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ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO. Un átomo cede, capta o comparte electrones originando distintos tipos de enlace. Los responsables del enlace son los electrones del último nivel energético o capa de un átomo denominados electrones de valencia. Sólo participan las capas más externas.

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ENLACE QUÍMICO

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Presentation Transcript

  1. ENLACE QUÍMICO

  2. Un átomo cede, capta o comparte electrones originando distintos tipos de enlace. Los responsables del enlace son los electrones del último nivel energético o capa de un átomo denominados electrones de valencia. Sólo participan las capas más externas INTERACCIÓN ENTRE ÁTOMOS A TRAVÉS DE SUS ELECTRONES DE VALENCIA Notación de Lewis: incluye el símbolo del elemento rodeado de los electrones de valencia indicados por puntos (o equis).

  3. X X X X X X n corresponde al periodo

  4. Los enlaces químicos son básicamente de dos tipos: iónico y covalente Representan casos extremos. La mayoría de los compuestos presenta características intermedias entre ambos. Además de los enlaces entre átomos dentro de la molécula (intramoleculares) hay enlaces entre moléculas (intermoleculares) llamados fuerzas interpartículas o intermoleculares.

  5. Algunos elementos se estabilizan alcanzando la configuración electrónica del helio (dueto). Regla del octeto Los átomos al reaccionar tienden a alcanzar una estructura de gas noble en su capa de valencia: cediendo, captando o compartiendo electrones. Configuración electrónica de un gas noble: ns2np6 1s2

  6. ENLACE COVALENTE Se produce por compartición de los electrones de enlace de los átomos. Se presenta entre no metales y la fuerza del enlace proviene de la atracción entre los electrones compartidos y los núcleos de los átomos que se enlazan. Los átomos que forman enlaces covalentes tienen PI relativamente altos. El más simple ocurre entre átomos de hidrógeno.

  7. Configuración electrónica del hidrógeno 1H: 1 s1 Usando la notación de Lewis: H El átomo de hidrógeno es inestable y busca estabilizarse reaccionando con otro átomo de hidrógeno Molécula de Hidrógeno: H2 cada átomo completa su capa de valencia compartiendo un par de electrones.

  8. MOLECULA DE HIDRÓGENO H2

  9. ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? + 8e- 8e- 7e- 7e- F F F F F F F F pares libres pares libres enlace covalente simple enlace covalente simple pares libres pares libres En un enlace covalente dos o más electrones son compartidos por dos átomos. Estructura de Lewis del F2

  10. Configuración electrónica del cloro 17Cl: 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl Usando la notación de Lewis: Molécula de Cloro: Cl2

  11. Configuración electrónica del oxígeno 8O: 1 s2 2s2 2p4 O Usando la notación de Lewis: Molécula de Oxígeno: O2

  12. Configuración electrónica del nitrógeno 7N: 1 s2 2s2 2p3 N Usando la notación de Lewis: Molécula N2

  13. Ejemplos de enlace covalente • ·· ·· ·· :Cl · +xH:Cl ·xH; :Cl–H HCl Acido clorhidrico·· ·· ·· • ·· ·· ·· · O · +2xH Hx·O ·xH; H–O–H H2O Agua·· ·· ·· • ·· ·· ·· · N · +3xH Hx·N ·xH; H–N–H NH3 Amoniaco· ·x | H H • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · +2xCl: :Clx·O ·xCl: ; :Cl–O–Cl: Cl2O·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

  14. H H 4H + C  H C H H - C - H CH4 H H Metano

  15. El número de enlaces covalentes que puede formar un átomo se predice de los electrones necesarios para alcanzar una configuración electrónica estable (gas noble). El C tiene 4 e- en su capa de valencia y completa su octeto compartiendo 4 e-. Forma 4 enlaces con 4 átomos de H.

  16. Sin embargo no siempre es posible predecir la fórmula de una molécula covalente mediante esta regla tan simple. Muchos compuestos no cumplen la regla del octeto. Algunos no completan 8 e- en su última capa. Son moléculas deficientes en electrones.

  17. Enlace Covalente • Ejemplos de excepción al Octeto: • Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto ) • Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)

  18. Enlace Covalente

  19. ENLACE COVALENTE COORDINADO • Ambos electronesdel enlace sondonadosporunode los átomos. • Consiste en lacomparticiónde unpar de electrones, aportados por el mismo átomo. Se representa con una flecha dirigida hacia el átomo que recibe el par de e-. NH3 + H+  NH4+ ion amonio H H + H - N - H + H+ [ H - N - H ] NH4+ .. H

  20. H2O + H+ H3O+  ion hidronio H .. H - O - H + H+ [ H - O - H ] H3O+ + .. .. O H OS O H O Ácido sulfúrico H2SO4

  21. Clasificación del Enlace Covalente Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

  22. Reglas para representar estructuras de Lewis 1) Dibujar simétricamente el compuesto de acuerdo a: a) El H siempre en los extremos y en los ácidos siempre unido al oxígeno. b) El átomo central (excepto el H) es el átomo de menor EN. c) Forman enlaces múltiples C, N, O, P y S.

  23. 2) Sumar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si es un anión o un catión se suma o se resta los electrones respectivamente. 3) Se asignan pares de electrones a cada enlace y se completan octetos o duetos (para el H).

  24. 4) Determinar los electrones ocupados y restarlos del total. 5) Si quedan electrones se asignan como pares no compartidos sobre el átomo central. 6) Si el átomo central no completa octeto y puede formar enlaces múltiples se reubican electrones no compartidos formando dobles o triples enlaces.

  25. enlace covalente simple H H H H or H H O 2e- 2e- O 8e- O C O C O O enlace doble 8e- 8e- 8e- O N N N N enlace triple 8e- 8e- Estructura de Lewis del agua + + Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones o enlace doble Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones o enlace triple 9.4

  26. :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: :O ← :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙ Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

  27. SUSTANCIAS PARAMAGNÉTICAS: tienen un electron desapareado. Al ser sometidas a un campo magnético son atraídas por este. Ej) NO2, NO SUSTANCIAS DIAMAGNÉTICAS: no tienen electrones desapareados. Al ser sometidas a un campo magnético son repelidas débilmente por este. Ej) SO2, SO3

  28. ENLACE IONICO Hay transferencia de electrones entre las capas de valencia de los átomos. Se forman iones positivos (cationes) y negativos (aniones). Estos iones de carga neta opuesta generan una atracción electrostática que es la base del enlace iónico. Se forma una estructura cristalina (red iónica) que es una ordenación regular y estable de iones.

  29. - - - - + Li + Li Li Li+ + e- e- + Li+ Li+ + F F F F F F Enlace iónico 1s22s22p6 1s22s1 1s22s22p5 1s2 [He] [Ne] 9.2

  30. En síntesis el enlace iónico se forma entre: elementos de baja EN y de alta EN elementos de bajo PI y de alta EA un metal y un no metal elementos del extremo izquierdo y derecho de la tabla periódica

  31. La gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxigeno. Los metales alcalinos y alcalinotérreos (bajo PI) son los elementos con más posibilidad de formar cationes y los halógenos y el oxigeno (alta EA), los más adecuados para formar aniones.

  32. ENLACE IÓNICO

  33. Propiedades físicas de los compuestos iónicos o electrovalentes Son sólidos a temperatura ambiente. Al estado sólido son malos conductores de la electricidad. El calor los funde y en estado fundido conducen la corriente eléctrica debido a los iones presentes.

  34. Solubles en solventes polares (el agua por ej.) y la solución resultante conduce la corriente eléctrica. Las temperaturas o puntos de fusión (PF) y de ebullición (PE) son muy altas, debido a la gran fuerza de atracción electrostática entre los iones de la red cristalina. Para romper esta red se requiere mucha energía.

  35. Ej) Estructura de Lewis del enlace entre un átomo de litio y uno de fluor para formar LiF. Fórmula empírica: LiF

  36. Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro.

  37. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N) Polaridad del enlace covalente • Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. • Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

  38. Clasificación de los Enlaces Covalentes Según la diferencia de E.N se clasifican en: Enlace Covalente Apolar o Covalente Puro Diferencia de E.N = 0  Enlace Covalente Polar 1,9 > Diferencia de E.N > 0 Enlace Iónico Diferencia de E.N > 1,9

  39. Polaridad del enlace covalente Enlace covalente apolar, enlace covalente puro o 100% covalente Se presenta entre átomos de idéntica E.N (H2, Cl2, N2). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Cuando dos átomos iguales comparten un par de e-, hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

  40. Enlace covalente apolar • Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple • Si se comparten dos pares de e-: enlace covalente doble • Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

  41. Enlace covalente polar • Ocurre entre átomos de distinta E.N (HCl, CO). • Los electrones compartidos están desplazados hacia el átomo de mayor E.N. • Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-).

  42. Cuando los átomos de una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O • HEN= 2,1 ClEN=2,9 H. + .Cl: H+ :Cl: - . . . . . . . .

  43. Electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,9 mayor que 1,9

  44. 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. • Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

  45. Elementos electronegativos Son aquellos que pueden captar fácilmente electrones.

  46. Elementos electropositivos Son aquellos que pueden ceder fácilmente electrones.

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