UNIONES Y ENLACE QUÍMICO - WordPress.com...Esquema de la formación de un enlace iónico entre un...

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  • UNIONES Y ENLACE QUÍMICO

    Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán

    2019

    SEMANA 2 - 2019

    Licda: Isabel Fratti de Del Cid

  • ENLACE QUÍMICO2

    Son las uniones, atracciones, interacciones, fuerzas , que mantienen unidas a las

    partículas (átomos , iones ó moléculas)en la materia. Estas partículas al unirse, tienden a formar estructuras más estables.

    El enlace químico puede ser:

    ▪ Covalente

    ▪ Iónico Se da entre átomos y

    ▪ Metálico Iones

    ▪Intermolecular :se da entre moléculas

  • REGLA DEL OCTETO3

    Se aplica a la unión entre átomos, ya seaque generen moléculas ó iones:

    Cuando dos o más átomos se combinan paraformar compuestos tienden a ganar, perder ócompartir electrones, en número suficientepara llegar a tener capas externas con8 electrones ( octeto) similares a las de losgases nobles ó inertes.

  • En la tabla periódica las configuraciones de los gases

    nobles( VIIIA) terminan en xs2 xp6 ( poseen 8 e- en el nivel mas externo es decir muestran un octeto). Ejemplo:

    10Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel

    «octeto»)

    18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel =

    «octeto»)

    36Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ( 8e- en su

    último nivel «octeto» )

    4

  • Electronegatividad.

    Capacidad relativa de un átomo para atraer los

    electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace.

    Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.

    ( Busque este dato en el reverso de la tabla como

    «Electronegatividad de Pauling» )

    Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:

    En un período aumenta de izquierda a derecha. →

    En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.

    5

  • Tendencias del valor de la

    electronegatividad en la tabla periódica.6

  • 7

    Con esto concluimos que los elementos :

    más electronegativos se hallan en la parte superior

    derecha de la tabla periódica : Ejemplo: F= 3.98 , O= 3.44

    ( se excluyen de ésta regla, los gases nobles columna 18 /

    VIIIA)

    Los menos electronegativos se hallan en la parte inferior

    izquierda: Ejemplo: Cs = 0.79 y Fr = 0.7).

  • Criterio usando la electronegatividad para

    definir si un enlace es iónico ó covalente.

    A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin

    importar el orden en que los átomos aparecen en la

    fórmula del compuesto.

    B- No debe multiplicar la electronegatividad por el

    número de veces que aparece el elemento en el

    compuesto. Solo se toma en cuenta una vez.

    8

    Diferencia de

    electronegatividad

    Tipo de enlace

    0.0 a 0.4 Covalente no polar ( apolar)

    >0.4 y < 1.8 Covalente polar

    1.8 en adelante Iónico.

  • EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE

    DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD9

    ENLACE COVALENTE NO POLAR

    Los electrones del enlace se

    comparten equitativamente .

    ENLACE COVALENTE POLAR

    Los electrones del enlace se

    comparten de modo desigual

    ENLACE IONICO

    Se transfieren electrones de un

    átomo a otro. Un átomo pierde

    electrones, otro los gana.

    DIFERENCIA EN

    ELECTRONEGATI-

    VIDAD

    CARÁCTER IONICO CRECIENTE

    1.8 3.30

  • Use la diferencia de electronegatividad para predecir

    enlaces:1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Sr,

    formará un enlace iónico? _____ Un enlace covalente polar?_______.

    2- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo.

    Comp

    uesto

    Coloque los valores de la

    electronegatividad de C/

    átomo participante en el

    compuesto

    Diferencia

    de

    electroneg

    atividad

    Enlace Iónico, covalente polar ó no

    polar. / Se comparten electrones en

    forma igual o desigual.? Se

    transfieren electrones.?

    Ej

    BaF2

    Ba = 0.89 F= 3.98 3.98 -

    0.89

    3.09

    IONICO / Se transfieren electrones

    Bario pierde e- ( pierde 2) F: gana e-

    ( cada flúor gana 1 e)

    PCl5 P ________ Cl _________

    SiH4 Si_________ H________

    Al2O3 Al_________ O_________

    NH3 N_________ H__________

    Br 2 Br________ Br_________

  • Enlace iónico

    Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de

    poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana»

    electrones y se convierte en un ión con carga negativa (

    anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y

    se convierte en un ión con carga positiva ( catión).

    Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de

    electronegatividad es de 1.8 en adelante.

    Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde).

    Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la

    fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas.

    ( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)

    11

  • Esquema de la formación de un enlace iónico

    entre un metal (M) y un no metal ( Nm)12

    Perdida y ganancia de

    electrones

    ENLACE IONICO

    Note: aquí el metal pierde

    electrones y se convierte en catión

    (M+), y el no metal gana e- y se

    convierte en anión ( Nm- ) . En el no

    metal, se observa la formación del

    octeto. El metal también alcanza el

    octeto, pero queda en el nivel

    interno, por eso no se representa en

    éste tipo de fórmulas..

    El no metal gana

    electrones

    generando un

    anión (.Carga -)

    El metal pierde

    electrones

    convirtiéndose en

    un catión ( carga +) .

  • Ejemplo de ENLACE IONICO

    13

    Ca + F2 → Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - )

    20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2

    20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6

    El Ca perdió 2e- que son sus electrones de valencia los del último nivel y logra, su «octeto» : 3s2 3p6 .

    El calcio logra la configuración de un gas noble: Ca+2 = [ Ar]

    9 F = 1s2 2s2 2p5

    9F - = 1s22s22p6

    Cada flúor gana 1 e- logra su octeto en el último nivel : 2s 2 2p6 y alcanza la configuración de un gas noble :

    9 F - : = [ Ne]

  • 14

    La formación de éstos iones Ca+2

    y F -

    se pueden predecir por la diferencia de

    electronegatividad : Ca = 1.0 y F = 3.98

    diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2

    electrones por ser menos electronegativo y el F, gana

    1 electrón por ser mas electronegativo. Se requieren

    2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita

    solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2

  • Ejemplo como se forma un enlace iónico

    .Na +

    .Cl : → Na+ + : Cl : -. .

    . .

    . .

    . .

    Note al ión Na+ le quedo un octeto «interno», esto no se muestra en

    las estructuras de Lewis. Al ión Cloruro también le queda octeto en

    el nivel más externo, este si se muestra en las estructuras de Lewis

  • ENLACE COVALENTE16

    Si los átomos poseen electronegatividades

    similares, éstos no ganan ni pierden electrones

    entonces se comparten los e- del enlace á esto se

    le conoce como enlace covalente. Por eso no se

    generan iones ( partículas con carga)

    Para efectos prácticos se considera que un enlace

    covalente se forma cuando la diferencia de

    electronegatividades es< de 1.8

    Estos enlaces se representan con

    líneas H-H ó puntos H:H

  • Tipos de enlace covalente

    I-De acuerdo al numero de parejas de electrones que comparten:

    A-Covalente simple se comparte una pareja de electrones. Cada átomo pone un electrón.

    B-Covalente doble: se comparten dos parejas de electrones. Cada átomo pone dos electrones.

    C-Covalente triple: se comparten tres parejas de electrones. C / átomo pone tres electrones.

    D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una pareja de electrones, pero éstos provienen de uno solo de los átomos.

  • Cont. Tipos de enlace covalente

    II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad:

    A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de

    0.0-0.4.

    B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.

    Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple,

    coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.

  • Enlaces Covalentes simple19

    Un Enlace covalente simple es cuando se

    comparte un par de electrones, donde cada

    átomo aporta un electrón. El enlace simple se

    puede representar con dos puntos ó con un

    guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo:

    H-ClNote el octeto de electrones

    alrededor del cloro

  • Esquema general que representa la formación

    de un enlace covalente entre dos No metales20

    Note: no se forman

    iones, se comparten los

    electrones. En éste caso,

    se comparte un par de e-

    los dos átomos, forman

    un enlace simple entre

    ellos. Ambos átomos

    forman octeto ( 8e-

    alrededor de c/ átomo.)

  • Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples

    21

    Se da cuando entre ellos forman enlaces:

    A-Dobles CH2=CH2 →C/átomo pone un par de e- : Se com-parten dos parejas de e- ( 4 e-)

    Note los octetos completos en cadaCarbono.

    B- Triples NN →Se comparten 3 parejas de e-c/ átomo pone generalmente 3 e-

    Note los octetos completos

    en los átomos de Nitrógeno.

  • Enlace Covalente coordinado:

    22

    También llamado DATIVO. Los átomos comparten

    un par de electrones, pero estos han sido

    aportados por un solo átomo. Ejemplo:

    SO3 presenta 1 enlace doble (cada átomo puso 2

    e-) y 2 coordinados ó dativos. El Azufre ( S) es el

    que pone las parejas de electrones, en los dos

    enlaces covalentes coordinados.

  • Enlace covalente polar 23

    Los electrones de enlace se comparten de manera

    desigual. Se forman dipolos. Los enlaces

    covalentes polares pueden ser: simples,

    coordinados, dobles ó triples.

    Para efectos prácticos un enlace es covalente polar

    si la diferencia de electronegatividad

    es de ( >0.4 y < 1.8). Ejemplo:

    HCl SO2 CO2

  • Diagrama de como se forma y representa

    un enlace covalente polar.24

    Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares

    o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo,

    Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta

    parcialmente negativa y se

    representa con el símbolo -

    Quedando el átomo menos

    electronegativo, parcialmente

    positivo : +.. Estas moléculas

    se atraen entre ellas. El extremo

    + con el, extremo -. Forman

    Moléculas polares

    conocidas como «dipolos»

  • Enlace covalente no polar (apolar)

    25

    Se dan cuando los pares de electrones se

    comparten de manera equitativa ó muy pareja. No

    forman dipolos. Se da en todos los elementos

    diatómicos. Para efectos prácticos es no polar si la

    diferencia de electronegatividad está en el rango :

    (0.0 a 0.4). Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3

  • Enlace covalente puro26

    Enlace covalente “puro”, También es un

    enlace No polar donde la diferencia de

    electronegatividad es 0.0 debido a que el

    enlace se da entre átomos idénticos:

    Ejemplo todos los elementos diatómicos:

    N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2

  • Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su

    vez pueden ser polares ó NO polares.

    H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar

    HCl ; NH3 : Covalente simple polar.

    O2 * : Covalente doble NO polar

    SO2 : Posee un covalente doble polar y un coordinado

    polar.

    N2 *: covalente triple NO polar.

    * : en éstos casos los enlaces covalente apolares se conocidos como

    covalentes puros, debido a que la diferencia de electronegatividad

    es 0.0 pues son átomos idénticos

  • PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS

    COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES

    28

    Propiedad ó característica

    Compuestos iónicosCompuestos covalentes

    Tipo de partícula del

    que están formados

    Iones ( cationes y aniones )

    Moléculas

    Estado físico en que se

    encuentran a

    temperatura ambiente.Sólidos Gases, líquidos y sólidos

    Solubilidad en agua Alta

    Baja ( Poco soluble los

    covalente no polares

    mayor los covalentes polares )

    Solubilidad en solventes no polares

    Muy bajaAlta (Covalente no

    polar), Muy baja (covalente polar)

    Conductividad eléctrica

    Alta ( fundidos ó en solución)

    Muy baja ó no existente

  • ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos

    29

    Es la representación de un elemento y sus

    electrones de valencia.

    El símbolo de cada elemento se utiliza para

    representar el núcleo y todos los electrones

    internos. Los electrones de valencia ( los que se

    hallan en el último nivel de energía) se

    representan como puntos alrededor del símbolo.

    Ejemplos:

    º Al º Cl Na ∧

    º

    ..

    .

  • Los electrones de valencia para los elementos

    representativos corresponden al número de grupo30

    GRUPO

    Estructura

    electrónica del

    ultimo nivel

    termina en

    Número de electrones de

    valenciaEstructura de Lewis

    IA

    S1Tiene 1 electrón de

    valencia, entonces se

    dibuja 1 punto

    IIA

    S2Tienen 2 electrones de

    valencia, entonces se

    dibuja 2 puntos

    IIIAS2P1

    Tienen 3 electrones de

    valencia , entonces se

    dibujan 3 puntos

    IVAS2 P2

    Tienen 4 electrones de

    valencia, entonces se

    dibujan

    4 puntos

    H .

    Mg. .

    B .. .

    Si..

    .

    .

  • 31

    GRUPO Estructura

    electrónica del

    ultimo nivel

    termina en

    NNúmero de

    electrones de

    valencia.

    Estructura de Lewis

    V AS2 p3

    Tienen 5 electrones de

    valencia, entonces se

    dibujan 5 puntos

    VI A

    S2 p4Tienen 6 electrones de

    valencia, entonces se

    dibujan 6 puntos

    VII A

    S2 p5Tienen 7 electrones

    de valencia, entonces

    se dibujan 7 puntos

    VIII A

    S2 p6Tienen 8 electrones de

    valencia, entonces se

    dibujan 8 puntos

    N:.

    ..

    .

    S. .

    . ...

    F. .

    . .: .

    Kr. .

    . .: :

  • Realice los siguientes ejercicios

    Haga la estructura de Lewis del Si H4 . Es covalente

    polar no polar o iónico.?

    32

  • El GaF3, Es iónico o covalente.? Haga la estructura

    de Lewis.

    33

  • Resuelva los ejercicios de la tabla de la pág. 26 y

    los ejercicios de la primera tabla en la pagina

    27de la guía de estudio semana 2.

    34