Tipos de enlaces. Intramoleculares: Intermoleculares: Metálico. Iónico. Covalente. Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno.

Transcripción

1 El enlace químico

2 Tipos de enlaces Intramoleculares: Iónico. Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno. Metálico.

3

4 Enlace iónico Se define como la fuerza electrostática que mantiene unidos a dos o más iones. Vale decir, corresponde a la fuerza de atracción que se da entre cationes (positivos) y aniones (negativos). En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones, los átomos que reaccionan forman iones de cargas opuestas que después se atraen entre sí por tener cargas opuestas.

5 Para que suceda la transferencia de electrones, o sea que los electrones sean donados por un átomo y aceptados por otro, es necesario que uno de los elementos tenga baja electronegatividad y otro alta electronegatividad. Así, el enlace iónico sucederá cuando se combine un metal con un no metal. Para la formación de un enlace iónico es necesario que la diferencia de electronegatividad (Δ E.N.) entre los elementos que se mezclan debe ser superior a 1,7. En símbolos: Δ E.N. > 1,7.

6 Ejemplo:

7

8 Una vez formados los iones, estos se atraen para formar una red tridimensional que recibe el nombre de red cristalina, tal como se muestra en la figura

9 Las sustancias que presentan enlace iónico, y que llamaremos compuestos iónicos, tienen las siguientes propiedades: Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Generalmente son solubles (se disuelven) en agua y otros solventes polares. Al entrar en contacto con el agua se separan en sus iones, o sea, se disocian. Fundidos o disueltos son buenos conductores de la electricidad. Son duros. Son frágiles.

10 Las reacciones de pérdida o ganancia de electrones se llaman reacciones de ionización.

11 Enlace covalente Cuando los elementos que se van a combinar no tienen entre sí una marcada diferencia de electronegatividad como para que suceda la transferencia de electrones, entonces los elementos tendrán que compartir los electrones

12 La compartición de electrones es lo que define a un enlace covalente y para que exista, la diferencia de electronegatividad entre los elementos participantes (ΔE.N.) debe ser menor o igual a 1,7. En símbolos: Δ E.N. < 1,7.

13 Para que la compartición de electrones suceda, o sea, que se forme un enlace covalente, será necesario que las especies que se mezclen tengan electronegatividades similares entre sí, además de una alta electroafinidad y potencial de ionización, en otras palabras, elementos que quieran electrones y que sean capaces de pelear sus propios electrones. Estas características nos llevan a los no metales, de ahí que los enlaces covalentes sucedan cuando se combinan entre sí elementos no metálicos.

14 Ejemplo: El hidrógeno (H) es un no metal de E.N = 2,1 mientras que el cloro (Cl) es un no metal de E.N 3,0. Al restar ambas electronegatividades para sacar las diferencia entre ellas (Δ E.N.) se tiene que:

15

16 La cantidad de electrones que se comparten entre los átomos varía. Así, conocemos con el nombre de: i) Enlace simple a la compartición de dos electrones, vale decir, un par, como en el caso del F 2 o del NH 3.

17 ii) Enlace múltiple a la compartición de más de un par de electrones. Específicamente: Enlace doble a la compartición de cuatro electrones, o sea, dos pares, como en el caso del O 2. Enlace triple a la compartición de seis electrones o tres pares, como en el caso del N 2.

18 Ejercicios Utilizando una tabla periódica, en parejas, desarrollen la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: a) Agua (PH 3 ) c) Acetileno (C2H2) e) HCHO b) Metano (CH4) d) Fluoruro de hidrógeno (HF) f) HCN

19 Excepciones a la teoría de Lewis Moléculas tipo NO y NO 2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo BeCl 2 o BF 3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo cental no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl 5 o SF 6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e ).

20 Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO 3 2 el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O.

21 Esto conllevaría a que las distancias C O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos. Para explicar tales datos, se supone que los e de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

22 En el caso del ion CO 3 2, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO 3 2, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

23

24 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e del átomo central. Las parejas de e se sitúan lo más alejadas posibles.

25

26

27 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. Cada enlace tiene un momento dipolar

28 Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales,... Ej: H 2 O, NH 3. Moléculas apolares. Tienen nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H 2, Cl 2. = 0. Ej: CH 4, CO 2.

29 Momentos dipolares. Geometría molecular

30

31

32

33

34 Enlaces intermoleculares La fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existente entre las moléculas de las sustancia covalentes. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido.

35 Cuando se disminuye suficientemente la temperatura de un gas, al mismo tiempo que disminuye la energía cinética media de las moléculas,aparecen las fuerzas atractivas intermoleculares, pasando la sustancia al estado líquido y posteriormente, al sólido.

36 Los puntos de fusión y ebullición proporcionan una información útil acerca de la mayor o menor magnitud de las fuerzas intermoleculares: cuanto más bajos son aquéllos, menores serán las fuerzas. Las fuerzas intermoleculares suelen ser de dos Clases: fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

37 Enlace o puente de Hidrógeno Se presenta entre moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno y algún otro elemento pequeño altamente electronegativo, como el F, O y N. El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e del otro átomo. Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

38 El punto de ebullición tan elevado del agua se justifica teniendo en cuenta la estructura de ésta. Cada átomo de hidrógeno forma un enlace de hidrógeno y cada átomo de oxígeno, por poseer dos pares de electrones no enlazados, participa de otros tantos enlaces de hidrógeno.

39 Así, cada molécula de agua está unida muy establemente de forma tetraédrica a cuatro moléculas próximas. Si las moléculas de agua estuvieran unidas por fuerzas de Van der waals, el agua sería gas a temperatura ambiente.

40

41

42

43

44 Fuerzas de Van der Waals. Con el nombre de fuerza de Van der Waals suelen agruparse distintas clases de interacciones intermoleculares de naturaleza electrostática: fuerza dipolo-dipolo, fuerzas dipolo-dipolo-inducido, y fuerzas de dispersión.

45 Fuerzas dipolo -dipolo Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar dipolar de las moléculas, mayor es la fuerza atractiva. Ejemplo: Las interacciones entre las moléculas de HCl

46 Fuerzas dipolo dipolo-inducido. Moléculas polarizadas próximas a moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolo inducido. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva. Ejemplo: Interacciones entre las moléculas de HF y los átomos de argón.

47 Fuerzas de dispersión de London Son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. Po ejemplo, entre átomos de He, entre moléculas de O 2, de N 2 y otras.

48

49 Comparación de las fuerzas intermoleculares Podemos identificar las fuerzas intermoleculares que operan en una sustancia considerando su composición y estructura. Las fuerzas de dispersión están presentes en todas las sustancias. La intensidad de estas fuerzas aumenta al incrementarse la masa molecular, pero también depende de la forma de la molécula.

50 Los puentes de hidrógeno suelen ser el tipo más intenso de fuerza intermolecular. Ninguna de estas fuerzas intermoleculares, están fuerte como los enlaces iónicos o covalentes.

51 Actividades: Indica qué clase de fuerzas intermoleculares existen entre los siguientes pares de especies químicas cuando se hallan en estado líquido o sólido: a) CO y CO b) Cl 2 y CCl 4 c) NH 3 y NO3