07/02/2015 EL ENLACE QUÍMICO. Tema 5

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1 EL ENLACE QUÍMICO Tema 5 Por qué se unen los átomos? Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad (Configuración electrónica de gas noble). Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. 1

2 Diagrama de energía frente a distancia interatómica Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas. Enlace químico: conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando se presentan en estado líquido o sólido 2

3 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 Tipos de enlace Iónico Covalente Metálico 3

4 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Transferencia de e- de un átomo a otro. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Se da entre elementos de menor EI (metales grupo IA) y elementos de Electroafinidad elevada (No metales Halógenos) Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl - y Na + 4

5 Redes iónicas Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas. QUÉ INDICA LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO IÓNICO?. PÁG. 110: 2 PÁG. 111: 2, 4 Estructura cristalina Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal. Índice de coordinación: Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación. 5

6 Principales tipos de estructura cristalina NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 6 CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 8 CaF 2 (cúbica centrada en las caras para el Ca 2+ y tetraédrica para el F ) Índice de coord. para el F = 4 Índice de coord. para el Ca 2+ = 8 F Ca2+ Propiedades compuestos iónicos Elevados puntos de fusión y ebullición: Relacionado con la energía de red 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) 6

7 Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar Solubilidad de un cristal iónico Fragilidad en un cristal iónico FUERZA Pág. 112: 5 Mirar la diapositiva 9 hay más ejercicios 7

8 Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Ocurre cuando se COMPARTEN pares de e- Entre átomos de la misma especie (elementos No Metálicos), y compuestos del C La mayoría de las sustancias de Interés biológico se forman mediante enlace Covalente. O 2, CO 2,H 2 O, NH 4, COMPUESTOS ORGANICOS 8

9 Cómo se puede formar la molécula de H 2? H + H H:H Cómo se puede formar la molécula de F 2? Cómo se puede formar la molécula de HCl? Cómo se puede formar la molécula de Cl 2? Cómo se puede formar la molécula de O 2? Cómo se puede formar la molécula de N 2? Diferentes tipos de enlace covalente Si se comparten un par de e - : enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e - : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e - : enlace covalente triple 9

10 Escribe la representación de Lewis H 2 O CO 2 HCN Ejercicio 7 página 115 (excepto apartado a) HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 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) Ejemplos página 115: H 3 O +, NH 4+, SO 3 10

11 Estructuras de Lewis Como se dibujan las estructuras de Lewis? a) Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos implicados. b) Se determina el número de electrones necesarios para completar el octeto de todos los átomos implicados. c) Se calcula el número de electrones compartidos (b-a ). d) Se situa cada uno de los elementos alrededor del átomo central. Generalmente, el átomo central es el átomo menos electronegativo, en especies del tipo ABx. e) Se dibujan los enlaces sencillos. f) Se determina el número de electrones que forman enlaces multiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunos enlaces sencillos de los dibujados en el apartado e) deberán ser múltiples. (c-e). g) Se calcula el número total de electrones no compartidos (a-c). h) Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada átomo cumpla con la regla del octeto. Estructuras de Lewis Escribe la estructura de Lewis del H 2 CO 3, HNO 3 (PÁGINA 115) CH 4, H 2 CO, SiO 4-4, H 2 CO CH 4 1) C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x2= 2e- O: 1s 2 2s 2 p 4 6e- 12e- 1) C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x4= 4e- 8e- 2) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 2) 4) 11

12 Estructuras de Lewis Ejemplo 3: SiO 4-4 Ejemplo 4: SO 2 1) 2) Si: 3s 2 p 2 4e- O: 2s 2 p 4 6e-x4 = cargas neg. 32 e- 1) 2) S: 3s 2 p 4 6e- O: 2s 2 p 4 6e-x2 = cargas neg. 18 e- 3) e- de v. libres: 18-4= 14 3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) 4) Polaridad del enlace covalente Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2, Cl 2, N 2 ). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Enlace 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-) Polaridad 12

13 Ejercicio 10 página 116 Ejercicio 46 página 130 Moléculas covalentes Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H 2, O 2, F 2 ) Si el enlace es polar: Moléculas polares (HCl, H 2 O...) (dipolos permanentes) Moléculas apolares (CO 2 ) (simetría espacialgeometría molecular) 13

14 Polaridad de las Moléculas Polarity of bonds H Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Cl Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad Polaridad de las Moléculas Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular CO 2 H 2 O Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal. 14

15 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 simétricamente alrededor del átomo central. Ejercicio 9 página 116 Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes? Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas) H 2, H 2 O, O 2, N 2, CO 2 Redes covalentes: Diamante (C), grafito (C), sílice (SiO 2 ) 15

16 Redes covalentes Estructura del diamante, C Estructura del cuarzo, SiO 2 Grafito: láminas de átomos de carbono La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados. Propiedades compuestos covalentes (atómicos) Elevados puntos de fusión y ebullición Malos conductores de la electricidad Muy insolubles Muy duros y frágiles El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Propiedades compuestos covalentes (moleculares) Bajos puntos de fusión y ebullición (sólidas líquidas o gases a temperatura ambiente) No conducen la electricidad Solubles en sustancias que tengan similares fuerzas intermoleculares: Solubles: moléculas apolares apolares Solubles: moléculas polares polares. Insolubles: moléculas apolares - polares 16

17 Enlace metálico Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o resto metálico. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas. Propiedades sustancias metálicas Elevados puntos de fusión y ebullición (Recuerda el mercurio (Hg) es líquido a temperatura ambiente, existe una gran variedad de temperaturas de fusión) Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse 17

18 Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas. Ver cuadro resumen pág. 123 Ejercicios: 51,52,53,54,56,57,58,68 página 130 Fuerzas intermoleculares? Fuerzas entre dipolos permanentes Fuerzas de enlace de hidrógeno Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) 18

19 Fuerzas entre moléculas polares (dipolos permanentes) HCl, HBr, HI Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno desnudo atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H 2 O NH 3 19

20 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida 20

21 Enlaces de hidrógeno en el ADN Apilamiento de las bases. Esqueleto desoxiribosa - fosfato Enlaces de hidrógeno Repul electrostá Enlaces de hidrógeno Bases nitrogenada s A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Interior hidrófobo Exteri hidróf o 21

22 Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular. Entre moléculas apolares: se forman dipolos instantáneos si se aproxima dos moléculas. Estos enlaces son fáciles de romper H 2, Cl 2, I 2 CCl 4 Radio atómico mayor más fácilmente deformables y aparece una carga parcial Ejercicios: pág , 61, 63, 64, 66, 75, 76 página

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