Enlace Químico: Teorías, Tipos y Propiedades PDF

Unión de los átomos ENLACE QUÍMICO ENLACE ¿Qué debemos saber? QUÍMICO Símbolos y estados de oxidación de los elementos Realizar configuraciones electrónicas Los grupos y periodos de la tabla periódica CONTENIDOS: 1. Enlace iónico 2. Crecimiento...

Unión de los átomos ENLACE QUÍMICO ENLACE ¿Qué debemos saber? QUÍMICO Símbolos y estados de oxidación de los elementos Realizar configuraciones electrónicas Los grupos y periodos de la tabla periódica CONTENIDOS: 1. Enlace iónico 2. Crecimiento de cristales 3. Enlace covalente 4. Teoría de Lewis 5. Geometría molecular 6. Fuerzas intermoleculares 7. Sólidos covalentes 8. Enlace metálico TAREAS: “Crecimiento de cristales” “Estudio de moléculas” TIPOS DE ENLACE Enlace iónico Enlace Covalente  ENLACE IÓNICO ! Los elementos metálicos tienden a perder electrones ! Los no metales, poseen tendencia a completar su última capa electrónica. ! El metal forma un catión perdiendo el electrón que capta el no metal formando un anión  ENLACE IÓNICO CARACTERÍSTICAS ! Las uniones entre los iones se producen por fuerzas electrostáticas ! Forman estructuras tridimensionales (cristales) ! Existen distintas estructuras de los cristales iónicos. NaCl CsCl ! La carga neta del cristal es nula FORMANDO UN CRISTAL  CRECIMIENTO de CRISTALES ! Podemos hacer crear cristales de CuSO4, AlKSO4, AlCrSO4 ó K3[Fe(CN)6]3 ! Necesitaremos obtener inicialmente una semilla ! Sobre la semilla se irán uniendo los iones de la sal poco a poco siguiendo la misma distribución CuSO4 AlCrSO4 K3[Fe(CN)6]3 (Ferricianuro de potasio) TAREA Vamos a realizar crecimiento de cristales para comprobar la dificultad de la creación estas estructuras en la naturaleza.  ENLACE IÓNICO PROPIEDADES ! Poseen altos puntos de fusión y ebullición NaF NaCl NaBr NaI CaO U0 914 770 728 632 4070 KJ/mol pF 988 800 740 660 2570 ºC ! Son solubles en disolventes polares (agua) ! Son duros pero frágiles ! En disolución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica ! En disolución acuosa los iones están solvatados  Los iones se estabilizan por solvatación. Las moléculas de agua se orientan según su polaridad  ENLACE COVALENTE ! Se produce entre elementos no metálicos, por compartición de electrones. ! Se forman moléculas ! Cuando los dos elementos son iguales el enlace es COVALENTE PURO, cuando son distintos es COVALENTE POLAR ! En los enlaces covalentes polares, uno de los elementos desplaza los electrones del enlace hacia él, creando una densidad de carga negativa. Este elemento es el que más electronegatividad tiene.  ¿Por qué los átomos se unen formando enlaces? Analicemos el enlace ENLACE COVALENTE PURO H H ENLACE COVALENTE POL AR H Cl ENLACE COVALENTE CARACTERÍSTICAS ! Entre dos átomos se pueden compartir dos, cuatro o seis electrones. ! Así los enlaces pueden ser sencillos (1 par), dobles (2 pares) ó triples (3 pares) TEORÍA de LEWIS ! A partir de la fórmula, dibujamos la molécula con la disposición más razonable posible. El esqueleto más razonable suele ser simétrico El elemento central por lo general no será el oxígeno ni el hidrógeno. No se colocan dos oxígenos juntos CO2 O C O ! Realizamos la configuración electrónica de los átomos anotando para cada átomos los electrones que tiene en el último nivel, y los que tendría si tuviera una configuración completa. 4e- 8e- 6e-!2 = 12e- 8e-!2 = 16e- 16e- 24e- ! El número de electrones de enlace es la resta de ambos: 24-16= 8e- ! Dividiendo el número de electrones de enlace entre dos nos dará los enlaces TEORÍA de LEWIS ! En total entre los átomos hay 4 enlaces: CO2 O C O ! Por último en cada átomo debe haber 8 electrones, por lo que los completamos con electrones no enlazantes O C O O C O ! Los pares de enlace se sustituyen por enlaces. TEORÍA de LEWIS HNO3 O HNO3 O N O H ! Realizamos la configuración electrónica de los átomos: 5e- 8e- 6e-!3 = 18e- 8e-!3 = 24e- 1e- 2e- 24e- 34e- ! El número de electrones de enlace es la resta de ambos: 34-24= 10e- ! Los enlaces entre los átomos son 5. TEORÍA de LEWIS ! En total entre los átomos hay 5 enlaces: O HNO3 O N O H ! Completamos los electrones no enlazantes O O N O H RESONANCIA ¿Y por qué ponemos el doble enlace en ese oxígeno y no en otro? Hay más posibilidades Las forma correcta es un intermedio entre ambas, cada una de ellas se llama forma canónica y al fenómeno resonancia Cuantas más formas resonantes más estable es la molécula HIPERVALENCIA A veces una molécula puede sorprendernos Por ejemplo ¿cómo saldría el ácido sulfúrico? I II III Lo primero que pensamos es que el átomo de azufre tiene 10e- ó 12e- en las formas II y III. Pero esto es posible en ciertos átomos que usan orbitales d de su configuración, estos átomos como S ó P tienen hipervalencia y no tienen 8e- sino más. 16S: 1s22s22p63s23p43d0 ¿Pero son correctas las formas II y III?  CARGA FORMAL Para saber si una forma es correcta o no, se calcula su carga formal, si esta carga coincide con la carga de la molécula entonces eso un forma probable. Para calcular la carga formal se usa la expresión siguiente para cada átomo sumando las cargas. Qf = e-valencia - e-solitarios - nºenlaces 3 3 1 2 2 2 1 I II III Qs=6-0-4=2 Qs=6-0-5=1 Qs=6-0-6=0 1 QO=6-6-1=-1 1 QO=6-6-1=-1 2 QO=6-4-2=0 2 QO=6-4-2=0 2 QO=6-4-2=0 3 QO=6-4-2=0 3 QO=6-4-2=0 (2x1)+(-1x2)+(0x2)=0 (1x1)+(-1x1)+(0x2)+(0x2)=0 (0x1)+(0x2)+(0x2)=0  ¿Cómo podemos saber la geometría espacial de una molécula? molview.org ENLACE COVALENTE GEOMETRÍA MOLECULAR Tetraédrica Digonal (Lineal) Trigonal 120º 109,5º Forma de V Pirámide trigonal  FUERZAS INTERMOLECULARES O de VAN DER WAALS ! Estas fuerzas mantienen unidas las moléculas covalentes. Estas fuerzas son más débiles que los enlaces covalentes. ! Son las que justifican los puntos de fusión y ebullición de los compuestos covalentes. ! Las moléculas apolares (H2, Cl2, O2, N2,…) tienen las fuerzas más débiles. ! Las moléculas polares (H2O, NH3, CO,…) tienen las fuerzas mayores. ! Cuando el hidrógeno está unido a oxígeno, nitrógeno o flúor, sus moléculas presentan puentes de hidrógeno entre ellas. PUENTES DE HIDRÓGENO Puente de hidrógeno Animación Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua para formar el hielo, hacen que éste disminuya su densidad provocando dos efectos: El hielo flota sobre el agua. El hielo aumenta de volumen respecto al agua un 9% 1,00 kg/m3 916 Geckos y fuerzas de Van de Waals  TAREA Los ejercicio 51 a 55 nos van a permitir caracterizar distintas moléculas químicas que todos conocemos, indicando su estructura de Lewis, geometría molecular y fuerzas intermoleculares. Debes utilizar las herramientas vistas en clase  ENLACE COVALENTE SÓLIDOS COVALENTES ! A parte de formar moléculas, los átomos pueden formar sólidos covalentes, como en el carbono, que se puede presentar como, diamante, grafito, fullerenos, nanotubos y grafeno. La distintas formas se denominan alótropos. ! Duro y de alto punto de fusión. ! Los carbonos se unen formando tetraedros. ! No conduce la corriente eléctrica. ! Blando y frágil. ! Conduce la corriente eléctrica ! Se presenta en capas de átomos formando hexágonos ! Láminas unidas por fuerzas intermoleculares ! La diferencia se debe al número de enlaces, y de átomos que unen. ! Los alótropos de un elemento presentan propiedades distintas. Alótropos del carbono (a) Grafito (b) Diamante (c) C6 (fullereno) (d) Nanotubo (e) Grafeno ! Muy buen conductor de la corriente eléctrica ! Alta resistencia y dureza ! Flexibilidad mecánica Alótropos del azufre (a) Molécula de S8 (cristalino) (b) Cadenas de azufre (amorfo) Formas cristalinas del azufre  ENLACE METÁLICO ! Está formado por los núcleos un metal empaquetados en una estructura cúbica o hexagonal Electrones deslocalizados entre los núcleos ! Los electrones se mueven libremente entre los núcleos de los átomos. (teoría del mar de electrones) ! El movimiento de los electrones favorece la conductividad eléctrica y térmica ! Los metales son dúctiles (pueden hilarse), y maleables (pueden hacerse láminas)  Tipos de enlace Iónico Covalente Metálico Sustancias Sólidos de Sólidos iónicos Sólidos metálicos moleculares red covalente Agua Azufre Cobre Nitrógeno Diamante Cloruro de sodio ! Conducen la corriente ! Los electrolitos al disolverse ! No, excepto algunos como ! Conducen la corriente muy eléctrica disueltos o fundidos, general iones y si son grafito o grafeno. bien no en estado sólido conductores, los demás no. ! Poco duros, deformables, dúctiles ! Duros pero frágiles ! Dureza muy baja o baja ! Son duros y maleables ! Altos puntos de fusión y ! Bajos puntos de fusión y ! Altos puntos de fusión y ! Altos puntos de fusión y ebullición ebullición. ebullición ebullición ! Son cristales transparentes ! Son sustancias amorfas ! Son sólidos cristalinos ! Son cristales brillo metálico ! A temperatura ambiente son ! A temperatura ambiente pueden ! A temperatura ambiente son ! A temperatura ambiente son ser sólidos, líquido o gases sólidos sólidos, excepto Ga, Hg, Cs. sólidos ! Solubles en disolventes polares ! Los polares se disuelven en ! No son solubles ! No son solubles polares y los polares en apolares.