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EL ENLACE QUÍMICO 1. El enlace químico. 2. Enlace intramolecular. 3. Enlace intermolecular. 4. Propiedades del enlace.
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El enlace químico
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1. EL ENLACE QUÍMICO El enlace químico es la unión entre átomos o moléculas. Hay dos tipos de enlaces: • Enlace intramolecular: Se produce dentro de la misma molécula, entre los átomos (o iones) que forman la molécula. • Enlace intermolecular: Se produce entre moléculas distintas, lo que une las moléculas entre ellas para formar estructuras multimoleculares.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Es un enlace entre átomos de la misma molécula. Puede ser: • Enlace covalente.
• Enlace iónico. • Enlace metálico. Química 1º bachillerato
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace covalente
Átomos enlazados con electronegatividades similares y grandes (ambos están a la derecha de la tabla periódica, incluido el hidrógeno), es un no metal con un no metal. Cada uno de los átomos aportacomparte un electrón para formar un enlace. Ejemplos: H2, F2, O2, N2, Cl2, H2O, NH3, CH4,… Química 1º bachillerato
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Notación de Lewis. Las estructuras de Lewis son diagramas para representar las moléculas donde los átomos (muy electronegativos) comparten e- alcanzando una gran estabilidad ya que obtienen la configuración de gas noble. Para formar una estructura de Lewis:
•
Se coloca el símbolo del átomo rodeado por sus electrones de valencia (con •, o, x) determinados a partir de su configuración electrónica diferenciando los que pertenecen a cada átomo.
•
Cada enlace se forma con un electrón de cada átomo que lo forman (una línea representa dos electrones) entre los dos átomos.
•
Los pares de electrones no compartidos se representan por parejas alrededor del átomo.
•
Cada átomo suele estar rodeado para obtener la configuración de gas noble (ocho electrones, regla del octeto), aunque hay excepciones (PF5, BF3,…). Química 1º bachillerato
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR átomo flúor
átomo flúor
••
••
••
F•
••
+
••
F
••
•
molécula flúor ••
••
••
F • • F ••
••
••
par de electrones compartidos
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o bien
F-F Se representa con una línea
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR ••
•• N •
••
•• N •• •• N • •• •
+ •• N • NNNN
••
•N • •
+
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••
H • •N • • H •• H
3•H
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Los enlaces covalentes se pueden clasificar en función del par electrónico compartido: •
Covalente simple. Se comparte un solo par de electrones.
•
Covalente múltiple. Se comparten varios pares de electrones.
•
Covalente dativo. El par electrónico del enlace es aportado por uno solo de los átomos que forman el enlace.
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EJERCICIO-EJEMPLO Razonar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: a) b) c) d) e)
Ácido nitroso. Dicloro metano. Borano. Cloro eteno. Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS ESTRUCTURAS DE LEWIS
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR La geometría alrededor de un átomo viene dada por los pares de electrones con distinta dirección que tiene a su alrededor. Pares de e-
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Geometría
Lineal
Triangular plana
Tetraédrica
Bipirámide trigonal
Octaedro
Orbitales híbridos
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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EJERCICIO-EJEMPLO Razonar la geometría de las siguientes moléculas: a) b) c) d) e)
Dicloro metano. Borano. Ácido nitroso. Cloro eteno. Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS GEOMETRÍA
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlaces polares:
En los enlaces entre átomos de distinta electronegatividad se produce una deformación de la nube electrónica que rodea a ambos átomos denominado polarización del enlace, si tiene la misma electronegatividad la nube electrónica permanece simétrica Química 1º bachillerato
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Se pueden dar dos casos: •
Moléculas polares.
Entre átomos con distinta electronegatividad y moléculas asimétricas. Se forma un dipolo eléctrico, a mayor diferencia de electronegatividades mayor es el dipolo (y mayor la deformación de la nube electrónica). Se crean unas pseudocargas. •
Moléculas apolares.
Entre átomos con la misma electronegatividad o moléculas simétricas. Forman dipolos eléctricos de carácter temporal debido al movimiento de los electrones.
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EJERCICIO-EJEMPLO Razonar la polaridad de las siguientes moléculas: a) b) c) d) e)
Ácido nitroso. Dicloro metano. Borano. Cloro eteno. Cloro etanal.
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EJERCICIO-EJEMPLO Deducir la estructura de Lewis, la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l)
Trifluoruro de boro. Silano. Fosfina. Pentacloruro de fósforo. Hexafluoruro de azufre. Ácido hipocloroso. Ácido hiposulfuroso. Ácido carbónico. Ácido hiponitroso. Etanol. Etenol. Cloro etino.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Propiedades de compuestos covalentes.
•Sustancias moleculares (H2, CO2, CO, PH3, H2O,…) o sólidos covalentes (SiO2, C,…). •Las sustancias moleculares: –Son moléculas independientes. –Su solubilidad depende de su polaridad, pueden ser polares o apolares.. –Pueden ser sólido (I2), líquido (H2O) o gases (Cl2) a temperatura ambiente. –Bajo punto de fusión y de ebullición. –Son blandos y quebradizos (frágiles). –No son conductores eléctricos. •Los sólidos covalentes: –Forman redes cristalinas. –Suelen ser sólidos a temperatura ambiente. –Muy alto punto de fusión y de ebullición. –Son duros y frágiles. –Generalmente no son conductores. –Son insolubles. Química 1º bachillerato
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Los sólidos pueden ser: •Sólidos cristalinos: Forman una estructura tridimensional ordenada y bien definida. Ejemplo: cloruro de sodio y sacarosa. •Sólidos amorfos: Forman una estructura desordenada con unidades básicas al azar. Ejemplo: vidrio.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS POLARIDAD
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace iónico: Átomos enlazados con electronegatividades muy diferentes, mayores de 1.7 (un metal –a la izquierda de la tabla periódica- con un no metal –a la derecha de la tabla periódica-, excepto el hidrógeno). Cada átomo aporta un electrón al enlace, pero hay uno que tira más del par electrónico formándose iones (cationes y aniones) debido a fuerzas electroestáticas. El índice de coordinación es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado en una red iónica. Ejemplos: NaCl,… Química 1º bachillerato
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Los átomos se convierten en iones para alcanzar la configuración estable de gas noble. Uno pierde e- y se transforma en un catión (positivo) y el otro gana ey se transforma en un anión (negativo). Los iones de distinto signo se unen por atracción electroestática.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Propiedades de los compuestos iónicos: Sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Forman redes cristalinas. Puntos de fusión y de ebullición altos o muy altos. Gran dureza. Frágiles y poco flexibles. Resistencia a la dilatación. Conductividad eléctrica disueltos o fundidos (no en sólidos). • Son solubles en agua por medio del proceso de hidratación e insolubles en disolventes apolares. • • • • • • •
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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EJERCICIO-EJEMPLO Deducir la valencia más probable de los siguientes elementos e indicar todos los compuestos iónico que se pueden formar: a)
Metales: 1.
Sodio.
2.
Potasio.
3.
Magnesio.
4.
Calcio.
b)
No metales: 1.
Carbono.
2.
Oxígeno.
3.
Azufre.
4.
Nitrógeno.
5.
Fósforo.
6.
Cloro.
Nombrar todos los compuestos formulados.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS COMPUESTOS IÓNICOS
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Enlace metálico: Átomos enlazados con electronegatividades similares y bajas (átomos del mismo tipo, por el centro de la tabla periódica – semimetal-). Cada átomo aporta electrones formándose una nube electrónica compartida por todos los átomos y donde los electrones se mueven libremente por toda la estructura metálica. Forman estructuras tridimensionales llamadas redes cristalinas. Ej: Fe, Ni,…
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR El enlace metálico es consecuencia de la atracción electroestática entre los iones positivos del metal y la nube electrónica que los rodea.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR Propiedades de los compuestos metálicos: • • • • • • • • •
Sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Forman redes cristalinas. Conductores eléctricos. Conductores térmicos. Emiten electrones (brillo metálico). Plásticos (deformables), dúctiles (hilos) y maleables (láminas). Forman aleaciones (estaño y cobre forman bronce). Alta densidad. Alta temperatura de fusión y de ebullición.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas intermoleculares son las responsables de las uniones entre las diferentes moléculas.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Estudiaremos las fuerzas intermoleculares en moléculas covalentes (forman dipolos) ya que las sustancias iónicas y metálicas forman redes (y no moléculas).
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Podemos encontrarnos con tres tipos de dipolos: •Dipolos permanentes (o dipolos): En moléculas polares (donde siempre existe el dipolo). •Dipolos instantáneos: En moléculas apolares, debido al movimiento de la nube electrónica se forma un dipolo débil. •Dipolos inducidos: En moléculas apolares debido a algo externo (algún tipo de dipolo) se forma un dipolo muy débil. Química 1º bachillerato
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas de Van der Waals son interacciones entre átomos y moléculas debido a las densidades de carga que presentan. Aumentan con el volumen molar ya que la molécula se hace más polarizable.
Pueden ser: •Dipolo – dipolo (CO,…). •Dipolo – dipolo inducido (HCl,…). •Fuerzas de London (H2, N2,…).. Química 1º bachillerato
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas dipolo – dipolo:
Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Química 1º bachillerato
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas dipolo – dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR Las fuerzas de London:
En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Estas fuerzas de atracción son muy débiles. Química 1º bachillerato
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Los puentes de hidrógeno:
Se dan en moléculas con átomos muy pequeños y muy electronegativos que posean pares de electrones sin enlazar y donde dichos átomos están enlazados por lo menos a un hidrógeno.
El átomo atrae hacia sí los e- del enlace quedándose con casi toda la carga negativa y provocando que el protón se quede con una alta densidad de carga positiva. Este protón es un polo muy positivo que forma una unión electroestática con un par de e- no enlazantes del átomo de la otra molécula vecina formando el enlace o puente de hidrógeno. Química 1º bachillerato
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EJERCICIO-EJEMPLO Deducir las fuerzas intermoleculares entre las siguientes moléculas: Amoniaco
Borano
Metano
Cloro eteno
Cloro etanal
Agua Borano Cloro metano Cloro eteno Cloro etanol Química 1º bachillerato
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RELACIÓN DE EJERCICIOS FUERZAS INTERMOLECULARES
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4. PROPIEDADES DEL ENLACE Puntos de fusión y ebullición. Cuanto más fuerte sean las fuerzas intermoleculares, más difíciles de romper y más altos serán los puntos de fusión y de ebullición.
Solubilidad. Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares y las moléculas apolares en disolventes apolares debido a la similitud de las fuerzas intermoleculares al pasar de una situación a otra. Lo semejante disuelve a semejante. Conductividad.
Las sustancias con cargas móviles poseen conductividad eléctrica. Química 1º bachillerato
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EJERCICIO-EJEMPLO Ordenar las siguientes moléculas: Amoniaco, borano, dicloro metano y cloro eteno En función de: a) Punto de fusión. b) Solubilidad en agua. Química 1º bachillerato
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RELACIÓN DE EJERCICIOS PROPIEDADES
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