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Qui semana 3  ii enla i quimic Qui semana 3 ii enla i quimic Presentation Transcript

  • Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERAL
  • CONTENIDOS TEMÁTICOS
    • Enlace químico
    • Características del enlace químico
    • Propiedades
    • Problemas de analisis
    • Enlace covalente
    • Enlace moleculares
    • Trabajo de investigación
  • Meditemos
  • ¿Por qué se forman compuestos? Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad  liberan energía Un compuesto iónico El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes
  • Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.
  • ¿Qué es un enlace químico?
    • Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre los átomos u otras especies químicas, confiriendo estabilidad a los conjuntos formados.
    • Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químico .
    • Un enlace químico resultará de la redistribución de los electrones de los átomos y partículas participantes, y ésta es la causa de que la energía total del sistema llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más estable.
  • Electronegatividad y enlace
    • La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:
    • Si  EN >=1,7 es iónico;  EN <=1,7 es covalente
    H 2,1                                   Li 1,0 Be 1,5                     B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0   Na 0,9 Mg 1,2                     Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0   K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,6 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8 Cu 1,9 Zn 1,6 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8   Rb 0,8 Sr 1,0                     In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5   Cs 0,7 Ba 0,9                                
  • Electronegatividad y enlace
  • Tipos de enlace
    • Interatómicos
      • Iónico
      • Covalente
      • Metálico
    • Intermoleculares
      • Fuerzas de London
      • Interacciones dipolo-dipolo
      • Enlaces puente de hidrógeno
    Metano CH 4 (g) Agua H 2 O(l)
  • Tipos de enlaces interatómicos
  • Enlace Iónico
  • ¿Cómo se forma el enlace iónico?
  • Teoría de Lewis
    • Los electrones de valencia son los que intervienen en la formación de enlaces.
    • Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).
    • Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).
    • En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,
  • Estructuras de Lewis de compuestos iónicos BaO MgCl 2 Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes. Ba • • O • •• • •• •• O •• •• •• Ba 2+ 2- Mg • • Cl • •• •• •• Cl • •• •• •• •• Cl •• •• •• Mg 2+ - 2
  • Los compuestos iónicos
    • Un ion no solo atrae un contraion sino varios otros más, de acuerdo a su tamaño y carga, por lo que cada ion estará siempre rodeado de un número determinado de iones de signo contrario, y un compuesto iónico será por lo tanto una estructura tridimensional, llamada RED CRISTALINA
  • Los compuestos iónicos Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.
  • Propiedades de los compuestos iónicos
    • A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones.
    • Altos puntos de fusión y ebullición .
    • Muchos son solubles en solventes polares como el agua.
    • La mayoría es insoluble en solventes no polares como el hexano o la gasolina .
    • Son conductores de la electricidad en estado fundido (líquido) o en solución acuosa.
    • No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas mínimas , cuando de compuestos iónicos se trata.
  • Problemas de aplicación
    • 1. En un enlace covalente:
    • Los átomos formando el enlace están en la forma de iones.
    • Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.
    • Los electrones son compartidos en forma relativamente igual por los dos átomos.
    • El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil
    • Es la gran diferencia en electronegatividad lo que mantiene el enlace.
  • 2. Qué compuesto de los que se indican abajo, tendrán todos sus enlaces esencialmente covalentes? a) NaOH b) ZnCl 2 c) CH 3 CO 2 Na d) CaCO 3 e) CH 3 CH 2 OH
    • 3. De los siguientes compuestos diga cuantos enlaces i ó nicos y cuantos enlaces covalentes tiene.
    • Na 2 O 2
    • H 2 O 2
    • CO 2
    • N 2 O 3
    • Cl 2 O 5
    • Mn 2 O 3
    • H 2 S
    • N 2 O 3
  • En la siguiente estructura determine usted cuantos enlaces i ó nicos hay y cuantos enlaces covalentes hay en la estructura siguiente:
  • CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
    • Investigar lo siguiente:
    • Los enlaces en su importancia en la existencia de la vida, fundamente con ejemplos.
    • En que tipo de materiales se identifican los enlaces iónicos.
    • Construya una tabla en donde describa las principales propiedades de los compuestos iónicos, y sus aplicaciones.
  • ORIENTACIONES
    • Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.
    • Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.
    • Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.
  • GRACIAS
  • Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERAL
  • Regla del octeto
    • Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2 p 6
    • En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).
    Estado basal de los átomos
  • Electronegatividad y enlace
    • La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:
    • Si  EN >=1,9 es iónico;  EN <=1,9 es covalente
    H 2,1                                   Li 1,0 Be 1,5                     B 2,0 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0   Na 0,9 Mg 1,2                     Al 1,5 Si 1,8 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0   K 0,8 Ca 1,0 Sc 1,3 Ti 1,5 V 1,6 Cr 1,6 Mn 1,5 Fe 1,8 Co 1,8 Ni 1,8 Cu 1,9 Zn 1,6 Ga 1,6 Ge 1,8 As 2,0 Se 2,4 Br 2,8   Rb 0,8 Sr 1,0                     In 1,7 Sn 1,8 Sb 1,9 Te 2,1 I 2,5   Cs 0,7 Ba 0,9                                
  • Porcentaje de carácter iónico del enlace
  • El enlace covalente Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula . Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos , que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9. Electrones 1s Par electrónico compartido Una molécula de hidrógeno Dos átomos de hidrógeno Par enlazante
  • Formación del H 2 Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de orbital: un orbital molecular (un enlace covalente )
  • Moléculas sencillas
  • Moléculas sencillas
  • Clasificación de los enlaces covalentes
  • Tipos de enlace covalentes
    • Normales:
    • Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.
    • Coordinados:
    • Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.
    (a) Por el origen de los electrones compartidos
  • Tipos de enlace covalentes: Por el origen de los electrones compartidos Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH 4 + son indistinguibles entre sí!
  • Enlaces covalentes normales y coordinados Enlace covalente normal simple Enlace covalente coordinado simple Orbitales semillenos Pares de e- compartidos Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos
  • Tipos de enlace covalentes: Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricas Enlaces covalentes no polares Enlaces covalentes polares Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)  +  (b) Por el grado de compartición de los electrones
  • Tipos de Enlace según la diferencia de Electronegatividad Δ EN = EN A - EN B Si Δ EN ≥ 1,9 Si Δ EN < 1,9 Enlace Iónico Enlace Covalente No polar o apolar Polar Si, Δ EN = 0, 0 (átomos iguales) Si, 0 < Δ EN < 1,9 (elementos diferentes) La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.
  • Enlace no polar
  • Enlace polar
  • Momento Dipolar (  )  = q . r q : carga del e - = 1,602·10 -19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33 · 10  30 C.m  El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo formado, es decir es una medida del polaridad del enlace. H Cl   Sustancia Δ EN  (D) T e ( o C) HF 1,9 1,91 19,9 HCl 0, 9 1,03 -85,03 HBr 0,7 0,79 -66,72 HI 0,4 0,38 -35,35 H-H 0,0 0,0 -253
  • Tipos de enlace covalentes:
          • enlaces sencillos (1 par compartido)
          • enlaces dobles (2 pares compartidos)
          • enlaces triples (3 pares compartidos)
    Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples (c) Por la Multiplicidad del enlace covalente octetos
  • Tipos de enlace covalentes:
      • El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.
      • Los dos e- se comparten en el nuevo orbital formado .
      • Enlace Sigma,  :
      • La d ensidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
    (d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares)
  • Tipos de enlace covalentes:
    • Enlace pi,  :
    • La d ensidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. Consta de dos lóbulo s .
    • - Un enlace doble consiste en un enlace  y un  .
    • - Un enlace triple consiste en un enlace  y dos  .
    Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud E ≡ E (d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares) Enlace longitud de enlace ( Å ) energía de enlace ( kcal/mol) C – C 1,53 88 C = C 1,34 119 C ≡ C 1,22 200 +
  • Orbitales sigma y pi Enlace  s-p Enlace  p-p Enlace simple Enlace doble Enlace triple Región de traslape H Cl • • • • • • • • Cl • • • • • • • Cl • • • • • • •
  • Orbitales sigma
  • Orbitales pi
  • Enlaces múltiples Nitrógeno, N 2 N N • • • •   
  • Estructuras de Lewis en compuestos covalentes
    • Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula , colocando los electrones de valencia como puntos alrededor de l os símbolo s de l os elemento s.
    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
  • Reglas Se considerará como átomo central de la molécula: . El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones. . De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo .
  • Ejemplos de Estructuras de Lewis
  • Adicionalmente...
    • Reglas para hallar el número de enlaces
    • 1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la fórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. A este valor se le denomina a
    • 2- Se determina el número total de electrones necesarios para que todos los átomos de la especie puedan adquirir la configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos diferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos de hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b .
    Número de enlaces = b - a 2
  • Ejemplos Ejemplo 2 : SiO 4 -4 Si: 4e- val O: 6e-x 4 = 24 e- val + 4 cargas neg. a =32 2) 1) 3) e- de v al libres= 32- 8= 24 4) b = 8x5= 40 #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4 2) Ejemplo 1 : H 2 CO C: 4e- H: 1e- x 2= 2e- O: 6e- a = 12 1) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4) b = 8x 2 + 2x1 = 18 #enlaces= (18 -12) / 2 = 3
  • Propiedades de los compuestos covalentes
    •  Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.
    • Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de fusión y ebullición.
    • Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.
    • Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el hexano o la gasolina.
    • En estado líquido o fundido, no conducen la corriente eléctrica.
    • Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas conductoras de la electricidad.
  • Comparación de propiedades Compuestos iónicos y covalentes
  • Resonancia
    • En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.
    • Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).
  • Resonancia
    • Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de do s posibles situaciones
    • No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un a molécula: la real, que no es una ni la otra .
    • Las estructuras son equivalentes.
    • Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
    A estas estructuras se les llama formas resonantes
  • Excepciones a la regla del octeto
    • No todas las especies químicas cumplen la regla del octeto.
    • Hay tres clases de excepciones a la regla del o ctet o
    • Moléculas con # de e- impar.
    Otros ejemplos: ClO 2 , NO 2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octet o . BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej emplos : Compuestos de Be, B, Al .
  • Excepciones a la regla del octeto
    • c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octet o .
    La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octet o s expandidos . PCl 5 # de e- de v al  5+7x5= 40 e- Otros ejemplos: ClF 3 , SF 4 , XeF 2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
  • Hibridación
    • Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de Lewis , es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH 4 .
    • La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía
    Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la hibridación de orbitales . C • • • •
  • La formación del metano, CH 4
  • Hibridación sp 3 CH 4 Hibridación
  • Híbridos sp 3
  • El metano, CH 4
  • Hibridación sp 2 Hibridación
  • Híbridos sp 2
  • Hibridación sp Hibridación
  • Híbridos sp
  • Enlaces múltiples
    • El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.
    Molécula plana C = C H H H H
  • El eteno o etileno, C 2 H 4
  • Enlaces múltiples
    • El Acetileno, C 2 H 2 , tiene un triple enlace.
    • La molécula es lineal, H – C  C – H
  • El etino o acetileno, C 2 H 2
  • Geometría molecular
    • Es importante saber predecir la geometría o forma molecular, puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.
    • a) Se dibuja la estructura de Lewis.
    • Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no enla zantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se atribuye un tipo de hibridación
    • La geometría molecular final vendrá determinada en función de l os átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.
    Estructura de Lewis Requiere sp 3 Geometría de los pares de e- (tetraedral) Geometría molecular (pirámide trigonal)
  • Geometría molecular lineal Plana-trigonal angular # de pares de e- del átomo central Geometría de los pares de e- # de pares de e-enlazantes # de pares de e- no enlazantes Geometría molecular Ejemplos
  • Geometría molecular Angular Piramidal-Trigonal Tetraedral Tetraedral # de pares de e- del átomo central Geometría de los pares de e- # de pares de e-enlazantes # de pares de e- no enlazantes Geometría molecular Ejemplos
  • Hibridación y Geometría molecular: Resumen Hibridación Número de enlaces sigma Número de pares solitarios Total Geometría Angulo de enlace (aprox) Ejemplo sp 2 0 2 Lineal 180  BeH 2 sp 2 2 3 1 0 3 3 Angular PlanaTrigonal 120  SO 2 SO 3 sp 3 2 3 4 2 1 0 4 4 4 Angular Piramidal- trigonal Tetraédrica 109,5 ª H 2 O NH 3 CH 4
  • Polaridad molecular
    • Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de su polaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.
    • Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
    • 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
    • 2- La geometría molecular
    CO 2 Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal, sino angular . H 2 O
  • Polaridad molecular Si los pares de e- de enlace están distribuidos sim é tricamente alrededor del átomo central, la molécula es no polar . Si hay pares no enla zantes la molécula es polar. Polar
  • Moléculas polares
  • Enlace Metálico
    • La “Teoría del Mar de Electrones”: afirma que siendo los electrones de valencia de un metal muy débilmente atraídos por el núcleo, estos electrones se desprenderían del átomo, creando una estructura basada en cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones libres (un mar de electrones) que tienen la posibilidad de moverse libremente por toda la estructura del sólido.
    Metal Punto de fusión (°C) Na 97,8 Fe 1536 W 3407
  • Enlace metálico (Mg)
  • Propiedades que genera el enlace metálico
    • Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.
    • Sin dúctiles, maleables, tenaces
    • Son relativamente blandos (se rayan fácilmente)
    • Poseen alta densidad
    • Poseen color y brillo característico
    • Algunas de las propiedades señaladas se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal alo largo de los planos estructurales.
    + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  • Fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo Enlaces por puentes de hidrógeno Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)
  • Fuerzas de dispersión de London
    • Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos formados entre las moléculas (polares o no polares)
    • Dipolos instantáneos : El movimiento de los electrones en el orbital origina la formación de dipolos no permanentes.
    • Dipolos inducidos : Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).
    Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares
  • Fuerzas de dispersión de London Moléculas no polares En una de ellas se forma un dipolo instantáneo El dipolo instantáneo induce a la formación de un dipolo en la molécula vecina
  • Fuerzas de London
  • Grafito
  • Fuerzas dipolo-dipolo
    • Interacción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares neutras , y su intensidad depende de la polaridad molecular.
  • Fuerzas dipolo-dipolo
  • Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)
    • Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas intermoleculares muy fuertes.
    • El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N , unido a H
  • EPH en el agua
  • Efecto de los EPH en la propiedades físicas
  • Efecto de los EPH en la propiedades físicas Punto de ebullición normal (K) Masa molecular  Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.
  • CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
    • Investigar lo siguiente:
    • 1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .
    • 2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente que tipo de enlace se encuentra presente y porque.
  • ORIENTACIONES
    • Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.
    • Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.
    • Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.
  • GRACIAS