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Enlaces químicos

¿Qué es un enlace?
Óxidos metálicos y no metálicos
Formación de enlaces interatómicos
Enlaces iónicos covalentes y puros
Representación de Lewis
Electronegatividad
Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas dipolares
Puentes de hidrógeno
Fuerzas de London
DIFERENCIA EN LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES

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Enlaces químicos

  1. 1. ENLACESQUÍMICOS Andrea Vargas Jiménez
  2. 2. ¿Qué es un enlace químico? Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
  3. 3. Al formarse un enlace se libera energía Antes del enlace Después del enlace E N E R G Í A TRANSCURSO DEL PROCESO
  4. 4. •Los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable. •La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectrónico* con un gas noble •Solo los electrones externos de un átomo pueden ser atraídos por otro átomo cercano. •En la formación de enlaces químicos solo intervienen los electrones de valencia. *Se dice que dos o más entidades moleculares (átomos, moléculas, iones) son isoelectrónicos1 entre sí, si es que tienen el mismo número de electrones de valencia y la misma estructura (número y conectividad de átomos), sin importar la naturaleza de los elementos involucrados. Ejemplo1: Galio con número atómico 31 Isoelectrónicos: Anión: Zn-1 Catión: Ge+1
  5. 5. Enlace químico Se requiere energía Para que un átomo de un elemento se una a otro Formando una molécula Al unirse químicamente el compuesto formado tiende a alcanzar una mayor estabilidad obteniéndose el nivel más bajo de energía que puede tener obteniéndose el nivel más bajo de energía que puede tener obteniéndose el nivel más bajo de energía que puede tener La unión entre los átomos de esos elementos se debe a la distribución electrónica que posee cada uno en su último nivel Cuando se dice que dos átomos están enlazados entre sí quiere decir que se encuentran muy cerca uno del otro se mantienen unidos bajo la acción de ciertas fuerzas Conocido como enlace químico Estas uniones entre átomos pueden ser: entre átomos de un mismo elemento o entre átomos de elementos distintos.
  6. 6. ¿Por qué se forma un enlace? De acuerdo con el número atómico de los elementos, los electrones se distribuyen en diferentes niveles de energía. Al establecer la distribución electrónica de los elementos se ha encontrado que para el caso de los gases nobles, con excepción del helio (grupo VIIIA ó 18) tienen 8 electrones en su último nivel.
  7. 7. ¿Qué dice la regla del octeto? Los átomos que participan en las reacciones químicas tienden a adoptar la configuración electrónica propia de un gas noble (con excepción del helio), tienen ocho electrones en su último nivel, lo cual le confiere estabilidad a sus átomos. La regla del octeto se puede cumplir cuando existe una transferencia de electrones de un átomo a otro, o bien, por el hecho de compartir uno o más pares electrones.
  8. 8. ¿Qué es el diagrama de Lewis? Es la representación de los electrones del último nivel de un átomo por medio de puntos, pequeños círculos o cruces, con la finalidad de visualizar lo que ocurre con estos electrones al formarse el enlace químico (este modelo es una forma sencilla de representar enlaces y nada tiene que ver con la forma geométrica o espacial de la estructura del átomo o de la molécula). Cabe destacar que los electrones del último nivel de un átomo son los responsables del comportamiento químico.
  9. 9. Por ejemplo. Para representar esos electrones se ubica el elemento en la tabla periódica, por ejemplo el cloro está en el grupo VIIA(17) y período 3, y su número atómico es 17, así la distribución electrónica para este átomo es la representada en la figura 1 donde en su última capa tiene 7 electrones que son los que se representan con puntos en el diagrama de Lewis en la figura 2. Fig. 1 Distribución electrónica según Bohr para el átomo de cloro, Fig. 2 Representación de los electrones del último nivel según Lewis
  10. 10. ¿EN QUÉ DIFIEREN LOS ÓXIDOS METÁLICOS DE LOS NO METÁLICOS?
  11. 11. ¿Cómo son los óxidos metálicos y los óxidos no metálicos? • Todo lo que existe en la naturaleza está formado por elementos químicos, las cuales la mayor parte están combinadas unos con otros formando compuestos. • Existen en nuestro planeta distintos compuestos, unos como el cloruro de sodio, o el azúcar para endulzar. • Otros como óxidos metálicos y no metálicos
  12. 12. Óxidos metálicos (metal + oxígeno) •La fórmula de los óxidos metálicos es del tipo X2On (donde X es el elemento metálico y O es oxígeno). •Los óxidos metálicos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -2, para ello se antepone al oxígeno (O) el elemento metal.
  13. 13. Óxidos metálicos Ejemplo. Llamado comúnmente Cal Se utiliza en la manufactura de acero y cemento
  14. 14. Óxidos no metálicos (no metal + oxígeno) •Los anhídridos son compuestos formados por un elemento no metálico más oxígeno. •Este grupo de compuestos son también llamados óxidos ácidos u óxidos no metálicos. •La fórmula de los anhídridos es del tipo X2On (donde X es un elemento no metálico y O es oxígeno).
  15. 15. Óxidos No Metálicos Ejemplos. Son productos de la combustión
  16. 16. Características de los óxidos metálicos 1. Son sólidos a temperatura ambiente 2. Son compuestos binarios 3. Se nombra con las palabras ''OXIDO DE " y el nombre de metal seguido inmediatamente del número de oxidación. 4. Punto de fusión alto 5. Punto de ebullición alto 6. Generalmente son cristalinos. 7. Solubles o medianamente solubles en agua. 8. Buenos conductores del calor y la electricidad. 9. Propiedades químicas: Ionizan dando el catión metálico y el anión óxido.
  17. 17. Características de los óxidos no metálicos 1. Pueden ser sólidos, líquidos o gases. 2. No tienen lustre; diversos colores. 3. Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos. 4. Malos conductores del calor y la electricidad 5. La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas 6. Tienden a formar aniones u oxianiones en solución acuosa. 7. Las capas externas contienen cuatro o más electrones. 8. Bajos punto de fusión
  18. 18. Para entender la forma en que los elementos se unen a otros y la influencia que esto tiene en las propiedades de los compuestos resultantes es necesario recordar, como ya lo vimos en la primera unidad de este curso, que: • La energía juega un papel fundamental en los procesos que ocurren en la naturaleza ya que sin ésta no se podrían realizar infinidad de cambios. Así, para que un elemento se una a otro para formar un compuesto se requiere de energía en sus diversas manifestaciones (calor, luz, corriente eléctrica, energía química). • Al formarse químicamente un compuesto éste tiende a alcanzar una mayor estabilidad, obteniéndose el nivel más bajo de energía (cuando un átomo se une a otro para formar una nueva sustancia, dichos átomos tienden a alcanzar una mayor estabilidad). • Las propiedades físicas y químicas de los elementos están determinadas por el número de electrones que tienen sus átomos en el último nivel (electrones de valencia).
  19. 19. FORMACIÓN DE ENLACES INTERATÓMICOS
  20. 20. Transferencia o compartición de electrones en los enlaces iónicos y covalentes. Algunos elementos se transfieran electrones, otros los compartan para formar compuestos dando origen a los enlaces químicos. Para que se forme un compuesto químico es necesario que los átomos de los elementos que se van a combinar se acerquen uno al otro, de tal forma que exista una interacción entre ellos. De acuerdo con las propiedades de estos átomos se generan diferentes tipos de enlace.
  21. 21. Enlace iónico resulta de la atracción electrostática entre un. El átomo de sodio cede un electrón al Cloro, por lo que se convierten en iones Na+ y Cl Na – 1e  Na+ Cl + 1e  Cl- catión anión
  22. 22. Propiedades de los compuestos iónicos. •Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión elevado (mayor a 400 ºC) porque las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones es un compuesto iónico son muy fuertes. •En el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y viceversa. • Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes. • También conducen la electricidad, en estado fundido. •En estado sólido son malos conductores de la electricidad.
  23. 23. Enlace covalente por compartición de electrones es la unión de átomos se forma en moléculas ejemplo en la del hidrógeno H:H este tipo de enlace se presenta principalmente cuando se unen dos no metales entre sí.
  24. 24. Tipos de enlaces covalentes •Enlace sencillo: dos átomos se unen por medio de un par de electrones. • Enlaces múltiples: dos átomos comparten dos o más pares de electrones. •Enlace covalente dativo: ambos electrones compartidos provienen de uno solo de los átomos enlazados
  25. 25. El enlace covalente simple es compartimiento de un solo par de electrones como en el caso del hidrógeno ya mencionado; pero también se pueden presentar enlaces covalentes múltiples que se forman por compartición de dos o mas pares de electrones entre dos átomos .
  26. 26. El par electrónico compartido se acostumbra representar mediante una línea de la siguiente forma: H-H, OO, NN Otros ejemplos de moléculas de compuestos con enlace covalente son el agua H2O, amoniaco NH3 y metano CH4, observa la figura.
  27. 27. Enlace Covalente puro En un enlace A-B si los dos átomos tienen las mismas electronegatividades, A y B atraerán a los dos electrones del enlace con igual intensidad siendo este caso un enlace covalente puro Lo cual da lugar a moléculas con una distribución homogénea de carga por lo que se denominan apolares (sin polos). Este sería el caso de las moléculas de cloro Cl2, hidrógeno H2, nitrógeno N2 y oxígeno O2.
  28. 28. Representación de Lewis de enlaces interatómicos. Si los átomos del enlace tienen electronegatividades distintas, los electrones compartidos estarán más próximos al elemento de mayor electronegatividad. Este es el caso de la molécula de ácido fluorhídrico H-F, el átomo de flúor tiene una mayor tendencia a atraer al par de electrones de enlace que el átomo de hidrógeno por lo tanto el par de electrones está más próximo del átomo de flúor que del hidrógeno.
  29. 29. En realidad los electrones de enlace están en constante movimiento alrededor de los dos núcleos pero la diferencia de electronegatividades entre el flúor el hidrógeno provoca que el par de electrones de enlace permanezca más tiempo cerca del átomo más electronegativo (el flúor) creando así una distribución asimétrica de los electrones de valencia y formando lo que se denomina un dipolo eléctrico con una carga eléctrica parcial negativa (-) sobre el átomo más electronegativo y una carga eléctrica parcial positiva (+) sobre el hidrógeno. A este tipo de enlace se le denomina enlace covalente polar.(figura 6)   H :F: +H - F-   Fig. 6A Fig. 6B Fig. 6A. Diagrama de Lewis para la molécula de ácido fluorhídrico, 6B. Dipolo en la molécula de HF
  30. 30. ¿CÓMO PODEMOS PREDECIR EL TIPO DE ENLACE ENTRE DOS ÁTOMOS?
  31. 31. La capacidad de los átomos de un elemento para atraer los electrones en el enlace, se puede expresar como una cantidad numérica y se conoce como la electronegatividad de un elemento. El flúor tiene la atracción más fuerte de electrones en un enlace. Como resultado, el flúor es siempre el extremo negativo en un dipolo. El oxígeno es el extremo negativo del dipolo en todos sus enlaces, excepto los que hace con el flúor.
  32. 32. Cuando dos átomos de diferentes electronegatividades se unen por medio de un enlace químico y su diferencia de electronegatividades se encuentre entre los siguientes rangos, el tipo de enlace será covalente polar, covalente no polar o iónico de acuerdo a la siguiente tabla Diferencia Tipo de enlace Igual a cero Covalente puro o no polar Mayor a cero y menor a 1.7 Covalente polar Igual o mayor a 1.7 Iónico
  33. 33. Ejemplos de tipo de enlace según su diferencia de electronegatividades Compuesto Diferencia de electronegatividades Tipo de enlace NH3 N: 3.0 H: 2.1 0.9 Covalente polar Cl2 Cl: 3.0 Cl: 3.0 0.0 Covalente puro o no polar CaF2 F: 4.0 Ca: 1.0 3.0 Iónico
  34. 34. La escala de electronegatividades de Pauling permite predecir si un compuesto formado entre átomos A y B presentará un enlace covalente no polar o polar, pues el grado de polarización es proporcional a la diferencia entre sus electronegatividades.
  35. 35. Si la diferencia es elevada (mayor a 1.7) se favorece la formación de iones y la obtención así de un compuesto iónico. Por el contrario, si la diferencia de electronegatividades es inferior a 1.7, hay que esperar la formación de un compuesto básicamente covalente. El enlace iónico se puede explicar como un caso extremo del enlace covalente si el desplazamiento del par de electrones compartidos hacia uno de los núcleos fuera tan grande que se rompiera el enlace, los átomos que forman la molécula se convierte en iones, uno positivo y uno negativo. Las moléculas que contienen cloro: Cl2, HCl y NaCl, son un ejemplo de la gradación de la polaridad entre un enlace covalente no polar y otro iónico. Lo anterior se representa en la figura.
  36. 36. ¿LAS MOLÉCULAS PUEDEN UNIRSE ENTRE SÍ?
  37. 37. Fuerzas Intermoleculares Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas que se producen como consecuencia de la presencia o ausencia de electrones.
  38. 38. Las fuerzas intermoleculares son las que mantienen unidas a las moléculas covalentes permitiendo que se produzcan los cambios de estado a medida que se enfría la sustancia desde gas a sólido. Si no existiera alguna fuerza entre las moléculas, podrían moverse libremente, encontrándose en estado gaseoso en cualquier temperatura. Lo cual es incorrecto porque los enlaces covalentes los encontramos en estado sólido líquido y gaseoso sin importar la temperatura. Lo cual debe existir algún tipo de conexión entre moléculas. A esa fuerza se le conoce como Fuerza intermolecular Moléculas covalentes
  39. 39. Fuerza intermolecular en general son más débiles que los enlaces entre los átomos de una molécula (son mil veces menos fuertes que un enlace covalente) o los iones de un compuesto iónico. Se conocen genéricamente como fuerzas de Van Der Waals Se clasifican en fuerzas dipolares puentes de hidrógeno fuerzas de London • Moléculas polares permanentes • Moléculas apolares Instantáneas
  40. 40. Fuerzas dipolares. Enlace Dipolo-Dipolo H Cl Funciona de positivo a negativo H Cl H ClH Cl H Cl - + Tienen que ser moléculas polares Se estable una fuerza de atracción eléctrica - + - + - + - +
  41. 41. Puente de hidrógeno Ocurre entre dipolos permanentes Formados por la unión entre Hidrógeno H Con los átomos de Nitrógeno Oxígeno Flúor N O F Es muy pequeño Lo cual permite que se acerque mas a los átomos de N,O y F. Lo que lo convierte en uno de los enlaces intermoleculares más fuertes.
  42. 42. Ejemplo puente de hidrógeno O O OO H H H H H H H H Puente de hidrógeno Puente de hidrógeno
  43. 43. Fuerzas de London(Moléculas apolares) Ej Cl2 Cl Cl+ - ClCl Ninguno tiene más fuerza en ese par de electrones del enlace. Pero puede llegar a ocurrir en un momento dado que el orbital de ese enlace, los electrones se encuentren más cerca al átomo de la derecha. Formando una cierta carga parcial negativa y otra positiva
  44. 44. ClCl Cl Cl + - + - Esta formación de Dipolo instantáneo, va a inducir la formación de otro dipolo*. *Dipolo Inducido Fuerza de London Se caracterizan por su breve duración Para después desaparecer y formase en otro sitio Débil Al haber muchas moléculas se forman bastantes fuerzas de London Aumenta su importancia
  45. 45. DIFERENCIA EN LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES
  46. 46. El compuesto de cloruro de sodio se forma debido a la atracción entre iones sodio y cloruro que tienen cargas opuestas. La fuerza electrostática que mantiene unidas las partículas con cargas opuestas dentro de un compuesto iónico se llama enlace iónico. Los compuestos que poseen este enlace son compuestos iónicos. Cuando ocurren enlaces iónicos entre metales y el oxígeno que es un no metal se forman óxidos metálicos como por ejemplo la cal CaO y la herrumbre Fe2O3. La mayoría de los otros compuestos iónicos se llaman sales.
  47. 47. Seguramente has observado la semejanza entre la sal común, un sólido iónico y el azúcar de mesa, un sólido covalente. Sin embargo, si calientas la sal en la estufa no se fundirá aunque la temperatura sea alta. Por el contrario, el azúcar se funde a una temperatura relativamente baja ¿afecta el tipo de enlace esta propiedad? Las diferencias en propiedades son el resultado de las diferencias en las fuerzas de atracción. En un compuesto covalente, el enlace covalente entre los átomos de las moléculas es muy fuerte, pero la atracción entre las moléculas individuales (fuerzas intermoleculares) es relativamente débil (son mil veces más débiles que los enlaces de los átomos de una molécula y mucho más débiles que las fuerzas eléctricas que unen los iones en un compuesto iónico).
  48. 48. Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y negativos están empaquetados en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y repulsión entre los iones. Este empaquetamiento de partículas forma un cristal iónico
  49. 49. En el cristal coexisten un gran número de iones positivos y negativos. La fuerte atracción de iones positivos y negativos en un compuesto iónico genera una red cristalina, la cual es una organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está rodeado de iones negativos y cada uno de estos está rodeado de iones positivos. Dado que las fuerzas eléctricas son de gran intensidad es necesario un gran aporte energético para separar sus iones. Por lo tanto, en los compuestos iónicos no hay moléculas individuales sino que se forman estructuras cristalinas sólidas a temperatura ambiente. El punto de fusión, el punto de ebullición y la dureza son propiedades físicas que dependen de la fuerza de atracción de las partículas entre sí. Debido a que los enlaces iónicos son relativamente fuertes, los cristales generados requieren de una gran cantidad de energía para dividirse, por lo tanto, los cristales iónicos tienen altos puntos de fusión y ebullición comparados con los de las sustancias covalentes. Esta es la razón de que la sal de mesa no se funda al calentarla mientras que el azúcar sí.
  50. 50. Muchas sustancias moleculares (sustancias covalentes) existen como gases o se vaporizan con rapidez a temperatura ambiente debido a las débiles fuerzas intermoleculares. El oxígeno O2, dióxido de carbono CO2 y el sulfuro de hidrógeno H2S son ejemplos de gases covalentes.
  51. 51. La dureza se debe también a las fuerzas intermoleculares entre moléculas individuales, de manera que las moléculas covalentes forman sólidos relativamente blandos. La parafina es un ejemplo común de un sólido covalente. En estado sólido, las moléculas se alinean en un patrón formando una red cristalina similar a la de un sólido iónico, pero con menos atracción entre las partículas.
  52. 52. Características Enlace iónico Enlace covalente PARTÍCULAS UNITARIAS Iones positivos y negativos Moléculas ESTADO FÍSICO A TEMPERATURA AMBIENTE Sólido Puede ser sólido, líquido o gaseoso PUNTO DE FUSIÓN Alto de 300 a 1000 °C Bajo; muy variable FUERZAS DE UNIÓN Interiónicas Intermoleculares CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA  como sólido  fundido  en agua  No  Si, buena  Sí, buena  No  No  No SOLUBILIDAD Solubles en disolventes polares como el agua Compuestos covalentes no polares: solubles en disolventes no polares Compuestos covalentes polares: solubles en disolventes polares EJEMPLOS NaCl, CaCl2, CaO CH4, CO2, H2O, I2

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