EL ENLACE QUÍMICO - Espacio de Rosa | Un poco de … · Enlace covalente dativo o coordinado ......
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07/02/2015
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EL ENLACE QUÍMICO
Tema 5
¿Por qué se unen los átomos?
• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad (Configuración electrónica de gas noble).
• Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
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Diagrama de energía frente a distancia interatómica
Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma
en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.
Enlace químico: conjunto de fuerzas quemantienen unidos a los átomos cuando formanmoléculas o cristales, así como a las fuerzasque mantienen unidas a las moléculas cuandose presentan en estado líquido o sólido
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Una primera aproximación para interpretar el enlace
• A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO
Tipos de enlace
• Iónico
• Covalente
• Metálico
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Enlace iónico• El compuesto iónico se forma al reaccionar un
metal con un no metal.
Transferencia de e- de un átomo a otro.
• Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).
• Se da entre elementos de menor EI (metalesgrupo IA) y elementos de Electroafinidad elevada (No metales Halógenos)
Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+
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Redes iónicas•Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.
¿QUÉ INDICA LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO IÓNICO?.
PÁG. 110: 2
PÁG. 111: 2, 4
Estructura cristalina• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.
• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.
• La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.
• Índice de coordinación :– Es el número de iones de signo opuesto que rodean
a un ion dado”.– Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su
índice de coordinación.
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F− Ca2+
Principales tipos de estructura cristalina
• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)
– Índice de coord. para ambos iones = 6
• CsCl (cúbica para ambos iones) – Índice de coord. para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )
– Índice de coord. para el F– = 4– Índice de coord. para el Ca2+ = 8
Propiedades compuestos iónicos
• Elevados puntos de fusión y ebullición: Relacionado con la energía de red
• Solubles en agua
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)
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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar
Solubilidad de un cristal iónico
Fragilidad en un cristal iónico
FUERZA
Pág. 112: 5 Mirar la diapositiva 9 hay más ejercicios
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Enlace covalenteLos compuestos
covalentes se originan por la compartición de
electrones entre átomos no metálicos .
• Ocurre cuando se COMPARTEN pares de e-
• Entre átomos de la misma especie (elementos No Metálicos), y compuestos del C
• La mayoría de las sustancias de Interés biológico se forman mediante enlace Covalente. O 2, CO2,H2O, NH4, COMPUESTOS ORGANICOS
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¿Cómo se puede formar la molécula de H2?
• ¿Cómo se puede formar la molécula de F2?• ¿Cómo se puede formar la molécula de HCl? • ¿Cómo se puede formar la molécula de Cl2?• ¿Cómo se puede formar la molécula de O2? • ¿Cómo se puede formar la molécula de N2?
H· + ·H → H:H
Diferentes tipos de enlace covalente
• Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple
• Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble
• Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple
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Escribe la representación de Lewis
• H2O• CO2
• HCN• Ejercicio 7 página 115 (excepto apartado a)
• HClO• HClO2
• HClO3
• HClO4
Enlace covalente dativo o coordinado
• Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.
El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)
Ejemplos página 115: H 3O+, NH4+, SO3
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Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?a) Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos
implicados.b) Se determina el número de electrones necesarios para
completar el octeto de todos los átomos implicados.c) Se calcula el número de electrones compartidos (b-a ).d) Se situa cada uno de los elementos alrededor del átomo central.
Generalmente, el átomo central es el átomo menoselectronegativo, en especies del tipo ABx.
e) Se dibujan los enlaces sencillos.f) Se determina el número de electrones que forman enlaces
multiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunosenlaces sencillos de los dibujados en el apartado e) deberán sermúltiples . (c-e).
g) Se calcula el número total de electrones no compartidos (a-c).h) Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada
átomo cumpla con la regla del octeto.
Estructuras de Lewis
CH4
C: 1s22s2p2 ⇒ 4e-H: 1s1 ⇒ 1e- x4= 4e-
8e-1)
2)
H2CO
C: 1s22s2p2 ⇒ 4e-H: 1s1 ⇒ 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 ⇒ 6e-
12e-1)
2)
3) e- de v. libres: 12-6= 6
4)
Escribe la estructura de Lewis del H2CO3, HNO3 (PÁGINA 115)
CH4, H2CO, SiO4-4,
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Estructuras de Lewis
Ejemplo 3: SiO 4-4
Si: 3s2p2 ⇒ 4e-O: 2s2p4 ⇒ 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.
32 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)
Ejemplo 4: SO 2
S: 3s2p4 ⇒ 6e-O: 2s2p4 ⇒ 6e-x2 = 12+ 4 cargas neg.
18 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 18-4= 14
4)
Polaridad del enlace covalente• Enlace covalente apolar : entre átomos de
idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.
• Enlace covalente polar : entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)
Polaridad
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• Ejercicio 10 página 116• Ejercicio 46 página 130
Moléculas covalentes
• Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)
• Si el enlace es polar:
– Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)
– Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial-geometría molecular)
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Polaridad de las Moléculas
Polarity of bonds
H ClCarga postiva pequeña
Menor electronegatividadCarga negativa pequeña
Mayor electronegatividad
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
Polaridad de las Moléculas
CO2
Cada dipolo C-O se anulaporque la molécula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porquela molécula no es lineal.
H2O
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Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.
Ejercicio 9 página 116
¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?
• Moléculas covalentes (pequeñas -macromoléculas)
H2, H2O, O2, N2, CO2
• Redes covalentes:
Diamante (C) , grafito (C) , sílice (SiO2)
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Redes covalentes
La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.
Grafito: láminas de átomos de carbono
Estructura del diamante, C Estructura del cuarzo, SiO2
Propiedades compuestos covalentes
(atómicos)
• Elevados puntos de fusión y ebullición…
• Malos conductores de la electricidad
• Muy insolubles
• Muy duros y frágiles
• El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.
Propiedades compuestos covalentes
(moleculares)
•Bajos puntos de fusión y ebullición (sólidas líquidas o gases a temperatura ambiente)
•No conducen la electricidad
•Solubles en sustancias que tengan similares fuerzas intermoleculares:
Solubles: moléculas apolares – apolares
Solubles: moléculas polares – polares.
Insolubles: moléculas apolares - polares
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Enlace metálico
• Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismoelemento metálico (baja electronegatividad).
• Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones,formándose un catión o “resto metálico ”.
• Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto deelectrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo enparticular.
• Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar deelectrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: lassustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.
Propiedades sustancias metálicas• Elevados puntos de fusión y ebullición
• Insolubles en agua
• Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.
• Pueden deformarse sin romperse
(Recuerda el mercurio (Hg) es líquido a temperatura ambiente, existe una gran variedad de temperaturas de fusión)
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Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma
en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.
Ejercicios: 51,52,53,54,56,57,58,68 página 130
Ver cuadro resumen pág. 123
• Fuerzas entre dipolos permanentes
• Fuerzas de enlace de hidrógeno
• Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
¿Fuerzas intermoleculares?
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Fuerzas entre moléculas polares(dipolos permanentes)
HCl, HBr, HI…
-+ + -
Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy
electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF
H2O
NH3
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Enlace de hidrógeno en la molécula de agua
Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido.
Estructura del hielo y del agua líquida
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Enlaces de hidrógeno en el ADN
Apilamiento de las bases.
Enlaces de hidrógeno
Interiorhidrófobo
Esqueletodesoxiribosa-fosfato
Enlaces de hidrógeno
Exterior hidrófilo
A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina
Bases nitrogenada
s
Repulsión electrostática
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Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la
molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.
Entre moléculas apolares: se forman dipolos instantáneos si se aproxima dos moléculas. Estos enlaces son fáciles de romper
H2, Cl2, I2 CCl4
Radio atómico mayor más fácilmentedeformables y aparece una carga parcial
Ejercicios: 14-16 pág. 122
60, 61, 63, 64, 66, 75, 76 página 130-31