06 enlace químico

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06 enlace químico

  1. 1. El enlace químico. Unidad 6.
  2. 2. 2 Contenidos (1) 1.- El enlace químico. 1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización. 1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis. 2.- Justificación de la fórmula de los principales compuestos binarios. 3.- Enlace covalente coordinado. 4.- Parámetros que caracterizan a los compuestos covalentes.
  3. 3. 3 Contenidos (2) 5.- Carácter iónico del enlace covalente. 6.- Momento dipolar. Geometría de los compuestos covalentes. 7.- Fuerzas intermoleculares. 7.1. Enlace de Hidrógeno. 7.2. Fuerzas de Van der Waals 8.- Introducción al enlace metálico. 9.- Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
  4. 4. 4 Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.
  5. 5. 5 Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2
  6. 6. 6 Estabilidad en un átomo. Generalmente, los a´tomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1s2 o n s2 p6 ). El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).
  7. 7. 7 Tipos de enlaces Iónico: unen iones entre sí. Atómicos: unen átomos neutros entre sí. – Covalente – Metálico Intermolecular: unen unas moléculas a otras.
  8. 8. 8 Enlace iónico Se da entre metales y no-metales. Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes. Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.
  9. 9. 9 Reacciones de ionización Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e– → Mn+ Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e– → Nn– Ejemplos:Ejemplos: Metales: Na – 1 e– → Na+ Ca – 2 e– → Ca2+ Fe – 3 e– → Fe3+ No-metales: Cl + 1 e– → Cl– O + 2 e– → O2–
  10. 10. 10 Enlace iónico (cont) En enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina. EjemploEjemplo:: Na ––––––→ Na+ 1 e– Cl ––––––→ Cl– El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e– . La fórmula de estos compuestos es empírica.
  11. 11. 11 Ejemplo:Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio. Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– → Al3+ (2) O + 2 e– → O2– Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e– → 2 Al3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e– → 3 O2– Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3+ + 3 O2– La fórmula empírica será AlAl22OO33
  12. 12. 12 Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio) Se forma una estructura cristalina tridimensional en donde todos los enlaces son igualmente fuertes. Molecula.fli
  13. 13. 13 Propiedades de los compuestos iónicos Duros. Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o fundido. Frágiles.
  14. 14. 14 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad
  15. 15. 15 Enlace covalente Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia. La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular. Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.
  16. 16. 16 Estructura de Lewis. Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia. EjemplosEjemplos:: Grupo: 17 16 15 14 Átomo: Cl O N C Nº e– val. 7 6 5 4 ·· · · · : Cl · : O · : N · · C · ·· ·· · ·
  17. 17. 17 Enlace covalente. Puede ser: Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones. No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.
  18. 18. 18 Tipos de enlace covalente. Enlace covalente puro – Se da entre dos átomos iguales. Enlace covalente polar – Se da entre dos átomos distintos. – Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.
  19. 19. 19 Ejemplos de enlace covalente puro. Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x 2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x ·x 2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2 · · x ·x Enl. covalente simple Enl. covalente triple Enl. covalente doble
  20. 20. 20 Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos). Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– . La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “δ– ” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+ ”.
  21. 21. 21 Ejemplos de enlace covalente polar. ·· ·· ·· :Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HClHCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ HH22OO ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NHNH33 · ·x | H H ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ ClCl22OO ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· δ– δ+ –+ δ– δ+ δ+ δ– δ– δ+
  22. 22. 22 Ejercicio:Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S. La representación de Lewis de cada átomo es: · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ·· La representación de Lewis de molecular será: ·· ·· : S = Si = S : La fórmula molecular será pues: SiSSiS22
  23. 23. 23Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a)a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b)b) Su clasificación en metales y no metales. c)c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al más covalente. Z a)a) Nº e– valencia b)b) Metal/No-metal A 6 4 No-metal B 9 7 No-metal C 13 3 Metal D 19 1 Metal c)c) DB < CB3 < AB4 < B2 Cuestión de Selectividad (Septiembre 97) Cuestión de Selectividad (Septiembre 97)
  24. 24. 26 Enlace covalente coordinado. Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone la pareja de e– . EjemploEjemplo:: ·· ·· Hx ·O ·x H + H+ → H–O–H ⇒ HH33OO++ ·· ↓ H + + +
  25. 25. 27 Compuestos covalentes atómicos. Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. EjemplosEjemplos:: SiO2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO
  26. 26. 28 Propiedades de los compuestos covalentes MolecularesMoleculares Puntos de fusión y ebullición bajos. Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. Conductividad parcial sólo en compuestos polares. AtómicosAtómicos Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo).
  27. 27. 29 Enlace metálico. Se da entre átomos metálicos. Todos tienden a ceder e– . Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.
  28. 28. 30 Empaquetamiento de cationes metálicos.
  29. 29. 31 Propiedades de los compuestos metálicos. Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles). presión
  30. 30. 32 Fuerzas intermoleculares Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (puente) de hidrógeno – Se da entre moléculas muy polarizadas por ser uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “δ+ ” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra molécula. Fuerzas de Van der Waals:Fuerzas de Van der Waals: – Fuerzas de dispersión (London) – Atracción dipolo-dipolo
  31. 31. 33 Fuerzas intermoleculares (cont.) Fuerzas de dispersión (London):Fuerzas de dispersión (London): – Aparecen entre moléculas apolares. En un momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes. Atracción dipolo-dipolo:Atracción dipolo-dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos permanentes la unión es más fuerte.
  32. 32. 34 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo
  33. 33. 35 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

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