RE S OL U C I ÓN MI N I S T E RI A L MD P y E P N º 0 0 9 ...
ENLACE QUÍMICO 2012. 1 s 2 s 3 s 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = 1; l =...
-
Upload
concepcion-rios-ortiz -
Category
Documents
-
view
219 -
download
0
Transcript of ENLACE QUÍMICO 2012. 1 s 2 s 3 s 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = 1; l =...
ENLACE QUÍMICO
2012
1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 fEnergí
a
4 s4 p 3 d
5 s
5 p4 d
6s
6 p5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½
Enlaces según el tipo de átomos que se unen:
Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones)
No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones
Metal – Metal: ambos ceden electrones
Una primera aproximación para interpretar el enlace
A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO
Enlace iónico El compuesto iónico se forma al
reaccionar un metal con un no metal.
Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).
Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica.
13
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
Propiedades compuestos iónicos
Elevados puntos de fusión y ebullición
Solubles en agua
No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido
Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)
15
Disolución de un cristal iónico en un disolvente polarDisolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Enlace metálico
El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico
17
Orbitales desocupados
Las redes cristalinas metálicas más comunes son:
Propiedades sustancias metálicas
Elevados puntos de fusión y ebullición
Insolubles en agua
Conducen la electricidad incluso en estado sólido.
Pueden deformarse sin romperse
Regla del octeto:Los átomos se unen compartiendo electrones hasta
conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6
Los electrones en los enlaces covalentes no son compartidos en la misma medida por los átomos, si uno de los átomos tiene más tendencia a atraer los electrones que el otro. En esos casos el enlace se dice que es un enlace covalente polar.
La tendencia de un átomo para atraer hacia él los electrones en un enlace covalente se conoce como su electronegatividad. Un átomo electronegativo atrae los electrones y un átomo electropositivo los cede.
Polaridad del enlace Covalente apolar: entre átomos de idéntica
electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.
Covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)
Enlaces covalente polares
En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos
En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H
En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
H H H Cl
Asimetría de la nube electrónica
nube electrónicasimétrica
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos
Electronegatividad y polaridad de enlaces
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE
(compartición por igual de los electrones) Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia
electrónica de electrones) Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
F2
HF LiFEN(Li) = 1.0EN(H) = 2.1EN(F) = 4.0
E. covalente E. iónico
Polaridad de las Moléculas
Polarity of bondsPolarity of bonds
H ClH ClCarga postiva pequeña
Menor electronegatividadCarga negativa pequeña
Mayor electronegatividad
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular
Polaridad de las Moléculas
CO2
Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.
H2O
Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.
Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas.
Son fuerzas de interacción electrostática regidas por la ley de Coulomb.
Se trata de fuerzas cuya energía de enlace es menor que la correspondiente a la energía del enlace intramolecular (covalente, iónico)
IÓN-DIPOLO PERMANENTE
Son atracciones entre un ión y el polo de carga opuesta de una molécula polar.
Son las responsables de las disolución de sales en agua
Ión-dipolo permanente
La molécula de agua presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar…
…alrededor del O se concentra una densidad de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.
En la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo
Se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las moléculas de agua, formándose enlaces de hidrógeno.
Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de la Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido.existencia del agua en estado líquido y sólido.
Estructura del hielo y del agua líquidaEstructura del hielo y del agua líquida
En el gráfico se representan los puntos de ebullición de los
compuestos que forma el hidrógeno con
algunos no metales.
Se observa que los puntos de
ebullición del HF, H2O y NH3
son más altos de lo esperado.
Esto se debe a la formación
de asociaciones moleculares,
a causa del enlace por puente de H.
dipolo permanente-dipolo permanente
DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDONAl acercarse dos moléculas se origina una distorsión de la nube de electrones en ambas, generándose dipolos transitorios.
A MAYOR CANTIDADDE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR POLARIZABILIDAD DE LA MOLÉCULA
MAYORFUERZA DE
LONDON
Enlace covalente dativo o coordinado
Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.
El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble
Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo
:S ═ O:˙ ˙˙ ˙
˙ ˙S ═ O:
˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙
Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo
S ═ O:˙ ˙
:O ←˙ ˙˙ ˙
↓:O:˙ ˙
Redes covalentes
Diamante: tetraedros de átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.
Grafito: láminas de átomos de carbono
Propiedades compuestos covalentes (moleculares)
No conducen la electricidad
Solubles: moléculas apolares – apolares
Insolubles: moléculas polares - polares
Bajos puntos de fusión y ebullición…
¿Fuerzas intermoleculares?
Solubilidad de sustancias