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ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO. Energía de enlace. CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE. Átomos de H enlazados. Átomos de H alejados. Distancia de enlace. Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse. Na Na + + e - E.I Cl + e - Cl - A.I.

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Presentation Transcript

  1. ENLACE QUÍMICO

  2. Energía de enlace CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE Átomos de H enlazados Átomos de H alejados Distancia de enlace Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse.

  3. Na Na+ + e- E.I Cl + e- Cl- A.I. ENLACE IÓNICO • SE DA ENTRE IONES DE DISTINTO SIGNO • ENTRE ELEMENTOS MUY ALEJADOS EN EL S.P.con: • ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICA • BAJA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

  4. ENLACE IÓNICO • SE FORMAN REDES CRISTALINAS, • NO HAY MOLÉCULAS • CADA ION SE RODEARÁ DEL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE IONES DE SIGNO CONTRARIO (NÚMERO DE COORDINACIÓN)

  5. REDES CRISTALINAS

  6. NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

  7. NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

  8. CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

  9. CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

  10. CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

  11. CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

  12. ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

  13. ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

  14. ENERGÍA DE RED ECUACIÓN DE BORN- LANDÉ NA : Número de Avogadro z: Carga de los iones A: Constante de Madelung (depende de la geometría de la red r: Distancia de equilibrio entre iones n: Factor de compresibilidad (varía de 1 a 12) La energía de red es proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de los mismos

  15. Na (s) + ½ Cl2NaCl (s) Cl· (g) Cl- + Na+ Na (g) ½ D U S A I CICLO DE BORN HABER Qf ENERGÍAS ABSORBIDAS ENERGÍAS DESPRENDIDAS QF = S+ ½ D + A + I + U

  16. CICLO DE BORN HABER

  17. SOLUBLES EN AGUA SOLVATACIÓN DE IONES

  18. Solubles en agua • Conductores en disolución o fundidos

  19. TENSIÓN FRAGILIDAD LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS

  20. La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis ENLACE COVALENTE Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

  21. Tipos de enlaces covalentes: ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS Molécula de Hidrógeno: H2

  22. Cl Cl Cl Cl O O O O O H H H H O H + H + H H N N H H H H ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO Cl2 O2 H2O NH4+

  23. H H H C O C C H H H H O H C C O H H H O N O ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO C2H4 CH2O C2H4O2 HNO2

  24. O Cl H Cl H O S O Cl P O Cl Cl ESTRUCTURAS DE LEWIS OCTETO AMPLIADO H2SO4 PCl5

  25. H+ NO2- O- N O O- -O N O O N O O N ANIÓN CARBONATO 2- O O O O C C C C O O O O O O O O H O N O ESTRUCTURAS DE LEWIS RESONANCIA HNO2 Las estructuras resonantes sólo se diferencian en la distribución de los electrones, no en la de los núcleos

  26. TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell

  27. TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA. N. Sidgwick H. Powell

  28. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V) L. Pauling. The Nature of Chemical Bonding (1931) • Los electrones compartidos pertenecen a los orbitales de los átomos implicados • Electrones en un mismo orbital tienen spines antiparalelos • Un átomo forma tantos enlaces como electrones desapareados tenga (puede haber promoción)

  29. H H Enlaces tipo  SIMETRÍA CILÍNDRICA F F SOLAPAMIENTO Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace Enlaces tipo  ENLACES MÚLTIPLES

  30. Ener-gía 1s 2s 2p ENLACES DEL CARBONO Configuración electrónica PROMOCIÓN (PERMITE LA TETRACOVALENCIA) 1s 2s 2p 1s 2s 2p px py pz px py pz átomo de carbono en estado normal átomo de carbono en estado excitado

  31. HIBRIDACIÓN HIBRIDACIÓN sp3 s + 3p  4 sp3 GEOMETRÍA TETRAÉDRICA

  32. METANO CH4 4 ENLACES 

  33. ETANO: HIBRIDACIÓN sp3

  34. HIBRIDACIÓN sp2 s + 2p  3 sp2 HIBRIDACIÓN GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA

  35. ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

  36. ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

  37. ENLACES 6 orbitales p HIBRIDACIÓN sp2 BENCENO C6H6 ENLACES

  38. HIBRIDACIÓN sp s + p  2 sp GEOMETRÍA LINEAL

  39. ETINO: HIBRIDACIÓN sp

  40. ETINO: HIBRIDACIÓN sp

  41. POLARIDAD DE LOS ENLACES LOS ELECTRONES NO SIEMPE SON COMPARTIDOS AL 50% DEBIDO A DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE

  42. MOMENTO DIPOLAR Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.

  43. DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR) Aunque los enlaces sean polares, la geometría puede hacer que una molécula sea apolar si la suma de los momentos dipolares de los enlaces (vectores) es nula.

  44. TETRACLORURO DE CARBONO Enlaces polares, molécula apolar

  45. Cloroformo Agua Amoniaco

  46. FUERZAS INTERMOLECULARES • ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES • DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS • PUENTES DE HIDRÓGENO • FUERZAS DE VAN DER WAALS

  47. PUENTES DE HIDRÓGENO SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS: F  H O  H N  H ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas.

  48. PUENTES DE HIDRÓGENO Los puentes de hidrógeno hacen que en el hielo quede mucho espacio entre las moléculas de agua, más que en el agua líquida y por ello flota sobre ella

  49. PUENTES DE HIDRÓGENO ÁCIDO SALICÍLICO

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