Enlaces químicos fácil
57
ENLACES QUÍMICOS.- FÁCIL
-
Upload
colegio-jorge-mantilla -
Category
Education
-
view
1.626 -
download
0
Transcript of Enlaces químicos fácil
ENLACES QUÍMICOS.- FÁCIL
¿Qué es un enlace químico?
Son fuerzas de atracción que mantienen unidos los:
Átomos en las moléculas
Iones en los cristales
¿Qué determinan los enlaces químicos en las sustancias?
Propiedades físicas y químicas
¿Cuáles son las clases de enlaces químicos?
ENLACES QUÍMICOS
IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS PUENTES DE HIDRÓGENO
COVALENTE POLAR
COVALENTE NO POLAR
COVALENTE COORDINADO O DATIVO
COVALENTE SIMPLE
COVALENTE DOBLE
COVALENTE TRIPLE
Número de pares de electronescompartidos
Como están compartidos los electrones
Enlaces Iónicos
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccionalentre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad.
¿Cómo se forma un enlace iónico?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+ Energía → + ē
Átomo de sodio
Ion sodio
Un electrón
Al perder un electrón un átomo de sodio reactivo
Forma un ion sodio
La pérdida de un electrón de valencia
Produce un ion positivo con octeto
completo de electrones
Primero formaremos
un ion de sodio
?
Ion sodio
Durante la ionización un átomo metálico se oxida cuando pierde
electrones de valencia
¿Cómo se forma un enlace iónico?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+ Energía→ +ē
Átomo de cloro
Ion cloro
Un electrón
Al ganar un electrón un átomo de cloro reactivo
Forma un ion cloro
La ganancia de un
electrón
Produce un ion negativo con octeto
completo de electrones
Segundo formaremos
un ion de cloro
?
Cl-
Ion cloro
Durante la ionización un átomo no metálico
se reduce cuando gana electrones
Estamos listos para formar un enlace iónico
Tomaremos como ejemplo la formación del cloruro de sodio NaCl
+ → + Cl-Átomo de sodio
Átomo de cloro
Ion sodio
Ion cloro
El electrón que el átomo de sodio
pierde
Lo gana un átomo de cloro
Ion positivo sodio
Ion negativo
cloro
Los metales tienen
tendencia a perder ēpara formar iones
Los no metales tienen tendencia a
ganar ē para formar iones
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Todos los compuestos iónicos puros son
sólidos a temperatura ambiente; ninguno es
gaseoso
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los compuestos iónicos forman redes
cristalinas
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los puntos de fusión se halla entre 300 –
1000 0C
Porque existen fuertes atracciones en el interior de los sólidos iónicos
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Los puntos de ebullición son muy altos fluctúan entre
1000 – 1500 0C
Porque existen fuertes atracciones en el interior de los sólidos iónicos
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Muchos compuestos iónicos son solubles
en agua
Cuando los compuestos se disuelven en agua
Los iones se disocian
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Permite que una sustancia conduzca
electricidad
Cuando los compuestos se disuelven en agua
Los iones se disocian
Reciben el nombre de electrólito
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Ejemplos de compuestos iónicos
Reacción química (ecuación química)Fórmula (no muestra las cargas de los iones)
+ → Mg2+ + MgCl2
¿Cómo reconocer un compuesto iónico?
En su fórmula el compuesto está formado por un metal y no metal
Ejemplos: Sales halógenas (formadas por metales y no metales de la familia VI A, y VII A)
Nombre del compuesto Fórmula
Cloruro de litio LiCl
Cloruro de magnesio MgCl 2
Cloruro de calcio CaCl 2
Sulfuro de potasio K2S
Seleniuro de aluminio Al2Se3
Yoduro cúprico CuI 2
Enlaces Covalentes
Se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos.
El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble.
A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía
¿Cómo se forma un enlace covalente?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+ Energía→ +
Átomo de hidrogeno
Los átomos de H no puede tomar un
electrón del otro
Comparten electrones (1
par)
Produce una molécula de hidrógeno
formaremos un enlace covalente
Átomo de hidrogeno
Los dos átomos tienen la misma
atracción sobre los electrones
Electronegatividad
de H = 2,1
Diferencia 2,1 – 2,1 = 0
¿Cuáles son las clases de enlaces covalentes?
Clases de enlaces
covalentes
Atendiendo al número de electrones
compartidos
Simples Dobles Triples
Atendiendo como están compartidos los
electrones
Polar ApolarCoordinado o
dativo
Enlaces covalentes simples
Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos
Ejemplo:
La molécula de Hidrógeno (H2):
La molécula de cloro:
En las fórmulas de Lewis de las
moléculas, los enlaces se representan ya sea
con un para de electrones
compartidos o una raya en vez del par
electrónico
Enlaces covalentes dobles
Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos.
Ejemplo:
La molécula de Oxígeno (O2):
Enlaces covalentes triples
Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos
Ejemplo:
La molécula de Nitrógeno (N2 ):
Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la
distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará
falta más energía para romperlo).
Enlaces covalentes puros o apolares
Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad o inferior a 0,47 para que los electrones enlazantes se compartan por igual.
Ejemplo:
La molécula de oxígeno (O2):
La molécula de cloro (Cl2)
La molécula de nitrógeno (N2)
Son elementos diatómicos
EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE APOLAR
Compuesto Fórmula Elemento químico Electronegatividad DiferenciaelectronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo
Molécula de oxígeno O2 No metal No metal 2,1 2,1 0
Molécula de cloro Cl2 No metal No metal 3,5 3,5 0
Molécula de nitrógeno N2 No metal No metal 3 3 0
Ácido telurhídrico H2S No metal No metal 2,1 2,1 0
Electronegatividad
Es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace covalente a atraer hacia sí los electrones compartidos
El menos electronegativo se
carga positivamente
El más electronegativo se
carga negativamente
Átomo de hidrógeno
Átomo de cloro
Los átomos de los elementos más
electronegativos ejercen mayor
atracción sobre los electrones
Enlaces covalentes polares Los electrones se comparten manera desigual entre átomos diferentes
La diferencia de electronegatividad
oscila entre: 0,4 – 1,7
EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE POLAR
Compuesto Fórmula Elemento químico Electronegatividad DiferenciaelectronegatividadPrimero Segundo Primero Segundo
Cloruro de hidrógeno(Ácido clorhídrico)
HCl No metal No metal 2,1 3 0,9
Ácido yodhídrico HI No metal No metal 2,1 2,66 0,56
Ácido bromhídrico HBr No metal No metal 2,1 2,8 0,7
Óxido fosforoso P2O3 No metal No metal 2,1 3,5 1,4
Dióxido de carbono CO2 No metal No metal 2,5 3,5 1
Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos
Ejemplo:
cloruro amónico (NH4Cl):
El catión no es un átomo sino una especie poliatómica
sus átomos estánunidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:
El hidrógeno dona un par de electrones
Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos
Ejemplo:
Radical hidronio
El catión no es un átomo sino una especie poliatómica
sus átomos estánunidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:
El oxígeno dona un par de electrones
EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE COORDINADO
Compuesto Fórmula Elemento químico Quien dona/recibe ē
Primero Segundo Dona Recibe
Radical amonio (NH4)- No metal No metal H N
Radical hidronio (H3O3)+ No metal No metal O H
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Tienen bajos puntos de fusión y ebullición
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores del calor y de la electricidad
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Son bastante estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte y supone configuración electrónica de gas noble)
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Algunos sólidos covalentes carecen de unidades moleculares: el diamante
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Presentan baja diferencia de electronegatividad y en algunos casos es igual a cero, la diferencia es menor de 1,7
ENLACES METÁLICOS
Es la unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos
Los iones positivos (+) permanecen fijos
Los electrones de valencia débilmente sujetos se desplazan libremente por toda la red cristalina
El movimiento similar al de un líquido, de estos electrones, los hace buenos conductores de electricidad y calor
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales puedan ser fácilmente deformados sin romper la estructura cristalina
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales son buenos conductores de la electricidad, teniendo en cuenta que algunos electrones tienen libertad de movimiento a través del sólido.
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales tienen excelente conductividad térmica debida también a los electrones móviles
FUERZAS INTERMOLECULARESFu
erz
as
inte
rmo
lecu
lare
s
Fuerzas de atracción entre dipolos.
Fuerzas de London
Fuerzas de Van der Waals
Enlaces por puente de hidrógeno.
FUERZAS DE ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS.
Fueron postuladas por Van der Waals en 1873
y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares.
Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas deLondon) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).
Fuerzas de London
Se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc.
A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear.
Se puede llegar a la licuación de gases
Fuerzas de Van der Waals
Si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas.
Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse condiciones:
1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente.2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados.
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:
Dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el negativo de otra.
El polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals.
Los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intermoleculares).
Tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes
Geometría molecular: formas espacialesde las moléculas
Geometría molecular
Moléculas
angulares
Moléculas
piramidales
Moléculas
tetraédricas
Moléculas angulares
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría.
1. En general se puede afirmar que un átomo divalente con dos orbitales (p)como orbitales de valencia forma una molécula angular
2. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo
3. Por lo que su geometría puede ser lineal o angular
Moléculas angulares
Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo
Moléculas angulares
EJEMPLOS
Dióxido de azufre (SO2 )
Dióxido de carbono (CO2 )
Agua (H2O)
Moléculas piramidales
En efecto una molécula piramidal es la que presenta esa forma, y consiste en que posee un átomo central rodeado de varios otros, al menos cuatro, que se sitúan en los vértices de una figura geométrica llamada pirámide
Moléculas piramidales
EJEMPLOS
El amoniaco (NH3)
El ion clorato, (ClO)3
-
El ion sulfito, (SO3 )2-
Moléculas tetraédricas
La geometría molecular tetraédrica es un tipo de geometría molecular en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH4), el ion amonio (NH4+), o los aniones sulfato (SO42-) y fosfato (PO43-).
BIBLIOGRAFÍA
http://enlacekimico.blogspot.com/2013/07/moleculas-angulares-piramidales-y.html
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm
Ralph A. Burns, (2003) Fundamentos de Química. Pearson Prentice Hall. México.
Ministerio de Educación Ecuador, (2015), Química, Santillana, Quito, Ecuador.
