enlace quÍmico

Enlaces y Moléculas

07

/04

/201

5

UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO

2

1

2

Estos agregados constituidas por dos o

más átomos se conocen como

moléculas y las fuerzas que las

mantienen unidas se conocen como

enlaces.

Electronegatividad

Un elemento electronegativo atrae electrones.

Un elemento electropositivo libera electrones.

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/04

/201

5


3

La electronegatividad es una medida de la

habilidad de un elemento de atraer electrones

cuando esta enlazado a otro elemento.

RECORDANDO…

Escala de electronegatividad

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/04

/201

5


4

La electronegatividad aumenta de izquierda a

derecha en la tabla periódica.

La electronegatividad disminuye al

bajar en un grupo.

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

Aumento en la diferencia de electronegatividad

0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico

Cov. No-polar Cov. polar

Clasificación de enlaces

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/04

/201

5


5

Enlace Iónico

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/04

/201

5


6

Enlace

Iónico

Un enlace iónico es la fuerza de la

atracción electrostática entre iones de

carga opuesta.

Iones

libres

Estos enlaces pueden ser bastante

fuertes pero muchas sustancias iónicas

se separan fácilmente en agua,

produciendo iones libres.

Formación de un Cristal

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/04

/201

5


7

Iones

• Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes:

• Esta perdida de electrones se llama oxidación.

• Na . Na+ + e- sodio

• Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio

• : Al .

Al 3+ +

3 e- aluminio

07/04/2015 UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO

8

Formación de Aniones

• Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble:

• Este proceso se llama reducción.

• : Cl . + e- : Cl : - cloruro

: O : + 2e- : O : 2- oxido

• :N . + 3e- : N : 3- nitruro


9

. .

. .

: :

: :

Ejemplo de enlace iónico


10

Importancia de los iones

• Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales.

• El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales.

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5


11

Cl– (anión)

K+ (catión)

Enlace Covalente

• Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos.

• Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo.

• En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos.

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5


12

En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el resto alrededor del otro.

Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y neutralizan la carga nuclear.

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5


13

Estructuras de Lewis

En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomos se combinan para generar una configuración

electrónica más estable.

La máxima estabilidad resulta cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente.

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5


14

Regla del octeto

Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F.

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5


15

F : F : : ..

..

..

..

Al formar compuestos, los átomos ganan,

pierden, o comparten electrones para producir

una configuración electrónica estable

caracterizada por 8 electrones de valencia.

ejemplo

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/04

/201

5


16

C . . .

. F : ..

.. .

Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y

cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)

la estructura de Lewis para CF4 queda así:

: F : ..

.. C

: F : ..

..

: F : ..

.. : F : ..

..

Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.

ejemplo

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/201

5


17

Es una práctica común representar un enlace

covalente por una linea. Así, se puede escribir:

: F : ..

.. C

: F : ..

..

: F : ..

.. : F : ..

..

..

C F

F

F

F

..

..

..

.. : :

: :

: :

..

como

Ejemplos inorgánicos

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5


18

C : : : O

.. : O

.. : : C : O

..

O

.. :

: : : N : C : H : N C H

Dióxido de carbono

Cianuro de hidrógeno

Ejemplos orgánicos

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5


19

Etileno

Acetileno : : : C : C : H H C C H H

C : : C

..

H : : ..

H

H H

C C

H H

H H

Generalización Entre más grande sea la diferencia de

Electronegatividad entre dos átomos enlazados;

más polar es el enlace.


20

Enlaces no-polares conectan dos

átomos de la misma electronegatividad

H—H : N N : F : ..

.. F : ..

..

Generalización

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5


21

Los enlaces polares conectan

átomos

de diferente electronegatividad

: O C d+ d-

F : ..

.. H d+ d-

O ..

.. H d+

d-

H d+ O : .. ..

d-

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad F 4.0

Electronegatividad Mg 1.2

Diferencia 2.8

% de carácter iónico

Según la tabla periódica 86%

22( )Mg F+ -: :

··

··

• MgF2

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5


22

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad Cl 3.5

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 1.4


Según la tabla periódica 39

Carácter covalente = 100 – 39% = 61%

H Cl

H Clx

Enlace covalente polar

Porcentaje de carácter covalente

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/04

/201

5


23

Determinación del % de Carácter covalente



Diferencia 0


Según la tabla periódica 0

Carácter covalente = 100 – 0% = 100%

Enlace covalente puro o no polar

H Hx

H H

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/04

/201

5


24

Enlace covalente dativo

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/04

/201

5


25

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS

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/04

/201

5


26

COMPUESTOS IÓNICOS

1. Son sólidos con punto de fusión

altos (por lo general, > 400ºC)

2. Muchos son solubles en

disolventes polares, como el

agua..

3. La mayoría es insoluble en

disolventes no polares, como el

hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos

conducen bien la electricidad

porque contienen partículas

móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas

conducen bien la electricidad

porque contienen partículas

móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES

1. Son gases, líquidos o sólidos

con punto de fusión bajos (por

lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles

en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en

disolventes no polares, como el

hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o

fundidos no conducen la

electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen

ser malas conductoras de la

electricidad porque no

contienen partículas con carga.

N H

H

HN H

H

H x x

x

Amoníaco

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/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

27

07

/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

28

www.raulher.wordpress.com

C OOC OO xx

xx

Enlace

covalente doble

Dióxido de Carbono

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/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

29

07

/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

30

N NN Nxxxxx

Enlace

covalente triple

Nitrógeno

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/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

31

COH OH

O

COH OH

O

x x

x x

xx

xx

x x

x x

x x

x x

Ácido Carbónico

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/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

32

CO-

O-

O

COH O-

O

COH O-

O

Na+

x CO-

O-

O

x Na+

Na+

x

Bicarbonato y Carbonato

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/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

33

S

O-

O-

OH OH+2

S

O-

O-

OH OH+2

x x

x x

xx

xx

xx

xx

x x

Ácido Sulfúrico

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/201

5


34

Excepciones a Regla del Octeto

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5


35

Text

número par de e-

Molécula con menos de

8e-

molécula con más de 8e-

Excepciones:

Regla del

Octeto

Número Impar de Electrones

• En la mayor parte de las moléculas, el número de electrones es par y es posible el apareamiento de los spines de los electrones.

• No obstante, algunas moléculas como NO contiene 5 y+ 6 electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos.

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5


36

B FF

F

Menos de ocho electrones

• Una segunda excepción se presenta cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo de una molécula o de un ion.

• Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio.

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/04

/201

5


37

07

/04

/201

5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

38

• La tercera y más grande clase de excepciones consiste en las moléculas en que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl5

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/04

/201

5


39

PCl

ClCl

ClCl

Fuerzas intermoleculares

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/04

/201

5


40

Fuerz

as

inte

rmo

lecu

lare

s

Las fuerzas intermoleculares

son fuerzas electromagnéticas

las cuales actúan entre

moléculas o entre regiones

ampliamente distantes de una

macromolécula.

http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula

http://es.wikipedia.org/wiki/Macromol%C3%A9cula

Clasificación


41

Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas electromagnéticas

Dipolo-

dipolo Dispersión Puente

Hidrógeno

Dipolo-Dipolo • Son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos

permanentes.

• Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:

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5

UN

IDA

D 2

: E

NLA

CE

QU

ÍMIC

O

42

(+)(-) (+)(-) H-Cl--

--H-Cl (-)(+) (-)(+)

Cl-H----Cl-H

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_clorh%C3%ADdrico

Fuerzas de Dispersión o London

• Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas no polares.

• Son más intensas en las moléculas no polares más grandes que en las pequeñas.

• Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2.

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5


43

Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte,

en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente

entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente

electrostáticas.

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5


44

Puente de hidrógeno

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5


45

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5


46

enlace quÍmico

Documents