Enlace_Químico bachillerato

8/16/2019 Enlace_Químico bachillerato

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Enlace Químico


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ENLACE QUÍMICO

Conceptos básicos


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ELECTRONEGATIVIDAD


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Las propiedades características de las sustancias estánrelacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las

fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existeentre sus partículas.


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¿Por qué se unen los átomos?

• Los átomos, moléculas y iones se unen entre sí porque alhacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo queequivale a decir de máxima estabilidad.

• Son los electrones más externos, los también llamadoselectrones de valencia los responsables de esta unión, al igualque de la estequiometría y geometría de las sustanciasquímicas.


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Los electrones de valencia son los electrones del nivelexterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones

que participan en el enlace químico.

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3

6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo # de valencia e- e- configuración


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Para representar los electrones de valencia se utilizan lasestructura de Lewis, donde se representa el símbolo del elemento

rodeado de los electrones de valencia del átomo en forma de punto.


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Símbolos de puntos de LewisElementos representativos y gases nobles


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Los átomos al reaccionar tienden a completar 8 electrones en sucapa de valencia, ya sea cediendo, captando o compartiendoelectrones (regla del octeto). De esta forma se logra una mayorestabilidad de gas noble.

Teoría de Lewis, Regla del octeto

Las estructuras de Lewis, es la representación gráfica deuna molécula y sirve para visualizar enlaces entre losátomos una molécula, y pares de electrones libres quepuedan existir.


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Esqueleto estructural:

• Disposicion de los átomos en el orden que se enlazan unos conlos otros.

• Atomo central: unido a dos o más átomos.• Atomo terminal: unido solo a otro átomo.

Algunas características:

• Los átomos de H son siempre terminales• Los átomos centrales suelen ser de menos electronegatividad• Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.

Dibujo de estructuras de Lewis


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ELECTRONEGATIVIDAD

• Capacidad que tiene un átomo de atraer electronescomprometidos en un enlace.

• Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlaceque se puede formar entre átomos de diferentes elementos.


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VALORES DE ELECTRONEGATIVIDADDE PAULING

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na

0.9

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.8

P

2.1

S

2.5

Cl

3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw

1.3

Elemento menos electronegativo


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TIPOS DE ENLACES QUÍM ICOS

- ENLACE IÓNICO (M-NM)

- ENLACE METÁLICO (M-M)

- ENLACE COVALENTE (NM-NM)

- puro (Cl2)- coordinado o dativo (BF3+NH3)

- con carácter iónico (HCl)


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electronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cualesLa diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polary el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cualesLa diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

Cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo.


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Enlace iónico

• El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con unno metal.

• Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) ylos acepta el no metal (se forma un anión).

• Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, seordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no

están formados por moléculas.


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Enlace iónico entre Li y F:

Metal + No Metal Compuesto Iónico


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ENLACE IÓNICO

METALES NO

METALESFORMULAGENERAL

IONESPRESENTES

EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII A

III A

++

+

VII AVII A

VII A

MXMX2

MX3

(M+; X-)(M2+; 2X-)

(M3+; X-)

LiBr MgCl2

GaF3

547708

800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

M2XMXM2X3

(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)

Li2OCaO

Al2O3

>170026802045

I AII A

III A

++

+

V AV A

V A

M3XM3X2

MX

(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)

(M3+; X-3)

Li3NCa3P2

AlP

843

1600


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Estructura cristalina

• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmenteen el espacio de la manera más compacta posible.

• Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar aceldas o unidades que se repiten en las tres direcciones delespacio.

NaCl CsCl


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PropiedadesCOMPUESTOS IÓNICOS

1. Son sólidos con punto de fusiónaltos (por lo general, > 400ºC).2. Muchos son solubles en

disolventes polares, como elagua.

3. La mayoría es insoluble endisolventes no polares, como elhexano C6H14.

4. Los compuestos fundidosconducen bien la electricidad

porque contienen partículas

móviles con carga (iones).5. Las soluciones acuosas

conducen bien la electricidad porque contienen partículasmóviles con carga (iones).


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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico


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Enlace covalente

• Las reacciones entre dos no metales produce un enlacecovalente.

• El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno

o más pares de electrones.• Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción

de dos átomos de H para producir una molécula de H2


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Enlace covalente H-H

Se requiere 436 kJ para disociar un mol de moléculas de hidrógeno

en sus átomos constituyentes. Esta energía recibe el nombre de

Energía de Enlace.


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Covalente puro


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Clasificación de los Enlaces Covalentes

• Enlaces covalentes puros:

Cuando dos átomos iguales comparten un par de

electrones, se dice que hay una distribución simétrica de la nubeelectrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambosnúcleos.

La distancia a la cual la energía es mínima se denomina Longitud deEnlace.


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Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:

• Enlace Covalente Polar

Enlace covalente Apolar

Rango de Electronegatividad:

•

1,7 > Dif. Electroneg. > 0Enlace Polar

• Diferencia de electronegatividad = 0

Enlace Covalente Apolar


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Enlace covalente coordinado o dativo


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Polaridad del enlace covalente

• Enlace covalente apolar: entre átomos de idénticaelectronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos

pertenecen por igual a los dos átomos.

• Enlace covalente polar: entre átomos de distintaelectronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos

están más desplazados hacia el átomo más electronegativo.Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) yzonas de mayor densidad de carga negativa (δ-).


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COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos

con punto de fusión bajos (porlo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolublesen disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en

disolventes no polares, como elhexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos ofundidos no conducen laelectricidad.

5. Las soluciones acuosas suelenser malas conductoras de laelectricidad porque nocontienen partículas con carga.

Propiedades


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Enlace metálico

• Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismoelemento metálico (baja electronegatividad).

• Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones,formándose un catión.

• Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen aningún átomo en particular.

• Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar deelectrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: lassustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.


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El modelo del mar de electrones representa al metalcomo un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de lared, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estarconfinados a ningún catión específico

Fe


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ENLACE METALICO

• Las condiciones que un átomo debe tener para formar unenlace metálico son:

1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad paraceder electrones.

2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones

circulen con facilidad.


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Propiedades sustancias metálicas

• Elevados puntos de fusión y ebullición

• Insolubles en agua

• Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se

calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajastemperaturas.

• Pueden deformarse sin romperse


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Solubilidad

Sustancias polares y compuestos iónicos sedisuelven en solventes polares.

Regla de oro de la solubilidad: Las sustanciascon fuerzas intermoleculares similares tienden aser solubles entre ellas. “Lo semejante disuelvea lo semejante”.

Sustancias apolares se disuelven en solventesapolares.

SOLUBILIDAD

Regla de oro de la solubilidad: Las sustancias confuerzas intermoleculares similares tienden a ser

solubles entre ellas. “Lo semejante disuelve a lo

semejante”.


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Fuerzas Intermoleculares


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Dipolos instantáneos.

El movimiento de los electrones en el orbital producenpolarización no permanente.

Dipolos inducidos.

Los electrones se mueven produciendo un dipolo en lamolécula debido a una fuerza exterior.

- Fuerzas de London- Fuerzas dipolo-dipolo- Fuerzas por puentes de hidrógeno

FUERZAS DE VAN DER WAALS


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-Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay.

» Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido.

-Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan

mutuamente. El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones

del átomo adyacente.

-Esta atracción causa que la nube de electrones se distorsione. En eseinstante se forma una “molécula polar”, debido al dipolo instantáneo que se

forma.

» Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON


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FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

- Interacción entre un dipolo en una molécula y un dipolo en la

molécula adyacente.- Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras.

-Son fuerzas más débiles que las fuerzas ión-dipolo.


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Interacciones dipolo-dipolo


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FUERZAS IÓN-DIPOLO

-Interacción entre un ión (Na+ ó Cl-) y un

dipolo (una molécula dipolar =agua)

- Son las más fuertes de las fuerzas

intermoleculares


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- Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo.

- Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos defuerzas de Van der Waals son las más fuertes.

-El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un

elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se

hacen más importantes entre compuestos con F, O y N.

PUENTE DE HIDRÓGENO


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¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?

N CH3

CH3

H3C N CH2CH3

H

H3C N CH2CH2CH3

H

H

pe = 3.5 ºC pe = 37 ºC pe = 49 ºC

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