Quim sem 3 a covalente 2012 2

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Quim sem 3 a covalente 2012 2

  1. 1. CICLO 2012-III Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERALLic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
  2. 2. CONTENIDOS TEMÁTICOS Enlace covalente Enlace moleculares Trabajo de investigación
  3. 3. Enlace Químico: Enlace Covalente y Estructura MolecularQuím. Jenny Fernández Vivanco
  4. 4. B. Enlace covalente Los átomos comparten sus electrones de valencia.- Las sustancias están en estado sólido, liquido y gaseoso- Tienen puntos de fusión bajos (H2O= 0 ºC)- Tienen puntos de ebullición bajos (H2O= 100 ºC)- Δ En < 1,7- Reaccionan lentamente.1) Enlace covalente normalCuando el par de electrones es aportado por ambos átomos. Puede ser apolar (no polar) y polar- Enlace covalente apolar: El par de electrones del enlace son compartidos equitativamente (por igual) por ambos átomos. Se realiza entre átomos de igual electronegatividad Δ En = 0 Ej: H2, Cl2, O2
  5. 5. -Enlace covalente polar: Se realiza entre átomos con diferentes electronegatividad (H-Cl), el átomo con mayor electronegatividad atrae con mayorfuerza los electrones compartidos; la nube electrónica no estácompartida uniformemente, se crean polos (δ + δˉ ) δ+ δˉ H Cl + - 2) Enlace covalente coordinado dativo Los electrones compartidos son aportados solo por uno de losátomos que participan en el enlace. El que comparte sin ponernada gana mas carga positiva. Por ello se atraen además poruna atracción de tipo eléctrico, por una atracción de tipoelectrostático
  6. 6. El enlace es covalente e iónico a la vez ● ● x x Enlaces normales=1 SO2 ● x ● O x S O←S Enlaces dativos=1 ● ● x x O ● ● O ● ● O● ● ↑ O←S Enlaces normales=1 SO3 Enlaces dativos= 2 O H xx ↑ H ● x N x ● H + H+ → H- N - H Enlaces normales=3(NH4) + x I Enlaces dativos=1 ● H H
  7. 7. C. Enlace metálico En los metales existe una “red cristalina” de iones de metales (+), los electrones del ultimo nivel se desplazan libremente de un átomo a otro lo que justifica la levada conductibilidad eléctrica. ● ● ● + + + ● ● ●D. Enlace puente de hidrogeno Son enlaces eléctricos fuerte que se originan entre un átomo de hidrogeno y átomoHde alta En con pequeño volumen (F, O, H ― O ••• H ― O ••• ― O N) I I I H H H
  8. 8. Regla practica para determinar si una molécula es polar o apolar: Cuando el átomo central tiene electrones• de valencia no compartidos, la molécula es polarb)Cuando el átomo central tiene compartidos todos sus electrones de valencia, entonces la molécula es apolar, pero todos los ligandos deben ser iguales. ●● x x H ● N ●H x●c)Cuando el átomo central tiene compartidos todos sus electrones de valencia, H pero todos sus ligandos no son iguales, entonces la molécula es polar x x F ● ● F B ● x F xx x x x Ox x x ●● x x H ● O ● S ● O ●H x x x x x x ●● x x O
  9. 9. Tipos de enlaces interatómicos
  10. 10. Porcentaje de carácter iónico del enlace
  11. 11. El enlace covalentePueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomosque forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química:una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomosde elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamentealtos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias deelectronegatividades menores a 1,9. Electrones Par electrónico 1s compartido Dos átomos de Una molécula de hidrógeno hidrógeno Par enlazante
  12. 12. Formación del H2Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (sesuperponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)
  13. 13. Moléculas sencillas p a r n o c o m p a r t id o HO O H H HAG UA, H 2O p a r c o m p a r tid o O H H
  14. 14. Moléculas sencillas H HN H H N H H p a r n o c o m p a r tid o A M O N IA C O , N H 3 p a r c o m p a rtid o H H N H
  15. 15. Clasificación de los enlaces covalentes
  16. 16. Tipos de enlace covalentes(a) Por el origen de los electronescompartidos• 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.
  17. 17. Tipos de F o r m a c ió n d e l B r 2 enlace Br Br Br Brcovalent E n la c e c o v a le n te n o r m a l Br Br es: + F o r m a c ió n d e l N H (io n a m o n io ) Por el H 4 H +origen de H N H + H N H los H n o tie n e e le c tr o n e s !! s u o r b it a l 1 s e s t á v a c ío !! Helectrones Hcompartid E n la c e c o v a le n te c o o r d in a d o H N H H os Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4+ son
  18. 18. Enlaces covalentes normales y coordinados Orbitales semillenos Pares de e- compartidos Enlace covalente normal simpleOrbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos Enlace covalente coordinado simple
  19. 19. Tipos de enlace covalentes:(b) Por el grado de compartición de loselectrones Enlaces formados por átomos iguales: nubes Enlaces covalentes no polares simétricas Enlaces formados por δ+ δ− átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de Enlaces covalentes polares cargas parciales)
  20. 20. Tipos de Enlace según la diferencia de ElectronegatividadLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades delos átomos que forman un compuesto determinan el tipo deenlace. ΔEN = ENA - ENB Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9 Enlace Iónico Enlace Covalente No polar o apolar Polar Si, ΔEN = 0, 0 Si, 0 <ΔEN < 1,9 (átomos iguales) (elementos diferentes)
  21. 21. Enlace no polar
  22. 22. Enlace polar
  23. 23. δ− δ+ Momento Dipolar (µ) El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipoloCl H formado, es decir es una medida del polaridad del enlace. µ=q.r q: carga del e- = 1,602·10-19 C r: distancia entre cargas µ 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m Sustancia ΔEN µ (D) Te (oC) 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
  24. 24. Tipos de enlace covalentes:(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples enlaces sencillos (1 par compartido) enlaces dobles (2 pares compartidos) enlaces triples (3 pares compartidos) H H O O N N octetos
  25. 25. Tipos de enlace covalentes:(d) Por la forma de los enlaces (orbitalesmoleculares) El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos. Enlacedos e- se comparten en el nuevo orbital Los Sigma, σ: La formado. densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
  26. 26. Tipos de enlace covalentes:(d) Por la Forma de los enlaces (orbitalesmoleculares)Enlace pi, π:La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. Consta de dos lóbulos. - Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π. - Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π. +Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitudE≡E 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
  27. 27. Enlace simple Orbitales sigma y pi •• •• •• • Cl • •H• • • Cl • • • Cl • Enlace doble •• •• •• Región de traslape Enlace tripleEnlace σ Enlace σ s-p p-p
  28. 28. Orbitales sigma
  29. 29. Orbitales pi
  30. 30. Enlaces múltiples π•• N σ π N • •Nitrógeno, N2
  31. 31. Estructuras de Lewis en compuestos covalentesSon una representación gráfica para comprenderdonde están los electrones en un átomo o molécula,colocando los electrones de valencia como puntosalrededor de los símbolos de los elementos. 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 G. N. Lewis electrones.
  32. 32. ReglasSe considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente. De haber más de un átomo unitario, será al que le falten máselectrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menoselectronegativo.
  33. 33. Ejemplos de Estructuras de Lewis
  34. 34. Adicionalmente...Reglas para hallar el número de enlaces1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en lafórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se leañade un e- más por cada carga negativa y para un catión serestan tantos electrones como cargas positivas. A este valor sele denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios paraque todos los átomos de la especie puedan adquirir laconfiguración de gas noble, multiplicando el número de átomosdiferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos dehidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b. b-a Número de enlaces = 2
  35. 35. Ejemplos Ejemplo 2: SiO4-4 1) Si: 4e- valEjemplo 1: H2CO O: 6e-x 4 = 24 e- val a =321)C: 4e- + 4 cargas neg. H: 1e- x 2= 2e- a =12 2) b = 8x5= 40 O 4- O: 6e- #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4 H O Si O2) b = 8x2 + 2x1 = 18 #enlaces= (18 -12) / 2 = 3 H C O O3) e- de v. libres: 12-6= 6 H 3) e- de val libres= 32- 8= 24 H H C O 4) 4-4) O H C O O Si O O
  36. 36. Propiedades de los compuestos covalentesSon 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.
  37. 37. Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes
  38. 38. ResonanciaEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula querepresenta.Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dosenlaces idénticos mientras que en la estructura deLewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+largo). O O O
  39. 39. ResonanciaExplicación: Suponer que los enlaces sonpromedios de dos posibles situaciones A estas estructuras se les llama formas O O resonantes O O O O- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, queno es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
  40. 40. 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 octeto a) Moléculas con # de e- impar. N O Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto. F BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). B F F Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.
  41. 41. Excepciones a la regla del octetoc) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto. PCl 5 La clase más amplia de moléculas que violan la regla # de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e- consiste en especies en las que el átomo central está Cl rodeado por mas de 4 pares de Cl e-, tienen octetos expandidos. P Cl Cl Cl Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
  42. 42. 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, CH4. H Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la H C H hibridación de orbitales. • •C • H •• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía
  43. 43. La formación del metano, CH4
  44. 44. Hibridación sp3 Hibridación CH4
  45. 45. Híbridos sp3
  46. 46. El metano, CH4
  47. 47. Hibridación sp2 Hibridación
  48. 48. Híbridos sp2
  49. 49. Hibridación sp Hibridación
  50. 50. Híbridos sp
  51. 51. Enlaces múltiples El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.H H C=CH H Molécula plana
  52. 52. El eteno o etileno, C2H4
  53. 53. Enlaces múltiples• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.• La molécula es lineal, H – C ≡ C – H
  54. 54. El etino o acetileno, C2H2
  55. 55. Geometría molecularEs importante saber predecir la geometría o forma molecular,puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.a) Se dibuja la estructura de Lewis.b) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los noenlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello seatribuye un tipo de hibridaciónc)La geometría molecular final vendrá determinada en funciónde los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central. Estructura de Lewis Geometría de los Geometría molecular Requiere sp 3 pares de e- (pirámide trigonal) (tetraedral)
  56. 56. Geometría molecular# de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos de e- del los pares de de e- de e- no átomo e- enlazantes enlazantes central lineal Plana- trigonal angular
  57. 57. Moléculas polares
  58. 58. La “Teoría del Mar de Enlace MetálicoElectrones”: afirma quesiendo los electrones devalencia de un metal muydébilmente atraídos por elnúcleo, estos electrones sedesprenderían del átomo,creando una estructurabasada en cationes metálicosinmersos en una grancantidad de electrones libres(un mar de electrones) quetienen la posibilidad de Metal Punto de fusión (°C)moverse libremente por todala estructura del sólido. Na 97,8 Fe 1536 W 3407
  59. 59. Enlace metálico (Mg)
  60. 60. 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
  61. 61. Fuerzas intermoleculares Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)Fuerzas de London Fuerzas de Van der WaalsFuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno
  62. 62. 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
  63. 63. 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
  64. 64. Fuerzas de London
  65. 65. Grafito
  66. 66. Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en lamolécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentanentre moléculas polares neutras, y su intensidaddepende de la polaridad molecular.
  67. 67. Fuerzas dipolo-dipolo
  68. 68. 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
  69. 69. EPH en el agua
  70. 70. Efecto de los EPH en la propiedades físicas
  71. 71. Efecto de los EPH en la propiedades físicasPunto deebullición normal (K) Masa molecular ⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.
  72. 72. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDASInvestigar lo siguiente:1. 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 el tipo de enlace determinará su comportamiento.
  73. 73. GRACIAS

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