2.13 enlaces y fuerzas intermoleculares
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Enlaces Químicos
Átomos Estables• ¿Por que los átomos forman compuestos enlazándose
con otros átomos?• Todo en el universo busca los estados mas estables.
Para los átomos la máxima estabilidad es tener sus subniveles s y p completos.
• Algunos átomos ganan e- y otros pierden para tener estructuras mas estables
Electrones de valencia• Son los electrones del mayor nivel de energía• En base a estos electrones, la regla del octeto determina
e- puede ganar o perder el átomo.
Regla del Octeto• La regla del octeto es la tendencia de los átomos a
tener una configuración electrónica similar a los gases nobles.
• Con excepción de He los gases nobles tienen 8 electrones en su ultimo nivel de energía
Introducción• Enlaces químicos
–Son la fuerza que mantiene a los átomos juntos en una molécula.
IntroducciónEnlaces químicos
–En general los electrones se pueden ganar, perder o compartir entre átomos.
Tipos de Enlaces
Enlaces• Enlaces Intramoleculares: Enlaces dentro de
la molécula:
– Iónico
– Covalente
– Metálico
Enlaces Iónicos• Trasferencia de
electrones (formación de iones)
• Metal con un No metal • La diferencia de
electronegatividad es mayor 1.7
• En solución conducen la electricidad
Enlace Iónico• Se da entre un metal y no metal
• La diferencia de electronegatividad debe ser 1.7 o mayor
Cuando se forma un enlace iónico, el elemento metálico pierde electrones y en no metal gana teniendo 8 electrones en su ultimo nivel.
Los no metales ganan electrones:Este proceso es llamado reducción.
:Cl. + 1e- :Cl: - 1 Ion Cloruro
:O: + 2e- :O: -2 Ion Oxido
:N. + 3e- :N: -3 Ion nitruro
Formación de aniones
Los metales pierden electrones formando cationes:Al proceso de perder electrones se le llama oxidación.
Na. Na+ + e-
Mg: Mg2+ + 2 e-
:Al. Al 3+ + 3 e-
Formación de cationes
Cuando los compuestos iónicos están disueltos en agua, se disocian formados una solución con iones:
NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Como resultado conducen la corriente eléctrica y son
llamados electrolitos.
Compuestos Iónicos en solución
H2O
Covalentes• Covalente NO Polar
– Los e- se comparte simétricamente- Diferencia de electronegativa es menor a 0.4
• Covalente Polar– Los electro e- se comparten de modo asimétrico– La diferencia de electronegatividad es menor a 1.7
Enlace Covalente• Se comparten electrones• Es la unión de un no metal con un no metal• No conducen la corriente eléctrica
– Enlaces no polares: Entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es menos 0.4
– Enlaces polares : Entre átomos cuya diferencia de electronegatividad esta entre 0.4 y 1.7
Enlaces Covalentes Polar y No Polar
H-H es no-polar por que la diferencia de electronegatividad es 0.
Cl-Cl es no-polar.H-Cl es polar por que existe una diferencia
de electronegatividad pero menor a 1.7 ( H = 2.1, Cl = 3.0 )
Diferencia de electronegatividad0.4 1.7
Enlace Metálico• Es la unión de un metal con un no metal• Están unidos por electrones en movimiento
(mar de electrones )• Buenos conductores del calor y electricidad
Tipo de enlace Tipo de
elementos (metal,
no metal)
Diferencia de
electronegatividad
Comportamiento
electrónico. (Gana, pierde,
comparte, se mueve libremente)
Solubilidad (Agua, solventes
polares, solventes no polares)
Punto de Fusión (Alto,
Medio, Bajo)
Estado de Agregación (Solido, Liquido, Gaseoso)
Conducción de
calor y
electricidad
IónicoSal NaCl
Covalente (no polar)H2, O2, NO2
Covalente (polar)Glucosa C6H12O6
MetálicoMonedas (Cobre, aluminio Níquel), Bronce (mezcla cobre y estaño)
NO APLICA
Tipos de Enlace y estados de la materia
• Gases:– Casi todos son monoatómicos(He, Ar) o tienen enlaces
covalentes no polares entre ellos(N2, CO2)• Líquidos:
– Los líquidos suelen tener enlaces covalentes, excepto por Br y Hg, que son líquidos a temperatura ambiente.
– Los líquidos polares son miscibles entre si, los no polares son miscibles entre si(similar disuelve lo similar)
• Solidos:– Los compuestos iónicos conducen electricidad en solución.– Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente (esto
se debe al enlace metálico), excepto Hg.
• http://www.youtube.com/watch?v=QXT4OVM4vXI
• http://www.youtube.com/watch?v=yjge1WdCFPs
Estructuras de LewisSolo aplica para elementos representativos
Simbología punto electrón
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Los electrones del ultimo nivel son representados con un punto
Los electrones de Valencia se acodan alrededor del símbolo del elemento.
Mg tiene 2 electrones de Valencia. Pueden tener muchas representaciones
Mg
Mg Mg Mg Mg
Lewis estructurasEl átomo es representado con su símbolo rodeado por sus electrones de Valencia en forma de puntosPasos1. Escribir la configuración electrónica.2. Identificar los e- de valencia.3. Dibujar los electrones de valencia alrededor del símbolo.
– En cada lado (arriba, abajo, derecha, izquierda) se colocan máximo dos e-
– Primero se llena cada lado con un electrón y luego se forman pares
Ejemplo: HidrógenoPrimero se determina la configuración electrónica del elemento que se desea representar.En el caso del hidrógeno será:
1H = 1S1
Número solo tiene un electrón atómico de valencia.
• Se identifica el número de electrones del último nivel.
Figura de Lewis
Los electrones de valencia se dibujan alrededor del símbolo del elemento
Símbolo del Unico electrón hidrógeno de valencia
H *
Estructura de LewisConfiguración electrónica:
5B=1s22s22p1
Ultimo nivelde energía
Electrones devalencia
Primero se colocaUn e- , si hubiera masDe 4 e- entonces se empieza a formarparejas
*B
Estructura de LewisConfiguración electrónica:
8O=1s22s22p4
O******
Numero deelectronesde valencia = 7
Máximo nivelde energía
Bromo
Configuración Electrónica
35 Br =1s22s22p63s23p64s23d104p5
BrNumero deelectronesde valencia = 7
Máximo nivelde energía
***** **
Los elementos de una familia los mismos e- de valencia y sus figuras de Lewis son iguales
Elemento Configuración electrónica e- Valencia Diagrama Lewis
Predicción de e- a ganar o perder
16 S
20 Ca
27 Co
35 Br
Estructuras de Lewis para moléculas
1. Dibuje la figura de Lewis para cada elemento(Use puntos para un elemento y cruces para el otro)
2. Coloque a los átomos en orden lógico. Recuerde que el mas electronegativo es negativo y el otro positivo
3. Distribuya los electrones para cumplir el octeto
F O F
Estructuras de Lewis para Moléculas
• Para figuras iónicas el electrón se dibuja en el átomo al que es trasferido
• Para un compuesto covalente se puede dibujar como línea
F F F ─ F
Na O Na
Fuerzas Intermoleculares
Investiga (1 de 2)
¿Cuál es la diferencia entre enlaces intramoleculares y las fuerzas intermoleculares (Como las fuerzas de dipolo - dipolo)
¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen y como afectan al estado de agregación de las sustancias?
Investiga (2 de 2)
¿Como las fuerzas intermoleculares intervienen en las propiedades de las sustancias? Define “el puente de hidrogeno”Define los siguientes tipos de fuerza intermoleculares:(Fuerzas de Van der Waals)
Fuerzas Dipolo - Dipolo Fuerzas de dispersión de London
• Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación entre dos o mas moléculas:– Puente de Hidrogeno:Hidrogeno: F,N y O
-Fuerzas de Van der Waals• Dipolo-Dipolo (Covalentes Polares)
• Dispersión de London (Covalentes no polares)
• Puentes de hidrogeno:– Se Forman cuando el
hidrogeno esta unido a elementos muy electronegativos: Flúor, Oxigeno y Nitrógeno
– Son muy fuetes y crean “redes”
– Ejemplos: HF, H2O, NH3
• Fuerzas Dipolo- Dipolo: – Suceden en moléculas
polares– El polo positivo de una
molécula arte al polo positivo de otra
– Son medianamente fuertes– Ejemplos: HCl, H2S, SO2
• Fuerzas de dispersión de London– Suceden en moléculas no polares– Fuerza es débil– Los “polos” en estas moléculas son
intermitentes
IónicosTipo de átomos
ComportamientoElectrónico
Diferencia electronegatividad
Iónicos
ConduceElectricidadEn solución Alto Punto
Fisión
No Conduce electricidadY calor solido Estado de agregación
Solubilidad
Covalentes NO Polar
NO2
Tipo de átomos
ComportamientoElectrónico
Diferencia electronegatividad
Estado Agregacion
Covalentes NO Polar
Bajos puntos fusión
Solubilidad
No conduceCalor ni electricidad
COVALENTE POLAR
Estados de Agregación
Bajo punto fusión
No Conduce Calor Ni Electricidad
Solubilidad
Comportamientoelectronico
Enlace Metálico
Comportamiento electrónico
Estado de agregación
Elementos que lo forman
Enlace Metálico
SolubilidadPunto de fusión
Conducción Calor y electricidad
Enlaces:Fuerzas IntramolecularesMantienen unidos átomosDentro de una molécula
N-HO-H
Fuerzas IntermolecularesA las moléculas entre si
H2O -----H2ONH3 ---- H2OHCl ---- HCl
Las fuerzas intermoleculares tienen una gran importancia:Estados de agregación: punto de fusión , punto de ebullición, etcPropiedades físicas: Cohesión, adhesión, viscosidad, densidad, tensión superficial, etc
• Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación entre dos o mas moléculas:– Puente de Hidrogeno:Hidrogeno: F,N y O
-Fuerzas de Van der Waals• Dipolo-Dipolo (Covalentes Polares)
• Dispersión de London (Covalentes no polares)
Puentes de HidrogenoElementos muy electronegativosHF, H2O, NH3
Covalentes polares y Iónicas
Dipolo - Dipolo
Covalentes no polares
Fuerzas de dispersión deLondon