Enlace quimico y_lewis

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Enlace quimico y_lewis

  1. 1. UNIDAD III ENLACE QUIMICO
  2. 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS <ul><li>Las propiedades químicas de un elemento dependen de la situación de los electrones en su corteza, es decir, de la situación de sus electrones en la corteza. Por tanto, todos los electrones que tengan configuración electrónica semejante en el nivel más externo tendrán propiedades químicas parecidas. </li></ul>
  3. 3. <ul><li>ELECTRONEGATIVIDAD. - Es una medida de la tracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace. En la tabla periódica la electronegatividad en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos aumenta hacia arriba. </li></ul><ul><li>AFINIDAD ELECTRÓNICA. - Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba. </li></ul><ul><li>ENERGÍA DE IONIZACIÓN. - Cantidad de energía que se requiere para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos, aumenta hacia arriba. </li></ul><ul><li>Propiedades periódicas . </li></ul><ul><li>Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse en base a su posición en la tabla periódica, sobre toda en forma comparativa entre los elementos. </li></ul>
  4. 4. <ul><li>RADIO ATÓMICO. - El radio atómico es la distancia media entre los electrones externos y el núcleo. En términos generales, el radio atómico aumenta hacia la izquierda en los periodos, y hacia abajo en los grupos. </li></ul><ul><li>CARÁCTER METÁLICO. - La división entre metales y no metales es clara en la tabla. El carácter metálico se refiere a que tan marcadas son las propiedades metálicos o no metálicos con respecto a otros elementos. El carácter metálico aumenta en los periodos hacia la izquierda y en los grupos hacia </li></ul>
  5. 5. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz ENLACE QUÍMICO 1.. Concepto de enlace químico 1.1. Energía y estabilidad 2.. Enlace iónico 3.. Enlace covalente 4.. Enlace metálico 1.2. Estructura de gas noble 1.3. Clases de químicos enlaces 2.1. Estructura de los compuestos iónicos 3.1. Modelo de Lewis 3.2. Teoría del enlace de valencia 3.3. Polarización del enlace covalente 5.. Enlaces intermoleculares 6.. Tipos de sustancias según sus enlaces
  6. 6. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 1.. Concepto de enlace químico Las fuerzas que mantienen unidas a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas, tanto simples como compuestas, de manera estable, se llaman ENLACE QUÍMICO De los 118 elementos que actualmente conocemos, 90 son pueden encontrar en la naturaleza pero nunca solos (excepto los gases nobles y a veces los metales nobles y algún otro) sino formando parte de un compuesto. Decimos que los átomos de esos elementos se unen, se combinan, formando enlaces químicos. ¿Por qué aparecen estas fuerzas que mantiene unidos a los átomos que forman un compuesto? Porque los átomos juntos, formando el compuesto, son más estables ( menor contenido energético) que separados. Si no ocurriera esto, los átomos no se unirían y no se formaría el compuesto. Lo podemos ver en la figura siguiente. Por tanto, la formación de un enlace entre dos átomos es un proceso que va siempre acompañado de una variación de la energía de estos átomos. 1.1. Energía y estabilidad
  7. 7. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Energía mínima Átomos aislados r o r o = distancia de enlace Energía potencial Menor energía que los átomos aislados ( Se desprende energía en la formación del enlace) Dominan las fuerzas atractivas Dominan las fuerzas repulsivas Distancia entre los núcleos - La energía de los átomos aislados se considera nula. -Al acercarse los átomos, dominan las fuerzas de atracción. Se desprende energía debido a que disminuye la energía potencial del sistema formado por los dos átomos. (curva 1) -Al acercarse los átomos dominan las fuerzas de repulsión no se producirá el enlace ( curva 2) -Cuando los átomos se hallan a cierta distancia, llamada distancia de enlace, la energía es mínima y la estabilidad máxima (curva 1). - Si los átomos se acercan más, aparecen un dominio de las fuerzas repulsivas sobre las atractivas, se absorbe energía y se pierde estabilidad (curva 1). 2 1 0 Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado.
  8. 8. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 1.2. Estructura de gas noble Decíamos al principio que todos los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otro(s) elementos , excepto los gases nobles. Estos tienen su última capa electrónica, la capa de valencia, completa con 8 electrones ( excepto el helio que la completa con 2) Configuración electrónica Esta estructura con 8 electrones de valencia recibe el nombre de octeto electrónico y tiene las siguientes características: • Es la responsable de la especial estabilidad de los gases nobles, que explica el hecho que estos no se combinen con otros elementos. • En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir la estructura de gas noble, con lo que aumentan su estabilidad. Estos hechos experimentales han llevado a los químicos a enunciar una regla de gran interés: la regla del octeto Muchos elementos, al unirse con otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gas noble, esto es, tener 8 electrones en su última capa. La regla del octeto no tiene validez general, siendo especialmente aplicable a los elementos representativos
  9. 9. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 1.3. Clases de químicos enlaces se da entre dos no metales o no metal e hidrógeno, mediante compartición de pares de electrones. Los átomos que forman la molécula adquieren la estructura de gas noble cediendo electrones, ganándolos o compartiéndolos, dando lugar a los siguientes tipos de enlaces: También existen enlaces entre moléculas: enlaces de hidrógeno y fuerzas intermoleculares de van der Waals. Se da entre átomos de un metal se suele dar entre un metal (cede electrones) y un no metal (gana electrones), dando lugar a estructura de redes cristalinas.
  10. 10. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 2.. Enlace iónico Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica ). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos (cationes) y negativos (aniones , respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Enlace iónico Como ejemplo veamos el enlace iónico entre el cloro y el sodio: Na (Z = 11) 1s 2 2s 2 p 6 Cl (Z = 17) 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 3s 1 Na + (Z = 11) 1s 2 2s 2 p 6 ( catión sodio) Cl – (Z = 17) 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 (anión cloruro) + átomos Iones, que se unen mediante fuerza eléctrostática (Coulomb) También podemos representar este enlace mediante los diagramas o notación de Lewis . Es un modo de representar a los átomos y sus enlaces, propuesto por el químico G.N.Lewis Para representar un átomo, escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos como electrones de valencia tenga.
  11. 11. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Para representar una molécula colocamos los electrones del enlace entre los átomos que lo forman. El enlace iónico del cloruro de sodio lo podemos representar mediante la notación de Lewis de la siguiente manera: El enlace iónico también se llama heteropolar. ( polos distintos )
  12. 12. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 2.1. Estructura de los compuestos iónicos Enlace iónico Llamamos índice de coordinación de un compuesto iónico al número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario. Cloruro de sodio NaCl 6:6 • Conducen la corriente eléctrica disueltos o fundidos. Propiedades de las sustancias iónicas: • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. • Son duros y frágiles y tienen puntos de fusión y ebullición altos. • Son solubles en disolventes polares como el agua. Compuesto índice de coordinación Cloruro de cesio CsCl 8:8 Fluoruro de calcio CaF 2 8:4 El tipo de enlace de un compuesto determina la mayoría de sus propiedades. La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica tridimensional . Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes.
  13. 13. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 3.. Enlace covalente 3.1. Modelo de Lewis En este caso, se unen COMPARTIENDO PARES DE ELECTRONES , que es lo que caracteriza al enlace covalente. Hay varias teorias o modelos: 3.2. Teoría del enlace de valencia Se basa en la regla del octeto. • Si los átomos comparten un par de electrones el enlace es SIMPLE . • Si los átomos comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE . • Si los átomos comparten tres pares de electrones el enlace es TRIPLE . Cuando uno de los átomos tiene tendencia a ceder electrones y el otro a ganarlos, hemos visto que se unen mediante un enlace iónico. Pero ¿ qué ocurre cuando ambos tienen tendencia a ganarlos? Los electrones compartidos son aportados a partes iguales por cada uno de los átomos que forman el enlace, aunque existe la posibilidad de que los electrones sean aportados por uno sólo de los átomos ( enlace covalente coordinado o dativo) Ya dijimos al principio que la regla del octeto no tiene validez general. La veremos en Química de 2º de Bachillerato
  14. 14. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 3.1. Modelo de Lewis Ejemplos: a) La molécula de cloro: Par de electrones enlazantes Par de electrones no enlazantes b) La molécula de oxígeno: c) La molécula de nitrógeno: Enlace simple Enlace doble Enlace triple Podemos comprobar que alrededor de cualquiera de estos átomos hay 8 electrones
  15. 15. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz HCl NH 3 Enlace covalente
  16. 16. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Como vemos en los ejemplos anteriores tenemos que decidir cómo colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es, cuántos de los electrones de valencia disponibles son electrones enlazantes (compartidos) y cuántos son electrones no enlazantes (no compartidos) ( asociados a un solo átomo) Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método : <ul><li>Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más </li></ul><ul><li>simétrica posible . </li></ul>2 . Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. <ul><li>El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. </li></ul>
  17. 17. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del agua, H 2 O <ul><li>Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. </li></ul>2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. <ul><li>El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. </li></ul>H H O D = 1+ 6 + 1 = 8 N = 8 · 1 + 2 · 2 = 12 = 12 – 8 = 4 Tenemos que colocar 4 electrones, es decir, 2 pares Tenemos que colocar otros 4 electrones para completar los 8 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
  18. 18. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del dióxido de carbono, CO 2 <ul><li>Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. </li></ul>2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. <ul><li>El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. </li></ul>O O C D = 6+ 4 + 6 = 16 N = 8 · 3 = 24 = 24 – 16 = 8 Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares Tenemos que colocar otros 8 electrones para completar los 16 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
  19. 19. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz O O S O O 2 – Otro ejemplo: el diagrama de Lewis del ión sulfato <ul><li>Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. </li></ul>2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = 6 + 6+ 6 +6 + 6 +2 = 32 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · 5 = 40 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 40 – 32 = 8 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares <ul><li>El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. </li></ul>Tenemos que colocar otros 24 electrones para completar los 32 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto.
  20. 20. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz NH 3 CS 2 SO 2 SO 3 NH 4 + SO 3 2 –
  21. 21. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 3.3. Polarización del enlace covalente En un enlace covalente formado por dos átomos iguales, el par de electrones o los pares de electrones es compartido por igual por ambos átomos. Se dice que el enlace es apolar ya que ambos átomos “tiran” con la misma fuerza de los electrones compartidos. Pero si nos fijamos en enlaces covalentes formados por átomos distintos, como el cloruro de hidrógeno: el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y tira con más fuerza del par de electrones que comparten, que estará más cerca de él que del hidrógeno. Esto hace que el cloro adquiera una carga parcial negativa δ – , mientras que el hidrógeno tiene una carga parcial positiva δ + , diciéndose que el enlace covalente es polar El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales opuestas en los extremos del enlace
  22. 22. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 3.3. Polarización del enlace covalente (Cont.) El enlace covalente estará tanto más polarizado cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de los dos átomos que lo forman. ± + – + – Molécula de cloruro de hidrógeno (red cristalina) δ + δ – Enlace covalente APOLAR Enlace covalente POLAR Enlace IÓNICO Aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace 3 – 3 = 0 3 – 2,1 = 0,9 3 – 0,9 = 2,1
  23. 23. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz • Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles (diamante , cuarzo, …) Propiedades de los compuestos covalentes. • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados • Se disuelven bien en disolventes apolares (éter, gasolina, ….) pero no en disolventes polares (agua), y es nula su capacidad conductora. • Los compuestos covalentes forman moléculas individuales. Compuestos macromoleculares
  24. 24. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 4.. Enlace metálico La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica son metales. La unión entre sus átomos no es por enlace iónico ya que este enlace sólo se da entre átomos distintos. Además, los metales tienen tendencia a ceder electrones y no a ganarlos. Tampoco es covalente pues los metales sólo tienen en su última capa 1 o 2 o 3 electrones y no dispondrían del número suficiente para adquirir la configuración de gas noble. Esto significa que tienen un nuevo tipo de enlace: el enlace metálico. Electrones de valencia Según el modelo de nube de carga tiene las siguientes características: Los átomos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos. Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y se desplazan por el interior del metal Esta estructura del enlace explica propiedades típicas de los metales, como la conductividad térmica y eléctrica, el brillo metálico, la ductilidad, la maleabilidad + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
  25. 25. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor o de oem . Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Propiedades de los compuestos metálicos:.
  26. 26. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz 5.. Enlaces intermoleculares Hasta ahora hemos visto enlaces, uniones, entre átomos. En el caso del enlace covalente, de la unión de esos átomos, se formaban moléculas, como el agua H 2 O ( líquido) , el dióxido de carbono CO 2 (gas) , el yodo I 2 ( sólido), etc A la vista de lo anterior, nos podríamos preguntar: ¿por qué el agua es líquida, el dióxido de carbono gas y el yodo sólido, si los tres están formados por moléculas covalentes? La respuesta la encontramos en la fuerza de unión entre esas moléculas, que serán mayores en el caso del yodo. Las uniones entre moléculas o enlaces intermoleculares pueden ser de dos tipos: • fuerzas intermoleculares de van der Waals. • enlaces de hidrógeno Los enlaces de hidrógeno se dan entre moléculas que tienen átomos de H unidos a átomos electronegativos de pequeño volumen ( F , O , N ) con algún par de electrones no enlazantes, como el agua H 2 O , el fluoruro de hidrógeno HF y el amoniaco NH 3
  27. 27. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz δ + δ + δ + δ – δ – δ + δ – δ + δ + Los enlaces de hidrógeno explican los elevados puntos de fusión y de ebullición que tiene el agua. Hidruros P.F. (°C) P.E. (°C) H 2 O 0 100 H 2 S – 62,9 – 60,1 H 2 Se – 64 – 42 H 2 Te – 54 – 1,8
  28. 28. 04/01/12 Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. Los enlaces metálicos: Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables.
  29. 29. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz
  30. 30. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz π σ π
  31. 31. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz
  32. 32. 04/01/12 Departamento de Física y Química - IPFA Cádiz

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