El Enlace Químico

1. El Enlace Químico Prof. Diego Facundo Sandoval Mamani ÁREA DE CIENCIA, TECNOLOGIA Y AMBIENTE

2. ENLACE QUÍMICO • Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. • O2diatómica • SO2 triatómica • NH3 tetraatómica

3. ¿Cómo existen los elementos en la naturaleza? • Gases Nobles: Monoatómicos (He, Ar, Xe) • No metales:Diatómicos (N2, O2, Cl2) Poliatómicos (H2O, CO2) • Metales: Monoatómicos en redes cristalinas (Au, Ag, Cu) Poliatómicos formando sales (Minerales)

4. Diagrama de energía frente a distancia interatómica ¿Por qué se unen los Elementos? • Los átomos, iones y moléculas se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir la máxima estabilidad. • Buscan cumplir la Regla del Octeto. • Se unen utilizando los electrones de valencia (los del último nivel de energía).

5. Tipos de enlaces • Iónico • Covalente • Metálico

6. Recordamos Energía de ionización - La energía de ionización es la energía mínima necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. Afinidad electrónica - Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo , es estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. ELECTRONEGATIVIDAD - Es la capacidad de un átomo para ATRAER los electrones de un enlace químico hacia él.

7. Electronegatividad Valores de Electronegatividad de Pauling

8. electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

9. Enlace iónico • Formados por Elementos con GRAN diferencia de electronegatividad • Cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). NaClNa+-Cl • El Sodio (Z=11), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na+) y con la configuración electrónica del Neón: 1s2 2s2 2p6 • El Cloro (Z=17), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s23p5 al aceptar un electrón quedará cargado negativamente (Cl-) y con la configuración electrónica del Argón: 1s2 2s2 2p6 3s23p6 • De esta forma los átomos adquieren una carga positiva o negativa. Es decir , el enlace iónico se produce por la atracción electrostática entre un CATIÓN y un ANIÓN.

10. Símbolos de puntos de Lewis • Es 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 . . . . . . Na Cl Na+ Cl- ..

11. Na+ Cl- Estructura cristalina • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible formando redes cristalinas. • Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. Cl- Na+

12. F Ca2+ Ca2+ Principales tipos de estructura cristalina NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) CsCl(cúbica para ambos iones) CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

13. .. .. . . . . - - H O H H O H .. .. Enlace covalente • Formado por Elementos con diferencia de electronegatividadigual a cero o relativamente pequeña (menor a 2) • Se da principalmente con elementos No Metales • Cada átomo tiende a compartir electrones para conseguir 8 e– en su última capa y adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto). • El enlace es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. .. .. .. .. . . . . . . . . . . . . + Cl Cl Cl Cl .. .. .. .. H2O

14. Enlace metálico • Formados por Elementos con POCA diferencia de electronegatividad. • Lo forman los elementos metálicos. Modelo del mar de electrones: • Los átomos metálicos comparten los electrones de su última capa (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. • Estos electrones desprendidos forman un mar de electrones deslocalizados que puede desplazarse a través de toda la red. • De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante el mar de electrones con carga negativa que los envuelve y que no pertenecen a ningún átomo determinado.

15. Propiedades de los enlaces.

16. Propiedades de los enlaces.

17. Diamante Grafito

18. Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.

19. Propiedades de los enlaces: Conducción Eléctrica en Enlaces Iónicos:

20. Propiedades de los enlaces. SOLUBILIDAD • Fenómeno Físico • Una sustancia al solubilizarse permanece como tal pero ubicada de otra manera. • Microscópicamente los átomos o moléculas se mezclan con las moléculas del solvente pero no se transforman. • Los compuestos se disuelven en solventes de polaridad semejante Solubilidad de un cristal iónico

21. Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.

22. Tipos de enlace covalente • Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos iguales que comparten electrones: • Sencillo: H-H, Cl-Cl • Doble: O=O • Triple: NΞN • Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa: • H-Cl, H-O-H • Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este caso la molécula tiene carga eléctrica: • NH4+, H3O+,

23. Recordamos lo importante de los tipos de enlace: COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). COMPUESTOS COVALENTES 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. • Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

24. GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos • Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta. • Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “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. • Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse experimentalmente por técnicas de difracción de rayos X.

25. Ampliamos con mas conocimientos!!!

26. GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos • Para conocer la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases: • El átomo central sólo tiene pares de e– enlazantes, ej BeCl2, BCl3, CH4, etc • El átomo central tiene pares de e– libres (sin compartir), ej: NH3, H2O, etc

27. BeF2 Lineal CH4 Tetraédrica BCl3 Triangular El átomo central sólo tiene pares de e– enlazante. • BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Angulo del enlace = 180º. • BCl3: El B tiene 3 pares de e– Angulo del enlace = 120º. • CH4: El C tiene 4 pares de e– Angulo del enlace = 109,4º.

28. Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º) El átomo central tiene pares de e– libres. • La repulsión de éstos pares de e– libres es mayor que entre pares de e– enlazantes. • NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) • H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) • Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- libres requieren más espacio que los enlazantes, ya que están atraídos por dos átomos.

29. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. • Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e- compartidos, por lo que el enlace es polar. • En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma un dipolo. δ+ δ- H - Cl • Cada enlace tiene un momento dipolar “”(magnitud vectorial cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

30. Teoría del enlace de valencia (TEV) • Los modelos de Lewis y el de repulsión de pares electrónicosno resuelven cuestiones como: • Por qué compartir electrones lleva a una unión estable? • Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no? • Qué determina la forma geométrica de las moléculas? • Por qué unos enlaces son más fuertes que otros? • Con el modelo mecánico-cuántico surge la TEV. • Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, un orbital de uno de los átomos tiene que interaccionar o solaparse con un orbital del otro y cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón

31. H H H H H H Teoría del enlace de valencia (TEV) • Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. Diagrama de energía frente a distancia interatómica

32. Enlace covalente simple. • Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma). • Puede ser: a)Entre dos orbitales “s” b)Entre un orbital “s” y uno “p” c)Entre dos orbitales “p”

33. Enlace covalente Doble y Triple. • Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. • Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1). • Si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi). • Si el enlace es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “”.

34. Hibridación de orbitales atómicos • Para justificar la geometría de muchas moléculas la teoría del enlace de valencia introduce el método de hibridación de orbitales. • El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos mediante el cual se obtienen nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía. • Hibridación sp3 (tetraédrica o espacial): La combinación lineal de 1 orbital s y 3 orbitales p produce cuatro orbitales híbridos, que forman un tetraedro regular con ángulo de 109,5º Orbitales atómicos Orbitales híbridos

35. p s p Orbitales híbridos sp2 p Hibridación de orbitales atómicos Hibridación sp2 (triangular o plana): La combinación lineal de 1 orbital s y 2 orbitales p produce tres orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º. De esta forma se pueden explicar moléculas con dobles enlaces. Ej: Etileno (C2H4)

36. p s Átomo de carbono Hibridación de orbitales atómicos Hibridación sp (lineal): La combinación lineal de 1 orbital s y 1 orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con un ángulo de 180º. De esta forma se pueden explicar moléculas con triple enlace. Acetileno (C2H2)

37. Gracias por su atención Atte. Prof. Diego Facundo Sandoval Mamani