Son las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos

Transcripción

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2 Son las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos

3 ELECTRONEGATIVIDAD

4 Los enlaces se clasifican en: iónico, covalente metálico. Enlace Iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y baja A e ) y un no metal (alta I y alta A e ) Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales) Enlace metálico- es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especie y se liberan los electrones. NaCl Sólido iónico

5 0 0.4 < 1.7 > Iónico Cov. No-polar Cov. polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente Covalente polar Iónico comparte e - transferencia parcial de e - transferencia e -

6 Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura. X.Ḟ...

7 Li Be B C N O F Ne

8 Enlace Iónico Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Na Cl Iones libres Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

9 Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad) Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb) Dependiendo de su estructura electrónica cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble. Li + F Li + F

10 Ca + O Ca 2+ O 2 CaO 2 Li + O 2 Li + O 2 Li 2 O 3 Li + N 3 Li + N 3 Li 3 N

11 Conductividad eléctrica: en estado sólido no conducen la corriente eléctrica debido a que los iones están demasiado juntos. Al fundir estas sales los iones se separan y pueden moverse dentro de un campo eléctrico y por lo tanto conducen la corriente eléctrica en solución.

12 Solubilidad: Son solubles en disolventes polares (como el agua) debido a que sus iones se separan por atracciones electrostáticas. Puntos de fusión y puntos de ebullición: Son valores altos debido a que la energía de atracción en el cristal es alta. Puntos de fusión por lo general, > 400ºC y puntos de ebullición por encima de los 1500ªC. Otras propiedades: la dureza provocada por lo compacto del cristal y son quebradizos (fragilidad debido a su sistema cristalino).

13 La atracción electrostática de los iones provoca que los compuestos iónicos adopten una estructura cristalina característica en la que los iones se colocan de una forma permanente en los nudos de la red compensándose las fuerzas repulsivas y atractivas. Dicha estructura cristalina requiere que se cumplan las siguientes condiciones: - Los iones deben ocupar el menor volumen posible, de manera que el empaquetamiento sea máximo. - El cristal debe ser neutro. Se define el índice de coordinación como el número de iones de un signo que rodean al del signo contrario a la misma distancia. 13

14 CsCl (índice de coordinación 8) Red cúbica centrada en el cuerpo NaCl (índice de coordinación 6) Red cúbica centrada en las caras Blenda (ZnS) (índice de coordinación 4) Red tetraédrica

15 Se forma cuando uno ó más átomos se estabilizan compartiendo ya sea uno, dos ó tres pares de electrones

16 Enlace covalente no polar Sucede entre moléculas diatómicas Pueden compartir sus electrones a través de un par de electrones (ligadura sencilla); dos pares de electrones (doble ligadura) o tres pares de electrones (triple ligadura) nube electrónica simétrica Enlace covalente polar Si los átomos que se unen son diferentes, uno de ellos tendrá más tendencia a captar los electrones que el otro, desplazándose el par hacia el átomo que más lo atraiga constituyendo un enlace covalente polar Asimetría de la nube electrónica

17 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) E. covalente E. iónico EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0 F 2 HF LiF

18 Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia..... :.. F:.. F: Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F.

19 Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO 2 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales O C O Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s 2 2p 2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s 2 2p 4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones

20 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central: O C O Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: O C O Estructura de Lewis del CO 2

21 Excepciones a la Regla del Octeto Moleculas con número de electrones impares Octeto Incompleto Octeto expandido 21

22 Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del octeto, ya sea por defecto o por exceso. En el caso de trihidruo de boro, éste no llegar a completar su octeto por falta de electrones de valencia, quedando su estructura de la siguiente manera: Por el contrario, el pentacloruro de fósforo o el hexafluroruo de azufre tienen cinco y seis enlaces con el átomo central, con un exceso de electrones debido a la existencia de los niveles 3d vacíos, lo que da lugar a un octete expandido. P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 También se producen algunos casos en los que el átomo central tiene un número impar de electrones, como es el caso del monóxido de nitrógeno. Por último, en el enlace covalente coordinado el par de electrones lo suministra el mismo átomo, como es el caso del H 3 O + y del NH 4+.

23 1. Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos por lo general < C. 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

24 Teoría de repulsión de pares electrónicos (RPECV) Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central

25 En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.

26 Para que los cuatro pares de electrones del átomo central estén lo más apartados posible, el arreglo de éstos es tetraédrico. Las cuatro posiciones del tetraedro están ocupadas por flúor y la molécula tiene geometría tetraédrica(ángulo F Si F= ) Es una molécula donde los cuatro átomos de flúor están ligados a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:

27 Para que los seis pares de electrones del átomo central estén lo más distanciados posible, el ordenamiento de estos es semejante a un octaedro, donde las seis posiciones están ocupadas por átomos de flúor. La geometría de la molécula es octaédrica En el SiF 6-2 los seis átomos de flúor están unidos a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:

28 Geometría molecular cuando el átomo central tiene pares libres

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30 FORMULA GEOMETRIA MOLECULAR MOMENTO DIPOLAR AX lineal Puede no ser cero AX2 lineal cero angular AX3 Trigonal plana cero Pirámide trigonal Forma de T AX4 tetraédrica cero plano Cuadrada tijera Puede no ser cero Puede no ser cero Puede no ser cero cero Puede no ser cero AX5 Bipirámide trigonal Puede no ser cero Bipirámide base cuadrada cero AX6 octaédrica cero

31 El SO2 es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de azufre. La estructura de Lewis es: El mayor apartamiento entre los pares de electrones correspondientes al doble enlace y a el par de electrones no enlazante del átomo central corresponden a un arreglo triangular. Dos de las posiciones del triángulo son ocupadas por átomos de oxígeno, y la molécula tiene una geometría angular, formando un ángulo O-S-O

32 Es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas.

33 Modelo de la nube electrónica Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa que los pierden fácilmente y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve y los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado.

34 Modelo de enlace covalente deslocalizado. Se puede considerar como un caso especial de enlace covalente. Donde el número de electrones de valencia de los átomos es menor que el de enlaces formados. Por ejemplo, en los metales alcalinos cada átomo de una celda está rodeado de otros 8 átomos situados en los vértices. El átomo central aporta un electrón mientras que los otros ocho átomos aportan un electrón en total porque pertenecen a ocho celdas, formando un enlace deslocalizado.

35 Modelo de bandas El modelo se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda.

36 Diagrama OM de molécula diatómica de H 2 σ* 1s orbital molecular antienlazante 1s 1s σ 1s orbital molecular enlazante 2 OA 2 OM

37 Diagrama de OM Energía σ* 2s σ 2s enlazantes Li 2 Li 4 Li 6 Li 8 Li Li x Para un número grande de átomos los niveles desaparecen y en su lugar aparecen bandas.

38 Metales alcalinos: [GN] ns 1 ns ns

39 Metales alcalinotérreos: [GN] ns 2 ns ns np ns np ns

40 En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y otra que se llama "banda de conducción" que es la primera capa vacía.

41 Sólidos Conductores En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.

42 Un sólido semiconductor Es el que teniendo una banda llena, presenta una banda vacía con una diferencia de energía muy pequeña (zona prohibida) y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Se presentan en aquellos metales o metaloides que tienen 4 electrones de valencia. Los elementos que tienen esta propiedad se encuentran entre los metales y no metales. Algunos ejemplos, son el Ge y el Si.

43 Un sólido aislante En los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica. Se presentan en aquellos metales que tienen más de 4 electrones de valencia.

44 Características físicas de los metales Conductividad eléctrica Conductividad térmica Ductilidad Maleabilidad Elasticidad Dureza y densidad Brillo metálico y opacidad Estructuras cristalinas compactas: cúbica centrada en el espacio (cce), cúbica compacta (cc), hexagonal compacta (hc)

45 MALEABILIDAD EN LOS METALES AL GOLPEAR LOS METALES SE FORMAN LÁMINAS

46 DUCTILIDAD EN LOS METALES AL ESTIRAR UN METAL SE FORMA UN ALAMBRE