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El Enlace Quimico
 

El Enlace Quimico

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Estudio del enlace químico para alumnos de bachillerato

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    El Enlace Quimico El Enlace Quimico Presentation Transcript

    • EL ENLACE QUÍMICO Rosa Mª Santander Santos Montserrat Rebollar Benito I.E.S. García Morato BACHILLERATO
    • ÍNDICE
        • ENLACES INTRAMOLECULARES
          • ENLACE IÓNICO
          • ENLACE COVALENTE
        • ENLACE METÁLICO
        • ENLACES INTERMOLECULARES
          • ENLACE DE HIDRÓGENO
          • ENLACE POR FUERZAS DE VAN DER WAALS
    • EL ENLACE QUÍMICO
      • Llamamos enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, los iones o la moléculas que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos), de manera estable.
      • En la Naturaleza, cualquier proceso tiende a estabilizarse de manera espontánea, es decir evoluciona hasta conseguir un estado de mínima energía. Así:
      • Los átomos se unen formando sustancias compuestas con el fin de rebajar su energía y aumentar su estabilidad.
      • Curva de estabilidad para la formación de un enlace
    • EL ENLACE QUÍMICO
      • Los átomos que se unen para formar un enlace lo hacen mediante los electrones de la última capa(electrones de valencia). Los átomos de los gases nobles no suelen formar enlaces, por tener una estructura electrónica muy estable (octeto electrónico). En el resto de los casos, y fundamentalmente en el de los elementos representativos:
      • Los átomos se unen por
      • medio de enlaces cediendo,
      • captando o compartiendo
      • electrones con el fin de
      • alcanzar la estructura
      • electrónica estable de
      • gas noble (REGLA DEL OCTETO) G. Lewis
    • ENLACE IÓNICO
      • Se da entre un elemento electropositivo y otro electronegativo, es decir entre un metal y un no metal.
      • Consiste en una transferencia de electrones desde el metal al no metal, transformándose el primero en un ion positivo o catión y el segundo en un ion negativo o anión.
      • El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre cationes y aniones para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica.
      • Son compuestos iónicos, en general:
      • Las sales binarias (NaCl, CaF 2 ...) y las sales ternarias (KClO 3 , CaSO 4 ...)
      • Algunos óxidos (Li 2 O, CaO.)
      • Algunos hidróxidos (NaOH, KOH...)
    • ENLACE IÓNICO:NaCl
      • Formación de un compuesto iónico: cloruro de sodio, NaCl
      • Elemento metálico Elemento no metálico
      • Na:1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
      Na + :1s 2 2s 2 2p 6 Cl - :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cede 1 e - Gana 1 e - -1 e - +1 e - Agrupación de los iones positivos y negativos de un cristal iónico
    • ENLACE IÓNICO:NaCl
      • El elemento sodio(izquierda) cede el electrón más externo al elemento cloro(derecha), quedándose ambos con ocho electrones en la última capa electrónica (regla del octeto). El catión sodio y el anión cloruro forman la molécula de cloruro de sodio por la acción de las fuerzas eléctricas ejercidas entre sus cargas. El electrón transferido se ha representado en color rojo.
      • Formación de los iones sodio ( Na + ) y cloruro (Cl - )
    • Redes cristalinas iónicas
      • En los compuestos iónicos los iones se sitúan en posiciones fijas que corresponden a figuras geométricas bien definidas, llamadas redes cristalinas iónicas.
      • En ellas los iones de un signo se rodean de otros de signo contrario, manteniéndose siempre la neutralidad eléctrica.
      • Se define el índice o número de coordinación (I.C.) como el numero de iones de un signo que rodean a otro de signo contrario.
      • Existen distintos tipos de redes cristalinas iónicas, pero la más frecuente es la red tipo NaCl, en la que el índice de coordinación es 6. A este tipo de red se le llama red cúbica centrada en las caras.
    • Redes cristalinas iónicas
      • NaCl: red cúbica centrada en las caras
      • I.C. = 6
    • Balance de energía
      • Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas muy estables. Una prueba de ello es el hecho de que la formación de un cristal iónico es un proceso muy exotérmico, es decir, en el que se desprende mucha energía.
      • La energía de formación del cristal iónico es la energía intercambiada en el proceso:
      • Elementos en su estado natural -> Sólido cristalino
      • Así, por ejemplo, para el cloruro de sodio:
      • Na(s) + ½ Cl 2 (g) -> NaCl(s)
      • El estudio de este proceso puede realizarse por etapas. De esta manera se utilizan procesos conocidos en los que se puede medir la energía absorbida o cedida (CICLO DE BORN-HABER)
    • Energía reticular
      • Observamos que algunas de las etapas son exotérmicas y otras endotérmicas, aunque el balance global de la formación de cualquier compuesto iónico es siempre exotérmico.
      • La etapa más exotérmica es la que da lugar al compuesto iónico a partir de sus iones. La energía intercambiada en ella es la energía de red.
      • Energía de red o energía reticular es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones, en estado gaseoso.
      • Por ejemplo, para el NaCl esta energía (U) vale -787,4 KJ.mol -1
      • Na + (g) + Cl (g) -> NaCl (s) U = -787,4 KJ.mol -1
      • Cuanto más negativa es U mayor estabilidad tiene el compuesto iónico. Esto repercute en algunas de sus propiedades; por ejemplo, en que la temperatura de fusión y la dureza sean mayores también.
    • CICLO DE BORN-HABER Formación del cristal iónico NaCl
    • Propiedades de los compuestos iónicos Puntos de fusión : Altos, por encima de 600 ºC. Solubilidad : Solubles en agua y otros disolventes polares. Conductividad eléctrica : Conductores sólo en disolución o fundidos. Otras características : - Forman redes cristalinas de gran estabilidad. - La disolución de los compuestos iónicos produce la disociación iónica de estos. - Duros y frágiles.
    • ENLACE COVALENTE
        • Se da entre elementos electronegativos, es decir entre no metales.
        • No hay transferencia de electrones entre los átomos enlazados, sino que comparten electrones.
        • No se forman iones. Se forman moléculas apolares o polares.
      El enlace covalente consiste en la compartición por parte de dos átomos de elementos no metálicos de uno, dos o tres pares de electrones, con el fín de que cada uno alcance la configuración electrónica estable.
    • Teoría de Lewis
      • Sólo se consideran los electrones de la capa de valencia , pero no los orbitales en los que se encuentran.
      • Enlace covalente APOLAR : Se da en moléculas diatómicas
      O = O e. covalente doble N ≡ N e. covalente triple Cl – Cl e. covalente sencillo
    • Enlace covalente polar
      • Los átomos enlazados presentan diferente electronegatividad.
      • En los ejemplos siguientes el H queda con cierta carga positiva
      H - Cl
    • Enlace covalente coordinado o dativo
      • En este enlace los 2 electrones a compartir son aportados por uno de los átomos
      • Ión Hidronio: H 2 O + H + -> H 3 O +
      • Ión Amonio: NH 3 + H + -> NH 4 +
    • Teoría de enlace de valencia
      • El enlace se explica como solapamiento de orbitales: frontal ( σ ) o
      • lateral ( π )
      • Molécula de H 2
      • Solapamiento frontal s - s
      • Molécula de O 2
      • Solap frontal p – p y Solap lateral p – p
    • La molécula de agua
      • Molécula de agua
      • Solap frontales s ( H ) - p ( O )
        • Molécula angular
        • Molécula POLAR
    • Hibridación de orbitales
      • Cuando la covalencia del átomo central no coincide con el número de enlaces de la molécula, existe (cuando es posible) :
      • Promoción de e - + Hibridación de orbitales
      • La molécula queda con lados y ángulos de enlace iguales: simétrica
      • Hibridaciones a estudiar: sp 3 , sp 2 , sp
    • Molécula de metano
      • Hibridación sp 3 : Molécula de CH 4
      • - Geometría tetraédrica
      • - Ángulo de enlace= 109º
      • - Apolar por su simetría
      • hibridación del metano
    • Molécula de eteno
      • Hibridación sp 2 CH 2 = CH 2 Eteno
      • - Geometría triangular plana
      • - Ángulo de enlace =120º
      • - ej. BF 3 , CH 2 = CH 2
      • - El enlace lateral es más débil
              • hibridación del eteno
    • Molécula de etino
      • Hibridación sp
      • - Geometría lineal Etino
      • -Ángulo de enlace =180º
      • - Ej. BeCl 2 , Etino ....
            • hibridación del etino
    • Polaridad y geometria de las moléculas
      • Hay moléculas, que teniendo enlaces muy polares, presentan polaridad nula
      • - C Cl 4 : Cada enlace C – Cl es muy polar. Los momentos dipolares se anulan por la geometría TETRAÉDRICA de la molécula, por lo que ésta
      • es APOLAR
      • - CO 2 : Enlaces C - O muy polares . Molécula APOLAR y geometría LINEAL. O = C = O
      • - H 2 O : Molécula ANGULAR y POLAR
    • Propiedades de los compuestos covalentes moleculares Puntos de fusión : Bajos en general, de -272 ºC a 400 ºC. Solubilidad : Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares. Las polares, en disolventes polares. Conductividad eléctrica : Poco o nada conductores. Otras características : - En condiciones ordinarias pueden ser gases, líquidos o sólidos. - Puntos de fusión y ebullición bajos, porque al fundir o hervir sólo se rompen las fuerzas intermoleculares.
    • Propiedades de las compuestos covalentes atómicos Puntos de fusión : Elevados, entre 1200 ºC y 3600 ºC. Solubilidad : Insolubles en todos los disolventes. Conductividad eléctrica : No conductores. Otras características : - Son los más duros de todos los sólidos, como consecuencia de la gran estabilidad de sus enlaces. - No conducen la electricidad, ya que no tienen iones y sus electrones de valencia carecen de libertad de desplazamiento.
    • ENLACE METÁLICO
      • Es característico de los metales; es decir, se da entre los átomos que constituyen el metal.
      • Según el modelo de la nube electrónica , este enlace tiene las siguientes características:
        • Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos o cationes. Estos se ordenan geométricamente dando lugar a una red cristalina metálica.
        • Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los cationes y pueden desplazarse en el interior del metal.
        • La estabilidad de la red se mantiene por fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y la nube de electrones.
        • La unión entre los cationes no es rígida ni demasiado fuerte, de tal modo que las capas de cationes pueden desplazarse unas sobre otras.
    • Enlace metálico
      • Cristal metálico según el modelo de nube electrónica
      Iones positivos del metal (CATIONES) ELECTRONES DE VALENCIA
    • Propiedades de los metales Puntos de fusión : Variados, de -39 ºC a 3400 ºC. Solubilidad : Solubles en otro metal fundido (aleaciones). Conductividad eléctrica : Buenos conductores en estado sólido . Otras características : - Los valores más altos de los puntos de fusión corresponden a los metales de transición. - Densidades elevadas, debido a sus estructuras compactas. - Buenas propiedades mecánicas: tenaces, dúctiles y maleables.
    • FUERZAS INTERMOLECULARES
      • - Se dan entre moléculas que ya tienen su propio enlace.
      • - Son de naturaleza eléctrica, es decir son uniones entre dipolos.
      • - Debido a estas fuerzas se explica que algunas sustancias covalentes sean líquidas, e incluso sólidas.
          • 1. Enlace de Hidrógeno
          • 2. Enlace por fuerzas de Van der Waals
    • 1. Enlace de Hidrógeno
      • Uno de los átomos de la molécula es el H
      • El H ha de estar enlazado a un átomo:
          • Muy electronegativo, para que el dipolo sea intenso
          • De pequeño volumen atómico, para que las uniones entre los dipolos se establezcan mejor
          • Generalmente se da en moléculas donde el H está unido al F, O, N
    • Enlace de Hidrógeno en el H 2 O
      • A temperatura ambiente el H 2 O es líquido , mientras que el H 2 S es gas. Esto es debido a la estructura del agua con enlaces de Hidrógeno que se
      • muestra a continuación ( en el H 2 S, similar de fórmula, no se dan). Dicha estructura hace que el agua tenga un mayor punto de ebullición
      • AGUA
    • 2. Fuerzas de Van der Waals
      • Son fuerzas de naturaleza eléctrica y se deben a la existencia de dipolos en las moléculas, ya sean permanentes (moléculas polares) o temporales (moléculas apolares).
      • Son mas débiles que los puentes de hidrógeno.
      • Este tipo de fuerzas aumenta al aumentar la polaridad de las moléculas y el tamaño de las mismas.