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Tema de Química 2º Bachiller

Tema de Química 2º Bachiller

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  • Si es vrd muy mal el no poder bajarla, pero a mi si me sirvio bastante, en ningun lado dejan tan claro como funcionan las fuerzas de estabilidad mas que aqui, muchas gracias (Y)
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  • MUY COMPLETA LA INFORMACION DE VERDAD ME SOLUCIONO MUCHAS DUDAS SOY ESTUDIANTE DE PRIMER SEMESTRE DE ING QUIMICA DE LA UIS EN BARRANCABERMEJA SANTANDER COLOMBIA Y ME SIRVIO.
    GRACIAS AL QUE LA PUBLICO GRACIAS
    POR: JEFFERSON RODRIGUEZ
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  • 1. ENLACE QUÍMICO
  • 2.
    • Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad , tienden a conseguir un estado en el cual su energía sea mínima .
    • Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que conduzcan a la formación de una agrupación estable, entre esos átomos hay un enlace .
    • Los enlaces entre átomos, llamados interatómicos , dependiendo del tipo de sustancia que se forme, podrán ser iónicos, covalentes o metálicos .
    • Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas de las sustancias (sólidas, líquidas o gaseosas), llamados enlaces intermoleculares , pueden ser enlace o “puente” de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.
  • 3.
    • Energía de enlace es la energía que entra en juego en la formación de un enlace.
    • Distancia de enlace es la separación entre los átomos que forman un enlace, en la cual la energía del sistema es mínima.
  • 4. Enlaces interatómicos
    • 1) Enlace iónico , se da entre átomos de electronegatividades muy diferentes. Se caracteriza porque la fuerza de atracción es de tipo electrostático.
    • 2) Enlace covalente , se da entre átomos de parecidas electronegatividades (altas), supone una compartición de electrones.
    • 3) Enlace metálico , se da entre átomos de parecidas electronegatividades (bajas), propio de metales y aleaciones, y caracterizado por la gran movilidad que poseen algunos electrones.
  • 5. 1.- Enlace iónico
    • El enlace iónico se produce cuando se unen dos elementos de electronegatividades muy diferentes. El elemento más electronegativo (el no metal) formará iones negativos al captar uno o más electrones del elemento menos electronegativo (el metal), que quedará cargado positivamente al cederlos. El enlace se produce por la atracción electrostática entre iones que tienen carga de distinto signo (ley de Coulomb).
    • Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Cuando pierde un electrón se convierte en el ión Na + : 1s 2 2s 2 2p 6
    • Cl (Z = 17): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . Al captar el electrón del sodio se convierte en el ión Cl - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
  • 6.
    • Ambos iones son más estables que los elementos de los que proceden (ambos tienen estructura de gas noble s 2 p 6 ).
    • El enlace iónico se producirá por la atracción de los iones: Na + Cl -
    • Esta unión que “parece tan favorable” si analizamos su energía, no nos lo parecerá tanto:
    • Para arrancar el electrón al Na precisamos 495,8 kJ ( Energía de ionización ). Y el Cl liberará al captar el electrón del Na 348,6 kJ. Luego no es suficiente. Además es que hay otras energías que intervienen y no las hemos tenido en cuenta:
    • 1) El sodio es un metal sólido y para pasarlo a gas hemos de aportar una energía de 107,3 kJ ( Energía de sublimación ).
  • 7.
    • 2) El cloro es una molécula gaseosa diatómica y solo vamos a utilizar uno de sus átomos, necesitamos la mitad de la energía de disociación ½ 244 = 122 kJ.
    • Sumando todas estas energías vemos que 495,8 – 348,6 + 107,3 + 122 = + 376,5 kJ. ¿La formación del cloruro de sodio será más desfavorable todavía?
    • Obviamente la respuesta es NO . En la formación del enlace iónico hay una energía muy importante, que no hemos nombrado, se llama energía reticular o energía de red y se define “como la energía que se desprende cuando el número necesario de iones positivos y negativos se condensan en un cristal iónico para formar un mol de un compuesto”.
  • 8.
    • Al formarse el NaCl se desprenden 787 kJ, con lo que la entalpía de formación del NaCl sería 376,5 - 787 = --410,5 kJ (el signo negativo en la entalpía de formación implica la existencia del compuesto).
    • ∆ H f = ∆H S (E s ) + ∆H D + ∆H EI (EI) + ∆H AE (AE) + ∆H U (U)
    • La unión de todas las energías que intervienen en la formación de un cristal de NaCl recibe el nombre de ciclo de Born-Haber .
    • Es un ciclo termodinámico en el que se estudian, desde el punto de vista energético, todos los procesos que intervienen en la formación de un mol de un compuesto iónico a partir de los elementos que lo integran, estos elementos, se encuentran en su estado termodinámico más estable.
  • 9.  
  • 10.  
  • 11.
    • Para hallar la energía reticular, debemos tener en cuenta que los iones son partículas cargadas separadas un determinada distancia, luego su energía potencial electrostática es: E = k q c .q a /r
    • La energía reticular aumenta con la carga de los iones y disminuye con el tamaño de los mismos.
    • La expresión que nos permite calcular la energía reticular para un mol de compuesto iónico es:
    • N A es el número de Avogadro. A es la constante de Madelung y n es el factor de compresibilidad o de Born- Landé.
  • 12. Redes cristalinas. Índice de coordinación
    • Los iones que forman un compuesto iónico se ordenan internamente en una estructura geométrica perfectamente definida, y forman una red cristalina o cristal iónica.
    • Se llama índice de coordinación (IC) al número de iones de un tipo que rodean a otro ion de signo opuesto, en su esfera más próxima. Su valor es una característica fundamental del tipo de red que se forma.
  • 13.  
  • 14.  
  • 15. Factores que afectan a la fortaleza del enlace iónico
    • La estabilidad de un compuesto iónico viene determinada por su entalpía de formación. Cuanto más negativa sea esta, más estable será el compuesto. Una entalpía de formación positiva indicaría la no existencia del compuesto.
    • La energía de red, también es una medida de estabilidad del cristal iónico, cuanto mayor sea más difícil será romper el cristal.
    • Los factores que influyen en la estabilidad del enlace iónico son:
    • CARGA iónica: Es más estable cuanto menor sea la carga de sus iones.
    • TAMAÑO de los iones: Es más estable cuanto más compacta sea la red cristalina y, por tanto, cuanto más parecidos sean el tamaño del anión y del catión. (Mayor el catión y menor el anión).
    • Diferencia de ELECTRONEGATIVIDADES: Es más estable cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades.
  • 16. Propiedades de los compuestos iónicos
    • Sólidos a temperatura ambiente, con elevados puntos de fusión . Para fundir un compuesto iónico hay que romper su red cristalina. El punto de fusión será más alto cuanto mayor sea su energía de red.
  • 17.
    • Solubles en disolventes polares . La disolución de un compuesto iónico supone la ruptura de la red cristalina. Por lo que es necesario que entre las moléculas del disolvente y los iones se establezcan fuerzas mayores que las que mantienen unidos a los iones en la red cristalina. Se consigue con un disolvente polar muy fuerte (ej. El agua).
  • 18.
    • No conducen la electricidad en estado sólido , aunque si lo hacen en estado fundido y en disolución. La rígida estructura de sus iones impide la movilidad de sus iones y solo cuando se rompe la red puede haber movimiento de cargas. Son conductores de segunda especie.
  • 19.
    • Son duros y frágiles . La dureza mide la resistencia al rayado. La fragilidad mide la resistencia a los golpes.
  • 20. 3.- Enlace metálico
    • Se forma enlace metálico al combinarse átomos de elementos con electronegatividades y bajas (metales). Habitualmente, las sustancias metálicas están formadas por átomos de un solo elemento, aunque a veces se pueden obtener combinaciones de elementos, como ocurre en las aleaciones.
    • Los metales tienen las características que precisa el enlace metálico, a saber: bajas energías de ionización (para que los electrones de valencia sean fácilmente extraíbles) y orbitales libres.
    • Existen dos modelos para explicar el enlace metálico: el modelo del mar de electrones y la teoría de bandas.
  • 21. Modelo del mar de electrones
    • Los metales están formados por elementos que tienen pocos electrones en su capa de valencia. Este modelo supone que, en el bloque metálico, los átomos se han liberado de sus electrones de valencia y estos forman un mar que se insertan entre los iones metálicos positivos.
  • 22.
    • Los metales adoptan una estructura cristalina interna de alta simetría, lo que justifica su brillo característico. El mar de electrones se mueve por toda la red catiónica, pero no puede escapar de ella, debido a las atracciones electrostáticas.
    • Este modelo tan simple permite explicar la mayor parte de las propiedades de los metales, pero tiene limitaciones para explicar la distinta conductividad de algunos materiales.
  • 23. Teoría de bandas
    • Es un modelo que utiliza la teoría de orbitales moleculares para explicar el enlace metálico.
    • Cuando se juntan dos o más átomos sus orbitales atómicos también se juntan para formar orbitales moleculares. Estos son de 2 tipos los de menor energía se llaman enlazantes y los de mayor antienlazantes.
    • Los metales tienen pocos electrones de valencia por los que al formarse los orbitales moleculares solo los enlazantes están ocupados en parte (banda de valencia), mientras los antienlazantes están vacíos (banda de conducción). Esto explicaría la facilidad del movimiento de los electrones de una banda a otra.
  • 24.
    • Otros materiales tienen entre ambas bandas una zona de energía prohibida: son los aislantes. Y por último en los semiconductores el espacio entre bandas es pequeño y se puede “salvar” con un aumento de temperatura o de presión, por ejemplo.
  • 25. Propiedades de los metales
    • Son sólidos a temperatura ambiente, aunque de puntos de fusión menor que el de los compuestos iónicos.
    • Tienen una alta conducción de la electricidad y el calor , se les llama conductores de primera especie . La conductividad disminuye al aumentar la temperatura.
    • Son dúctiles y maleables . A diferencia de los cristales iónicos que se rompían.
  • 26. 2.- Enlace covalente
    • El enlace covalente se establece cuando se combinan átomos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos).
    • El enlace covalente consiste en la unión de átomos compartiendo pares de electrones hasta adquirir una configuración electrónica estable.
    • Cuando se unen dos elementos no metálicos iguales forman un enlace covalente apolar.
    • Cuando se unen dos elementos no metálicos distintos forman un enlace covalente polar. En este caso, los electrones se distribuyen de forma asimétrica, estando mas próximos al elementos mas electronegativo. Sobre él aparecerá una carga parcial negativa ( δ - ), y s obre el elementos menos electronegativo, una carga parcial positiva ( δ +).
  • 27. Teoría y diagramas de Lewis
    • Las estructuras electrónicas más estables son las de los gases nobles, que tienen 8 electrones en la capa de valencia excepto el He que tiene 2, para adquirir esa configuración los átomos compartirán uno o más electrones hasta rodearse de 4 pares, en esto se basa la teoría de Lewis o regla del octeto.
    • Lewis representa los electrones por aspas (x) o puntos (.) y los pares de electrones por barras (-).
    • Los electrones que se comparten en un enlace pertenecen, a la vez, a los dos átomos que se enlazan (enlazantes). Los electrones no compartidos se denominan no-enlazantes.
  • 28.
    • El cloro comparte 1 e - y forma la molécula de Cl 2 con un par de electrones enlazante (forma un enlace sencillo). El oxígeno comparte 2 e - y forma la molécula de O 2 con dos pares de electrones enlazantes (se forma un enlace doble) y el nitrógeno comparte 3 e - y forma la molécula de N 2 con tres pares de electrones enlazantes (se forma un enlace triple).
    • En los tres casos se forman moléculas apolares
  • 29.
    • La regla del octeto no se cumple para los elementos del primer periodo (H y He) además de para el B. Y en el tercer período y posteriores en encontramos estructuras con más de 4 pares de electrones.
    • Los diagramas de Lewis, además de representar moléculas, nos servirán para determinar la geometría de las moléculas.
  • 30.  
  • 31.  
  • 32.
    • Algunas especies químicas se pueden representar de varias formas, llamadas estructuras resonantes , y aunque ninguna de ellas da la imagen exacta de lo que ocurre, se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas. A cada especie se la llama híbrido de resonancia .
    • Enlaces deslocalizados son aquellos que no están asignados a ningún par de átomos en concreto.
  • 33.
    • Lo que determina que se formen enlaces entre átomos no es la búsqueda de la estructura de gas noble, sino compartir electrones, que es lo que da estabilidad al sistema.
    • También debe quedar claro que la teoría de Lewis no explica para nada como se forma un enlace covalente.
  • 34. Enlace covalente coordinado o dativo
    • A veces la pareja de electrones compartidos son aportados por uno de los átomos, es la especie dadora y necesita tener ese par de electrones libres, el otro átomo actúa de aceptor y necesita tener libre un orbital donde alojar a esos electrones. Son ejemplos de enlace covalente coordinado el ión amonio NH 4 + y el ión oxonio H 3 O + .
  • 35. A) Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia o TRPECV
    • Afirma que los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que forman los enlaces covalentes se sitúan lo mas alejados posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Esta teoría explica la geometría de las sustancias covalentes.
  • 36.  
  • 37.  
  • 38.
    • A efectos de geometría molecular los dobles y triples enlaces cuentan como sencillos.
    • La polaridad de una molécula viene determinada por su momento dipolar, que es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces:
    • Un enlace puede ser polar, pero la molécula formada apolar, debido a su geometría. Es lo que ocurre con el metano CH 4 o Borano BH 3 .
  • 39. B) Teoría de enlace de valencia
    • La TEV, propuesta por Pauling, afirma que, para que se forme un enlace covalente entre 2 átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital con un electrón desapareado. De manera, que al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los 2 átomos hasta la distancia adecuada (distancia de enlace) se producirá una superposición parcial de ambas y, en la zona común , tendrá lugar el apareamiento de los electrones, lo que supone la formación de un enlace covalente.
    • Para que la superposición sea efectiva, los orbitales deben tener un tamaño comparable y aproximarse con una orientación adecuada.
  • 40.
    • Enlace σ : se forma por solapamiento frontal de los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir, se puede dar con s + s, s + p y p x + p x . (Son los enlaces sencillos).
    • Enlace П : se forma por solapamiento lateral de los orbitales que contienen los electrones que se van a compartir, se puede dar con p y + p y y p z + p z . En este tipo de enlace hay 2 zonas de solapamiento, una a cada lado del plano que contiene los núcleos de los átomos.
    • Un enlace doble está formado por un σ y un П . Y Un enlace triple está formado por un σ y dos П .
    • Los enlaces σ son más fuertes que los enlaces П , debido a que son más fuertes los solapamientos frontales que los laterales.
  • 41.  
  • 42. C) Hibridación de orbitales atómicos
    • Otro nuevo concepto que introducimos para explicar las diferencias entre la teoría de enlace de valencia y las geometrías (reales) de las moléculas.
    • Vamos a ver las diferencias en moléculas tan corrientes como el amoníaco (NH 3 ), agua (H 2 O) y metano (CH 4 ).
    • A la vista de ellas, introduciremos en concepto de orbital híbrido, que al ser más achatado que los orbitales “puros” explica mejor los ángulos (reales) de enlace.
  • 43.  
  • 44.  
  • 45.  
  • 46.
    • Si el átomo central pertenece al tercer período o posterior, además de los orbitales s y p de su capa de valencia, puede utilizar orbitales d y, en su caso, orbitales f, para formar híbridos.
    • En el caso del P, en el PCl 5 , se forman híbridos sp 3 d.
    • En el caso del S, en el SF 6 , se forman híbridos sp 3 d 2 .
  • 47.
    • Dada la importancia de la Química Orgánica, le daremos especial importancia a ver como son los enlaces que adoptara en C en sus compuestos.
    • Con la teoría de Lewis conocemos y dibujamos los enlaces del C en cada caso. Y con la teoría del enlace de valencia y la teoría de la hibridación veremos como son los enlaces que se forman y su distribución espacial.
  • 48.  
  • 49. Sólidos covalentes
    • Se llaman así porque es el estado en que se encuentran en la naturaleza y están formadas por un número indeterminado de átomos unidos mediante un enlace covalente. Los más comunes son el diamante, el grafito y la sílice (cuarzo).
    • Las sustancias covalentes moleculares, bastante mas abundantes, nada tienen que ver con las anteriores, y suelen ser gases, líquidos y sólidos.
  • 50.  
  • 51. Propiedades de las sustancias covalentes
    • Puntos de fusión : Los sólidos covalentes tienen los mayores puntos de fusión muy por encima de las sustancias iónicas. Mientras que en las sustancias covalentes moleculares son muy bajos, inferiores a los compuestos iónicos o metálicos.
    • No conducen la electricidad en ningún estado (son aislantes).
    • Las sustancias covalentes moleculares son solubles en disolventes de polaridad similar, los alcoholes en agua y las grasas en la gasolina. Los sólidos covalentes no son solubles en nada.
    • Las sustancias covalentes moleculares son blandas y elásticas .
    • Los sólidos covalentes son duros y frágiles .
  • 52. 4.- Fuerzas intermoleculares
    • Son las que mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes, permitiendo que estas aparezcan en estado sólido o líquido, o que se disuelvan en otras sustancias.
    • En general son mucho mas débiles que los enlaces entre átomos.
    • Son de dos tipos:
    • A) Enlace (o puente) de hidrógeno .
    • El enlace o puente de hidrógeno se da entre átomos de muy alta electronegatividad y pequeño tamaño con el H. ( Solo lo dan el F, O y N )
    • Enlaces H – F, H – O y H – N.
  • 53.
    • B) Fuerzas de Van der Waals
    • Estas fuerzas aumentan con la masa molecular y pueden ser de varios tipos:
    • B1) Interacciones dipolo-dipolo se establecen entre moléculas polares.
    • B2) Fuerzas de dispersión o de London .
  • 54.  
  • 55.
    • B3) Otras interacciones:
    • Ion-dipolo: Responsable de la disolución de los compuestos iónicos en disolventes polares.
    • Dipolo-dipolo inducido
    • Ion-dipolo inducido
  • 56. Cuadro resumen del enlace químico
  • 57.  
  • 58. Ejercicios del tema
    • 4 y 5 (pag 87).
    • 10 (pag 94)
    • 16 (pag 97)
    • 18, 19, 21, 22, 24, 25, 26, 27, 28, 38, 40, 41, 42, 43, 44 y 45 (pag 116 y 117)

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