Regla del dueto. Regla del octeto

Transcripción

1 ENLACES QUIMICOS

2 Los ENLACES QUÍMICOS son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos o iones formando agrupaciones de mayor estabilidad (contienen menor energía). Los átomos en general no existen en forma aislada, sino enlazados a otros átomos. Las fuerzas de atracción entre átomos determinan el tipo de sustancia y las propiedades químicas. De acuerdo a cómo estén enlazados los átomos entre sí podemos tener: - Moléculas: H 2, O 2, N 2, F 2, CO 2 - Macromoléculas: C diamante, C grafito, SiO2(cuarzo), Polímeros - Redes iónicas: NaCl, CaF 2, K 3 PO 4 - Redes metálicas: Cu, Fe, Zn

3 Los gases nobles (última columna de la Tabla Periódica) son inertes, no se enlazan a otros átomos (configuración ns 2 np 6, orbitales completos). Los átomos se enlazan para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles (ns 2 np 6 ) He 1s 2 (ns 2 ) Completar 2 electrones Regla del dueto Demás gases nobles (ns 2 np 6 ) Completar 8 electrones Regla del octeto

4 Tipos de Enlace Iónico (Metal + No Metal) Redes iónicas Covalente (No Metal + No Metal o H) Moléculas o Macromoléculas Metálico (Metal + Metal) Redes metálicas

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6 (Excepto H) Los átomos forman enlaces para alcanzar una configuración electrónica más estable.

7 Estructuras de Lewis: símbolo del elemento y puntos para representar los electrones de valencia (última capa).

8 Estructura de Lewis de elementos representativos de la Tabla Periódica

9 Estructura de Lewis: muy útil para elementos representativos pero falla con elementos de transición.

10 Enlace Iónico Metal (baja E y EI, forma cationes) + No Metal (alta E y EI, forma aniones) Transfieren electrones de un átomo a otro Ej.: Na (E=0,9) y Cl (E=3,0) DE = 0,9 3,0 = 2,1 cuando DE mayor a 1,7 hay transferencia neta de electrones

11 Fuerza de atracción entre dos partículas de carga opuesta: F = k q +. q - d 2 (ley de Coulomb) Los compuestos iónicos, como el NaCl, están formados por una red de iones (+) y (-). No existen las moléculas NaCl.

12 Otro ejemplo:

13 Propiedades Compuestos Iónicos solubles en solventes polares (como el agua) no conducen la corriente en estado sólido conducen la corriente fundidos y disueltos (2º especie) puntos fusión y ebullición altos sólidos cristalinos quebradizos

14 Solubles en disoluciones polares (como el agua)

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16 no conducen la corriente en estado sólido conducen la corriente fundidos y disueltos (conductores de 2º especie) Sólido Fundido Disuelto

17 La aplicación de una diferencia de potencial a una solución acuosa de una sal o ácido mineral o sal fundida produce circulación de corriente LOS ELECTROLITOS SON CONDUCTORES DE SEGUNDA ESPECIE (por el movimiento de los iones con el consecuente transporte de materia) La conductividad de los electrolitos aumenta con la temperatura.

18 puntos fusión y ebullición altos (las interacciones electrostáticas son fuertes) sólidos cristalinos quebradizos

19 Enlace Covalente No Metal + No Metal o No Metal + H (E y EI altos y similares) cuando ΔE menor a 1,7 se comparten pares de electrones

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21 Longitud y energía de enlace Enlace Longitud (pm) Energía (kj/mol) H H H C H I H O H F H Cl C C C=C C C C N La longitud de enlace también se relaciona inversamente con la fuerza de enlace y con la energía de disociación de enlace, dado que un enlace más fuerte también es un enlace más corto. C O C Cl O H O O O=O F C Cl Cl Br H Br Br

22 Tipos de enlace covalente

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24 Ejemplos:

25 La capacidad de formar enlaces múltiples disminuye al aumentar el tamaño del átomo. dióxido de carbono vs. dióxido de silicio Fórmula Molecular: moléculas de CO 2 Fórmula Empírica: macromolécula de SiO 2

26 Covalente Coordinado o Dativo: cuando uno de los átomos enlazados aporta los 2 electrones del enlace y el otro ninguno. SO 2 SO 3

27 Polaridad de enlace: Atomos iguales ΔE=0 enlace covalente apolar (o con ΔE= 0 0,4) Atomos diferentes 0<ΔE<1,7 enlace covalente polar ΔE=0 ΔE=1,7 Covalente No Polar Covalente Polar Iónico Ej.: Cl-Cl H-Cl Na-Cl

28 Diferencia de electronegatividad Carácter iónico porcentual Diferencia de electronegatividad Carácter iónico porcentual 0,1 0,5 1,7 51 0,2 1 1,8 55 0,3 2 1,9 59 0,4 4 2,0 60 0,5 6 2,1 67 0,6 9 2,2 70 0,7 12 2,3 74 0,8 15 2,4 76 0,9 19 2,5 79 1,0 22 2,6 82 1,1 26 2,7 84 1,2 30 2,8 86 1,3 34 2,9 88 1, ,5 43 3,1 91 1,6 47 3,2 93 ΔE < 1,7 Enlace Covalente ΔE 1,7 Enlace Iónico

29 Polaridad de las moléculas Molécula no polar (apolar): no se orienta en campo eléctrico Molécula polar (dipolo): se orienta en campo eléctrico Sin campo eléctrico Con campo eléctrico

30 Para moléculas con dos átomos: Átomos iguales Molécula no polar (apolar) Ej. H-H Átomos distintos Molécula polar (dpolo) Ej. H-Cl

31 Para moléculas con más de dos átomos es necesario conocer la GEOMETRÍA MOLECULAR para determinar su polaridad. La geometría que adopta la molécula es aquella en la que la repulsión es mínima.

32 Recuerde la distribución no lineal (o angular) de los átomos en la molécula de agua.

33 Para moléculas con más de 2 átomos es necesario conocer la geometría molecular para saber si μ es igual a 0 o no. Moléculas no polares Momento dipolar μ = 0 (no se orientan en un campo eléctrico) Moléculas polares Momento dipolar μ 0 (se orientan en un campo eléctrico)

34 Ej.: Moléculas polares y no polares El tipo y la polaridad de las moléculas determinan las fuerzas con las que se atraerán entre sí (fuerzas intermoleculares).

35 COVALENTE MACROMOLECULAR SiO 2 (cuarzo)

36 DIAMANTE GRAFITO Muy duro (10 en escala Mohs) Muy caro (escaso) Muy blando (1-2 en escala Mohs) Muy barato (carbón, abundante)

37 Estructura del diamante Estructura del grafito

38 Structural diagrams of different types of nanostructures based on sp2-carbon: (a) graphene, (b) fullerene C60 containing a nitrogen atom (shown in blue), and (c) carbon nanotube.

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40 Propiedades Compuestos Covalentes COVALENTE MOLECULAR fuerzas débiles entre moléculas. Blandos generalmente gases o líquidos con PF y PE < 300, 600ºC resp. no conducen la corriente en ningún estado malos conductores del calor Los compuestos covalentes polares son solubles en solventes polares. Los compuestos covalentes no polares son solubles en solventes no polares o apolares. COVALENTE MACROMOLECULAR agregados 3D de enlaces covalentes sólidos cristalinos con PF y PE > 1500, 2200ºC resp. no conducen la corriente (algunos sí)

41 Enlace metálico Teoría del electrón libre: arreglo tridimensional (red) de iones positivos rodeados por los electrones de valencia que perdieron (móviles). Se alcanza la electroneutralidad. Modelo de la nube (mar) de electrones

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43 Propiedades de los metales alta conductividad eléctrica (flujo de cargas) alta conductividad térmica (flujo de calor) superficies metálicas con brillo característico maleables (láminas) y dúctiles (alambres) no son quebradizos ( iónicos y covalentes) sólidos cristalinos: empaquetamiento compacto prácticamente insolubles en cualquier disolvente.

44 Al aplicarse un campo eléctrico los electrones se desplazan libremente (sin mayor resistencia) generando una corriente eléctrica. LOS METALES SON CONDUCTORES DE PRIMERA ESPECIE (la corriente es transportada por electrones sin movimiento de materia)

45 Para la mayoría de los metales, la conductividad aumenta con la disminución de la temperatura. A muy bajas temperaturas algunos metales se vuelven superconductores (resistividad nula a la conducción de electrones) Ej.: Plomo (Tc < 15 ºK)

46 La ductilidad y maleabilidad de los metales está asociada con el empaque denso de los átomos. Dibujo

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48 Teoría de Bandas Los niveles de energía de los átomos forman bandas de energía en los cristales. Dichas bandas pueden estar superpuestas (metales) o separadas por regiones prohibidas (aisladores).

49 La resistividad de conductores, aislantes y semiconductores depende del delta de energía necesario para sortear la zona prohibida.

50 Resumen:

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53 Alto punto de fusión y ebullición? Conduce electricidad? Conduce la electricidad en estado líquido (fundido)? Conduce la electricidad al disolverse en agua? Se disuelve en agua? Maleabilidad y ductilidad? Enlace covalente Sustancia molecular Sólido covalente Enlace iónico Enlace metálico No Sí Sí Sí No No No Sí No No Sí Sí No No Sí -- Algunas No Sí -- No No No Sí Duro? No Sí Sí Si - No

54 Orbitales Moleculares

55 Orbitales atómicos Orbitales moleculares

56 Orbitales moleculares sigma (σ) y pi ( ) Molécula H2 Molécula HCl s s-s Molécula Cl2 s s-p (superposición frontal) Molécula C2H4 s p-p p-p (superposición lateral)

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58 FUERZAS INTRAMOLECULARES (Intra=dentro) -Fuerzas que dan origen a los enlaces químicos -Mantienen unidos a los átomos en una molécula -Determinan las propiedades químicas de una sustancia. Ejemplo: corrosión, acidez, reactividad FUERZAS INTERMOLECULARES (Inter=fuera) -Ocurren entre átomos y/o moléculas. -Presentan origen electrostático -No involucran la formación de enlaces químicos. -Determinan las propiedades físicas de una sustancia. Ejemplo: Densidad, Punto de fusión y ebullición

59 Magnitud comparativa de las fuerzas Romper el enlace: 431 kj/mol Romper fuerzas intermoleculares: 16 kj/mol

60 Estados de la materia Para pasar del estado S a L o de L a V se debe entregar energía (térmica) para vencer las interacciones entre las moléculas Cuanto más intensas sean esas fuerzas intermoleculares, mayor cantidad de energía es necesaria (mayores PF y PE)

61 El estado de agregación de las sustancias a temperatura ambiente depende de la relación entre E térmica (cinética) y las fuerzas intermoleculares: Energía cinética >> Fuerzas intermoleculares Energía cinética Fuerzas intermoleculares Energía cinética << Fuerzas intermoleculares

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64 Fuerzas de Atracción Intermoleculares Fuerzas ion-dipolo: se dan entre un ión y una molécula polar. Responsables de la disolución de sales iónicas en agua. Dependen de la carga y tamaño del ion y del momento dipolar. Ej: a) Na + - H 2 O b) Cl - - H 2 O

65 Fuerzas ion-dipolo inducido: un ión altera la distribución electrónica de un átomo o molécula (no polar) cercana, resultando un dipolo inducido. Dependen de la carga del ion y de cuan polarizable sea la molécula. Ej.: Na + -He

66 Fuerzas dipolo-dipolo: se dan entre moléculas que poseen momento dipolar permanente (enlaces polares y geometría apropiada). Cuanto mayor sea el momento dipolar, mayor va a ser el punto de ebullición y fusión Ej: H 2 O-H 2 O

67 Fuerzas dipolo-dipolo inducido: un dipolo permanente altera la distribución electrónica de un átomo o molécula no polar resultando un dipolo inducido. Depende de cuan grande es el dipolo y cuan polarizable es la molécula. Ej: H 2 O-He

68 Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (o de London o de Dispersión): Ocurre entre átomos y/o moléculas no polares. Un dipolo instantáneo (generado por el movimiento del electrón) modifica momentáneamente la distribución de electrones de una molécula cercana. Responsables licuación de los gases. Muy débiles, de muy corto alcance. Ej: He-He

69 Puente Hidrógeno: Se producen entre un átomo de H de un enlace muy polarizado y un par de e- no compartido de un átomo muy pequeño y electronegativo (F, O, N). Explica los altos PE de HF, H 2 O y H 3 N.

70 Puente de Hidrógeno

71 Estructura tridimensional del hielo Cada átomo de O forma casi un tetraedro con 4 átomos de H (2 unidos por enlaces covalentes y 2 por puentes de hidrógeno). El espacio vacío en la estructura explica la baja densidad del hielo.

72 Intensidad relativa de las fuerzas intermoleculares Aumentan Ion-Dipolo Enlace de Hidrógeno Dipolo-Dipolo Ion-Dipolo Inducido Dipolo-Dipolo Inducido Dispersion (London) Disminuyen Cuanto más intensas son las fuerzas intermoleculares, más altos son los puntos de fusión y de ebullición.

73 Fuerza Modelo Atracción Energía Ejemplo Intermolecular (kj/mol)

74 Gracias por su atención