Enlaces Quimicos

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Power Point sobre el tema de enlaces químicos

Power Point sobre el tema de enlaces químicos

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  • 1.  
  • 2.
    • Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía , lo que equivale a decir de máxima estabilidad.
    • Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
  • 3.  
  • 4.
    • Intramoleculares:
      • Iónico.
      • Covalente.
    • Intermoleculares:
      • Fuerzas de Van de Waals
      • Enlaces de hidrógeno.
    • Metálico.
  • 5.
    • Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados.
    • Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.
    • Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.
    • Es siempre endotérmica (positiva).
    • Ejemplo: para romper 1 mol de H 2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436  kJ ,  E enlace (H–H) = + 436 kJ
    • La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “ distancia de enlace ”.
  • 6.
    • Se basa en las siguientes hipótesis:
    • Los átomos para conseguir 8 e – en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete).
    • Cada pareja de e – compartidos forma un enlace.
    • Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
  • 7.
    • Moléculas tipo NO y NO 2 que tienen un número impar de electrones.
    • Moléculas tipo BeCl 2 o BF 3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
    • Moléculas tipo PCl 5 o SF 6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e – ).
      • Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.
  • 8.
    • No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.
    • Por ejemplo, en el ion carbonato CO 3 2– el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O – .
    • Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.
    • Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.
  • 9.
    • Para explicar tales datos, se supone que los e – de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.
    • En el caso del ion CO 3 2– , se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO 3 2– , siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.
  • 10.
    • Los tres enlaces C–O tienen 1 / 3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia.
    • Los tres átomos de oxígeno participan de 2 / 3 de carga negativa.
  • 11.
    • Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.
    • Cada enlace tiene un momento dipolar “ µ ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de  entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).
  • 12.
    • Dependiendo de cómo sea  µ de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:
    • Moléculas polares . Tienen   no nulo:
      • Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.
      • Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H 2 O, NH 3 .
    • Moléculas apolares . Tienen  µ nulo:
      • Moléculas con enlaces apolares. Ej: H 2 , Cl 2 .
      •  µ = 0. Ej: CH 4 , CO 2 .
  • 13. CO 2 BF 3 CH 4 H 2 O NH 3
  • 14.
    • a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
    • b) El CH 4 es globalmente apolar (  µ  = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El CCl 4 es igualmente apolar por la misma razón; sin embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia fuera.
  • 15.
    • Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e – de orbitales semiocupados.
    • Así, 2 átomos de H (1s 1 ) tienen cada uno 1 e – desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e – .
    • Se llama “ covalencia ” al nº de e – desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.
  • 16.
    • Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “  ” (sigma).
    • Puede ser:
      • a) Entre dos orbitales “s”
      • b) Entre un orbital “s” y uno “p”
      • c) Entre dos orbitales “p”.
  • 17.
    • Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.
    • Siempre hay un enlace frontal “  ” (sólo 1).
    • Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “  ” (pi).
    • Si el enlace es triple, existe un solapa- miento “  ” y dos “  ”.
  • 18.
    • Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “ teoría de la hibridación ”.
    • Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH 4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e – del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
    • Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.
  • 19.
    • Se hibridan:
      • Los orbitales atómicos que van a formar enlaces “  ”
      • Las parejas de e – sin compartir.
    • No se hibridan:
      • Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace.
      • Los orbitales atómicos vacíos.
  • 20.
    • sp 3
      • 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano
      • 3 enlaces sencillos + 1 par e – sin compartir. Ej: NH 3
      • 2 enlaces sencillos + 2 par e – sin compartir. Ej: H 2 O
    • sp 2
      • 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3
      • 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno
    • sp
      • 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2
      • 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2
      • 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino
  • 21. Ejemplos
  • 22.
    • El átomo central sólo tiene pares de e – de enlace.
    • El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
    • El átomo central tiene pares de e – sin compartir.
    • El átomo central tiene un enlace doble.
  • 23.
    • Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X.
    • La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e – del átomo central.
    • Las parejas de e – se sitúan lo más alejadas posibles .
  • 24.
    • BeF 2 : El Be tiene 2 pares de e –  Ang. enl. = 180º.
    • BCl 3 : El B tiene 3 pares de e –  Ang. enl. = 120º.
    • CH 4 : El C tiene 4 pares de e –  Ang. enl. = 109,4º.
    CH 4 Tetraédrica BCl 3 Triangular BeF 2 Lineal
  • 25.
    • La repulsión de éstos pares de e – sin compartir es mayor que entre pares de e – de enlace.
      • NH 3 : El N tiene 3 pares de e – compartidos y 1 sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) ‏
      • H 2 O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) ‏
    Agua (104,5º) ‏ Metano (109,4º) ‏ Amoniaco (107,3º)
  • 26.
    • Permite explicar todas la moléculas existentes.
    • Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales moleculares y considerarlos “combinación lineal de orbitales atómicos” (C.L.O.A.).
    • Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas espaciales.
    • La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de los que proceden y por tanto, serían más estables (orbitales enlazantes).
  • 27.
    • La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes).
    • Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:
    • El O.E. puede ser fraccionario si combinan orbitales apareados y desapareados.
  • 28. O.A. (N) ‏ O.A. (N) ‏ O.M. (N 2 ) ‏ Molécula de N 2 O.A. (N) ‏ O.A. (O) ‏ O.M. (NO) ‏ Molécula de NO
  • 29.
    • Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura
    • Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.
    • Las reacciones de pérdida o ganancia de e – se llaman reacciones de ionización :
    • Ejemplo : Na – 1 e –  Na + O + 2e –  O 2– Reac. global: O + 2 Na  O 2– + 2 Na +
    • Formula del compuesto (empírica): Na 2 O
  • 30.
    • Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.
    • Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la E r corresponde a la reacción:
    • Na + (g) + Cl – (g)  NaCl (s) (  H ret < 0)
    • Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
  • 31.
    • En valores valores absolutos:
    • A mayor carga de los iones mayor “ U ”.
    • Ejemplo: Así el CaO (Ca 2+ y O 2– ) tendrá “ U ” mayor que el NaCl (Na + y Cl – ).
    • A mayor tamaño de los iones menor “ U ”.
    • Ejemplo: Así el NaCl (Na + y Cl – ) tendrá “ U ” mayor que el KBr (K + y Br – ).
  • 32.
    • La reacción global de formación de NaCl es:
    • Na (s) + ½ Cl 2 (g)  NaCl (s) (  H f = –411’1 kJ) ‏
    • que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
    • Na (s)  Na (g) (  H subl = +107’8 kJ) ‏
    • ½ Cl 2 (g)  Cl (g) (½  H dis = +121’3 kJ) ‏
    • Cl (g)  Cl – (g) (AH AE = –348’8 kJ)
    • Na (g)  Na + (g) (AH EI = +495’4 kJ)
    • Na + (g) + Cl – (g)  NaCl (s) (  H ret = ?) ‏
  • 33.  
  • 34.
    • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.
    • Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.
  • 35. Estructuras cristalinas  Los cristales tienen formas geométricas definidas debido a que los átomos o iones, están ordenados según un patrón tridimensional definido.  Mediante la técnica de difracción de Rayos X , podemos obtener información básica sobre las dimensiones y la forma geométrica de la celda unidad , la unidad estructural más pequeña, que repetida en las tres diemensiones del espacio nos genera el cristal . Celda unidad
  • 36.
    • “ Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”.
    • Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.
  • 37.
    • NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)
      • Índice de coord. para ambos iones = 6
    • CsCl (cúbica para ambos iones)
      • Índice de coord. para ambos iones = 8
    • CaF 2 (cúbica centrada en las caras para el Ca 2+ y tetraédrica para el F – )
      • Índice de coord. para el F – = 4
      • Índice de coord. para el Ca 2+ = 8
    Imágenes: © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato F  Ca 2+
  • 38.
    • NaCl :
      • Cl – : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
      • Na + : 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4
    • CsCl :
      • Cl – : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1
      • Cs + : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1
    • CaF 2 :
      • Ca 2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4
      • F – : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8
      • Hay por tanto el doble F – que Ca 2+
    F  Ca 2+
  • 39. Solubilidad de un cristal iónico .
  • 40. presión
  • 41.
    • Lo forman los metales.
    • Es un enlace bastante fuerte.
    • Los átomos de los metales con pocos e  en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble.
    • Se comparten los e  de valencia colectivamente.
    • Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.
    • Existen dos modelos que lo explican:
      • Modelo del mar de electrones:
      • Modelo de bandas:
  • 42.
    • Se basa en la T.O.M (bandas en el espectro de emisión).
    • Se combinan infinidad de orb. atómicos con lo que se producen bandas de orb. moleculares.
    • Los e – ocupan los O.M. enlazantes de menor energía (banda de vlencia).
    • Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía libres formando la
  • 43. presión
  • 44. Fuerzas intermoleculares
    • » Fuerzas intermoleculares:
    • · Fuerzas de dispersión (London) ‏
    • · Fuerzas dipolo-dipolo
        • Fuerza dipolo –dipolo inducido
    • · Enlaces de hidrógeno
  • 45. Fuerzas Intermoleculares - Fuerzas de London - Fuerzas dipolo-dipolo - Fuerzas por puentes de hidrógeno Fuerzas de Van der Waals
    • Dipolos instantáneos.
      • El movimiento de los electrones en el orbital producen polarización no permanente.
    • Dipolos inducidos.
      • Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior.
  • 46. Fuerzas Intermoleculares
    • -Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay.
    • » Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido.
    • Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan mutuamente. El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones del átomo adyacente. Esta atracción causa que la nube de electrones se distorsione. En ese instante se forma una molécula polar, debido al dipolo instantáneo que se forma.
    • » Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.
    FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
  • 47. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas dipolo-dipolo - Interacción entre un dipolo en una molécula y un dipolo en la molécula adyacente. - Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras. -Son fuerzas más débiles que las fuerzas ión-dipolo.
  • 48. Fuerzas Intermoleculares Interacciones dipolo-dipolo
  • 49.
    • Fuerzas entre dipolo permanente –dipolo inducido.-
    • Entre molécula apolar y polar.
    • La presencia de moléculas polares induce a la molécula apolar a la aparición de dipolos , denominados dipolos inducidos . Justifica la pequeñísima solubilidad de agua en disolventes apolares .
  • 50. Fuerzas Intermoleculares
    • Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo.
    • Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos de fuerzas de Van der Waals son las más fuertes.
    • El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N.
    Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF Enlaces de hidrógeno
  • 51. Fuerzas Intermoleculares  Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición. Punto de ebullición normal (K) ‏ Masa molecular (u) ‏
  • 52. Fuerzas Intermoleculares Alrededor de las moléculas En el sólido En el líquido Enlaces de hidrógeno en la molécula de agua
  • 53.
    • Son compuestos por la unión de átomos que comparten electrones , pero que se distribuyen en redes tridimensionales lo que le confiere a estos altos puntos de fusión y ebullición. Son los compuestos que presentan mayores puntos de fusión (1000 - 3500ºC) y ebullición
    • Se trata además de los compuestos que presentan mayor dureza de todos los conocidos. Siendo el diamante el más duro de todos con un valor de 10 en la escala de Mohs.
    • Carbono diamante (red de uniones tetraédricas.
    • Carbono grafito (red de láminas hexagonales).
  • 54. Tipos de sustancias: 1- Sustancias moleculares 2- Sólidos de red covalentes 3- Sólidos iónicos 4- Metales Propiedades de las sustancias La mayoría de las sustancias que son gases o líquidos son moleculares a 1atm y 25ºC, pero hay tres tipos de sólidos no moleculares como son sólidos covalentes, iónicos y metales).
    • Características de las sustancias moleculares:
    • Existen como entidades moleculares independientes.(Gases nobles, H 2, CO 2 , I 2 , CH 4 , Br 2 , hidrocarburos, NH 3 , HCl, ...) ‏
    • No conductoras de la electricidad en estado puro.
    • Son insolubles en agua, pero solubles en disolventes no polares (CCl 4 o benceno) ‏
    • Puntos de ebullición y de fusión bajos. (Fuerzas intermoleculares débiles) ‏
  • 55. Propiedades de las sustancias
    • Características de los sólidos de red covalente
    • Los átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes.
    • Malos conductores eléctricos.
    • Insolubles en todos los disolventes comunes.
    • Puntos de fusión muy elevados (  1000ºC) ‏
    • Ejemplos comunes: C (grafito/diamante) P f = 3500 ºC
            • Cuarzo (Silicatos: SiO 2, SiO 3 2- , Si 4 O 10 4- , ..) ‏
    • Características de los sólidos iónicos
    • - Se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas intensas entre iones contiguos con cargas opuestas. (NaCl, MgO, Na 2 CO 3 , ...)
    • Muchos compuestos iónicos son solubles en agua y disolventes polares. (Son insolubles en disolventes apolares) ‏
    • No conducen la electricidad, puesto que los iones tienen posiciones fijas en la estructura sólida. Sin embargo son buenos conductores cuando están fundidos o disueltos en agua.
    • No son volátiles y tienen un punto de fusión alto.
  • 56. Propiedades de las sustancias
    • Características de los sólidos metálicos
    • Las unidades estructurales son los electrones y cationes.
        • M + e - M + e - M + e -
        • M + e - M + e - M + e -
            • M + e - M + e - M + e -
            • M + e - M + e - M + e -
    • Conductividad eléctrica elevada (e - móviles) ‏
    • Conductividad térmica alta.
    • Dúctiles (cables) y maleables (láminas) ‏
    • Brillo. (reflejan las luz) ‏
    • Puntos de fusión muy variados (-39ºC (Hg) hasta 3419ºC(W)) ‏
    • Insoluble sen agua y otros disolventes comunes. El único metal líquido es el Hg, que disuelve a otros metales formando disoluciones llamadas amalgamas .
  • 57.