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1 ENLACE QUÍMICO Química 2º Bachillerato

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ENLACE QUÍMICO

Química 2º Bachillerato

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La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor

estabilidad.

Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que cuando están

separados.

Los electrones más externos son los responsables de esa unión.

ENLACE QUÍMICO

Los METALES se estabilizan

perdiendo electrones.Los NO METALES se estabilizan

ganando o compartiendo

electrones.

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¿POR QUÉ SE UNEN LOS

ÁTOMOS?. La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones

a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados

No se forma el enlace

Se forma el enlace

Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces

Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e- necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e- en la última capa: regla del octeto (W. Kossel)

b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r0 (distancia de enlace)

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TIPOS DE ENLACE

IÓNICO

se establece cuando se

combinan entre sí átomos

de METAL con átomos

de NO METAL

METÁLICO

se establece cuando se

combinan entre sí

átomos de METAL

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ENLACE IÓNICO

CATIONES (Carga positiva)

A+

Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.

A+ A-

Átomos de METAL

(Ceden e- formando cationes)Átomos de NO METAL

(Cogen e- formando aniones)

ANIONES ( Carga negativa )

A-

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EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio

NaCl

Na+

Cl-

Coge el electrón del sodio y

completa su última capa Cede su electrón de la

última capa al cloro

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Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio

originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA.

Cristal de cloruro

de sodio

( Sal común)

-

--

-

--

-

-

-

-

+

++

+++

++

+

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d0 = distancia interiónica

El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas.

El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en

iones con cargas de signo contrario.

El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivosy negativos,debido a las fuerzas de Coulomb.

2

0

21

d

qqKF

q1 y q2 = cargas netas de los iones

K = constante de Coulomb

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ENERGÍA RETICULAR DE LOS

COMPUESTOS IÓNICOS.La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía

denominada energía reticular U.

• Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor sea su energía reticular

• La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interiónica d0 y directamente proporcional al producto de las cargas

0

21

d

qqKU

En los compuestos iónicos cada ión positivo se rodea del mayor número de iones negativos y viceversa, alcanzando un equilibrio

entre las fuerzas atractivas y repulsivas, originando cristales.

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Red cúbica centrada en el cuerpo

Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica

Red de la fluorita CaF2

Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones

Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima

IC 8

IC 8:4

IC 6

IC 4

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EL CICLO DE BORN-

HABER.El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl)

NaCl (cristal)

Cl-+ Na+ (gas)

Procesos parciales

Energía de Disociación D

Energía de sublimación S

1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)

Na (s) + S = Na (g)

Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na+ (g) + e-

Afinidad electrónica EA Cl (g) + e- = Cl-(g) + EA

Energía reticular U Na+ (g) + Cl- (g) = Na+ + Cl-(cristal) + U

Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (cristal)Q

Q = Entalpía de formación

La energía total se conserva

Ley de HessQ = S+ 1/2 D + EI + EA + U

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PROPIEDADES DE LOS

COMPUESTOS IÓNICOS• Sólidos a temperatura ambiente

• Son siempre cristales• Son duros pero frágiles

• Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los

iones de igual carga eléctrica

• Tienen elevada temperatura de fusión y ebullición

• Si do aumenta

• Disminuye la temperatura de fusión y ebullición

• Disminuye la dureza

• Aumenta el coeficiente de dilatación

0

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d

qqKU disminuye

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Fragilidad en un cristal iónico

presión

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En estado sólido no conducen la electricidad.

Disueltos o fundidosconducen la corriente eléctrica.

Se disuelven en disolventesmuy polares como el agua.

Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas de Coulomb entre los iones que quedan libres.

Iones hidratados

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico

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Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de cationes

rodeados por electrones

Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el

espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven

entre los cationes

ENLACE METÁLICO

La nube de electrones se mueven entre

los cationes.

Iones positivos formados por los átomos de

metal que han perdido electrones.+ + + ++

+

++

+

+

++

+ ++

+

+

+ +

+

+

+

+

ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo

elemento químico

UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se

enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.

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El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen:

Orbitales desocupados

Baja energía de ionización

Los átomos dejan en libertad algunos de sus e- (gas o nube electrónica)transformándose en iones positivos que se colocan en los nodos del cristal

Las redes cristalinas metálicas más comunes son:

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TEORÍA DE

BANDAS.Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica.

Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía:

La banda de valencia

La banda de conducción

Corresponde a las energías de los e- ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico

Corresponde a las energías de los e- del gas electrónico

Los metales son conductores porque:

A) poseen una banda de conducción semillena

B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de valencia

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PROPIEDADES DE LOS

METALES.

Aunque los cationes se desplacen, los e- de la redamortiguan la fuerza derepulsión entre ellos

Por el contrario, en los Compuestos iónicos estedesplazamiento producela fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo

Red de un metal

Red de un cristal iónico

Brillo intenso

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Maleabililidad y ductilidad

Capacidad de los e- para captar y emitir energía electromagnética

Gran movilidad de los electrones

Los e- ceden parte de su energía cinética para calentar la red

Se pueden estirar en hilos o extender en láminas

Tas de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los iones positivos

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Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones)

ENLACE COVALENTE

A cada átomo de flúor le falta un electrón

para alcanzar configuración de gas noble,

para conseguirlo comparte un electrón con

el otro átomo de flúor formando una

molécula .

EJEMPLO: Formación de la

molécula de flúor ( F2 )

( SUSTANCIA MOLECULAR

APOLAR)

9 F : 1s22s22p5

F F

Molécula de flúor F-F

El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la

compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los

electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES

PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace

covalente

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El enlace covalente tiene lugar cuando se unen átomos de no metales, compartiendo pares electrónicos, con el fin de conseguir que los átomos completen su octeto y formen un

sistema con menor energía que el formado por los átomos por separado

Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis, donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicas también pueden sustituirse por guiones

• Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un ENLACE COVALENTE NORMAL:

• Si los dos e- son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llama COVALENTE DATIVO O COORDINADO

• Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan ENLACES MÚLTIPLES

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Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4

+.

• H H· ·· |

CH4 · C · + 4 · H H ··C ·· H ; H–C–H· ·· |

H H

• HCN H–C N :

• H2CO H–C=O :| ··H

• ·· ·· : O : : O :

·· ·· ··H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H

·· ·· ··: O : : O :

·· ··

H|

NH4+ H–N+ H

|H

: O :||

H–O–S–O–H||

: O :

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TEORÍA DEL ENLACE DE

VALENCIA (EV).Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos

Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada

solapamiento frontal solapamiento lateral

enlaces enlaces

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cada átomo de H posee un OA 1s semilleno

El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace

cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno

El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace

Molécula de hidrógeno H2:

Molécula de cloro (Cl2):

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Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples

Ejemplos:

Molécula de oxígeno (O2)

Molécula de nitrógeno (N2)

Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados, originando un enlace . También se solapan lateralmente los dos OA 2py , originando otro enlace

Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados (enlace

) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente, originando dos enlaces

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Ángulo de enlace: es el comprendido entre dos enlaces de un átomo. Se miden entre las líneas imaginarias que unen un núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él

• Las moléculas de SiH4, GeH4

y SnH4 poseen ángulos de enlace similares al metano

• La moléculas de AsCl3, SbCl3 y BiCl3 poseen ángulos de enlace similares al tricloruro de boro

PARÁMETROS MOLECULARES a tener en cuenta para entender la estructura de las moléculas son:

-El ángulo de enlace -La longitud de enlace

-La energía de enlace

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Longitud de enlace: es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados, y depende del compuesto al que pertenece el enlace.

• Las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace determinan la geometría de la molécula.• Si uno de los átomos enlazados permanece fijo, la longitud de enlace aumenta con el Z del otro.

Energía de enlace: en las moléculas diatómicas la es la que se intercambia en la reacción de disociación de la molécula en sus dos átomos, estando todos en estado gaseoso. Se suele medir en eV/átomo o en kJ/mol. Por ejemplo:

H2 (g) + 436 kJ/mol = H (g) + H (g)

En moléculas poliatómicas se define de la misma forma, pero la energía de cada enlace está influida por el resto de los átomos de la molécula, siendo necesario obtener valores promedio. A pesar de ello, la energía de enlace depende fundamentalmente de los átomos enlazados y no del compuesto del que forma parte el enlace

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• En enlaces covalentes entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad a los electrones comunes del enlace. El desplazamiento de la carga hacia el

átomo más electronegativo forma un dipolo permanente.

• Los enlaces pueden clasificarse según su polaridad o porcentaje de carácter iónico,desde el 0% (enlaces covalentes puros, sin momento dipolar o apolares), hasta el100% (enlaces

iónicos puros).

Ejemplos: Cl2 =Cl : Cl es un enlace covalente apolar

HCl = H+ : Cl- es un enlace covalente polar

NaCl =Na+ Cl- es un enlace iónico (No forma moléculas)

El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolaresde todos sus enlaces. Algunas moléculas pueden ser apolares y contener enlaces polares

MOLÉCULAS

POLARES.Dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario ,+q y -q, situadas a una cierta

distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que se caracteriza por su momento dipolar:

dq

Siendo d un vector con origen en +q y extremo en -q

qq