Post on 30-Jul-2015
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Q.F.B Isrrael Chaparro Félix
Plantel 59
BLOQUE 5
INTERPRETA ENLACES QUÍMICOS E
INTERACCIONES INTERMOLECULARES
QUIMICA I
10 HORAS
DESEMPEÑOS DEL ESTUDIANTE
1. ELABORA ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS CON ENLACES IONICOS Y COVALENTES.
2. DEMUESTRA EXPERIMENTALMENTE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS Y COVALENTES.
3. EXPLICA LAS PROPIEDADES DE LOS METALES A PARTIR DE LAS TEORIAS DEL ENLACE METALICO.
4. VALORA LAS AFECTACIONES SOCIOECONOMICAS QUE ACARREA LA OXIDACIÓN DE LOS METALES.
5. PROPONE ACCIONES PERSONALES Y COMUNITARIAS VIABLES PARA OPTIMIZAR EL USO DE AGUA.
6. EXPLICA LAS PROPIEDADES MACROSCOPICAS DE LOS LIQUIDOS Y GASES, A PARTIR DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES QUE LOS CONSTITUYEN.
7. EXPLICA LA IMPORTANCIA DEL PUENTE DE HIDROGENO EN LA CONFORMAIÓN DE LA ESTRUCTURA DE LAS BIOMOLECULAS.
ENLACE QUÍMICO
Fuerza de unión entre dos o más
átomos
Se basa en la VALENCIA del átomo
Otorga estabilidad
electrones presentes en el último orbitalBasado en regla del
octeto
7N: 1s2 2s2 2p3 5 electrones
Grupo V A
ESTRUCTURA DE LEWIS
Representación gráfica de los electrones de valencia
se distinguen
Electrones no enlazantes
Electrones de enlace
TIPOS DE ENLACE
Enlaces Interatómicos
Enlace Iónico
Enlace Covalente
Enlace Metálico
Unión entre iones de cargas opuestas
Unión por “compartición” de
electrones
Unión entre átomos por electrones
deslocalizados y móviles
ENLACE IÓNICO
Unión entre iones de cargas opuestas
Se establece entre elementos con gran diferencia de electronegatividades
Transferencia de electrones
Metal No Metal
IA – IIA VIA – VIIA
1,7
NaCl
Enlace IónicoEnlace IónicoEl enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico a un átomo no metálico.
El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión.
Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática.
En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto.
••••
••
•• ]2-
••
••
•• •
•[[ ]2+
ENLACE COVALENTE
Unión por “compartición” de
electrones
Núcleos atraen electrósferas de átomos
opuestos
Núcleos y electrósferas de átomos se repelen
entre sí
Unión existe si fuerza de atracción es mayor que fuerza de repulsión
Enlace Covalente
Apolar
Enlace Covalente
Polar
Enlace Covalente
Coordinado
ENLACE COVALENTE
Enlace Covalente
Apolar
Polar
Coordinado
Δ E.N. ≈ 0
núcleos ejercen una fuerza de atracción equivalente
(enlace perfecto)
e.g. moléculas monoelementales
diatómicas (O2, H2, N2)se establecen dipolos
Δ E.N. ≤ 1,7
un núcleo tiene mas fuerza que otro para atraer electrones de enlace
También es un enlace covalente polar
Los electrones “compartidos” provienen
de un solo átomo.
Enlace Covalente. Teoría Enlace Covalente. Teoría de Lewisde Lewis
El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad)
En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo).
Enlace CovalenteEnlace CovalenteSi los átomos comparten
un par de electrones: enlace covalente sencillo
dos pares de electrones: enlace covalente doble
tres pares de electrones: enlace covalente triple
Molécula de oxígeno
Molécula de nitrógeno
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones.
H-H
Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los
átomos unidos.
H Cl H Cl
Cl2
HI y H2O
Enlace Covalente No Polar y Enlace Covalente No Polar y PolarPolar
Ba•
• O•••
•••
Mg•
•
Cl•••
••
••Cl•••
••••
BaO
MgCl2
Ejemplos enlace iónicoEjemplos enlace iónico
••O••
••
••Ba
2+ 2-
••Cl••
••
••Mg
2+-
••Cl••
••
••
-
Iones unidos por fuerzas electrostáticas
Iones unidos por fuerzas electrostáticas
N•• •
• •
Ejemplos enlace covalenteEjemplos enlace covalente
1 enlace covalente apolar triple
N2 N • ••
• •
• • NN • •• •• •• • NN
3 enlaces covalentes polares sencillos
NH3 N•• •
••
H• H•
H•
NH H
H
• •• • • •
• •
NH H
H
••
••
••
• • O•
•CO
• •
• •
• •CO O
•
••
•••
••
••
••
•CO O ••
•••
••
••
••
Ejemplos enlace covalenteEjemplos enlace covalente
CO O••
••
••
••
2 enlaces covalentes polares dobles
CO2
Enlace MetálicoEnlace MetálicoEl enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica".
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre moléculas con enlace covalente.
Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases:
– Enlace por fuerzas de Van der Waals
• Fuerzas de dispersión
• Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación
– Enlace por puentes de hidrógeno
Enlaces intermolecularesEnlaces intermoleculares
Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipoloSe presentan entre moléculas covalentes polares.
Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas.
Enlaces intermoleculares Enlaces intermoleculares
Las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones entre sus dipolos
Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersiónSe presentan entre moléculas covalentes apolares.
Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el movimiento de los electrones.
Enlaces intermoleculares Enlaces intermoleculares
Enlaces intermolecularesEnlaces intermolecularesEnlace por puentes de hidrógenoSe presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O.
También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH3 y otras muchas moléculas orgánicas.
Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo.
Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno.
Moléculas de agua
GEOMETRÍA MOLECULAR
Explica la forma tridimensional de la molécula
Modelo de Repulsión de Electrones de la Capa de Valencia
(VSEPR)
tipos de moléculas
Con pares de electrones libres
en el átomo central
Sin pares de electrones libres
en el átomo central
Electrones libres repelen a electrones enlazantes
Electrones enlazantes mantienen equidistancia
BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6
2 pares de e- de enlace
3 pares de e- de enlace
4 pares de e- de enlace
5 pares de e- de enlace
6 pares de e- de enlace
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º
Lineal Triangular plana
Tetraédrica Bipirámide trigonal
Octaédrica
Cl Be Cl
F B F
F
H
H C H
H
Cl P
Cl Cl
Cl Cl
F S F
F F
F F
MOLÉCULAS SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES
SnCl2 PE=2
PL=1
Angular ángulo menor
120º
NH3 PE=3
PL=1
Pirámide trigonal
107º
H2O PE=2
PL=2
Angular
105º
Cl Sn Cl
H N H
H
H O H
MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES DE ENLACE
SF4 PE=4
PL=1
Balancín
ClF3 PE=3
PL=2
Forma de T
BrF5 PE=5
PL=1
Pirámide cuadrada
XeF4 PE=4
PL=2
Plano cuadrada
F Br F
F
F F
F Xe F
F F
F S F
F F
F Cl F
F
MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES DE ENLACE
TIPOS DE SUSTANCIASTIPOS DE SUSTANCIAS
Relación entre el tipo de enlace y sus Relación entre el tipo de enlace y sus propiedadespropiedades
Sustancia Iónica
Sustancia Metálica
Sustancia Atómica
Sustancia Molecular
Partículasconstituyente
sCationes y Aniones
Cationes y electrones deslocalizados
Átomos Moléculas
Tipos de uniones
Fuerzas electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de pares de electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones intermoleculares
Van der WaalsEnlace de hidrógeno
DébilesAu3+ e-
C
H2O
Tipos de sustancias
Tipos de sustanciasSustancia
IónicaSustancia Metálica
Sustancia Atómica
Sustancia Molecular
Partículasconstituyent
esCationes y Aniones
Cationes y electrones deslocalizados
Átomos Moléculas
Tipos de uniones
Fuerzas electrostáticas
Enlace iónico
Fuertes
Fuerzas electrostáticas
Enlace metálico
Fuertes o Débiles
Compartición de pares de electrones
Enlace covalente
Muy Fuertes
Uniones intermoleculares
Van der WaalsEnlace de hidrógeno
Débiles
Propiedades mecánicas
Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas
Propiedades eléctricas
Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras
Puntos de fusión
Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados
Solubilidad Solubles en agua y disolventes polares
Insolubles en todos los disolventes
Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones)
Insolubles en todos los disolventes
Apolares: insolubles en disolventes polares, solubles
en disolventes no polaresPolares: solubles en
disolventes polares, insolubles en disolventes no polares
Otras propiedades
Fundidos o disueltos conducen la electricidadQuebradizos
Brillo metálicoGran densidadDúctiles y maleables
Ejemplos NaCl, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu B, C: diamante y grafito, Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB
O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8, Naftaleno: C10H10
Sustancias iónicas
• Sólidos duros
• Frágiles, quebradizos
• Puntos de fusión elevados
• Solubles en agua y disolventes polares
• No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos son conductores.
Esto se debe a que al ser golpeado y distorsionarse el cristal, se produce una aproximación de iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí.
Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,
Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes,
En estado sólido son los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento .Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.
Sustancias metálicas• Sólidos duros o blandos
excepto el mercurio
• Dúctiles y maleables
• Puntos de fusión moderados o altos
• Insolubles en todos los disolventes Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones
• Buenos conductores eléctricos y térmicos
• Brillo metálico
• Densidad elevada
La deformación de un metal no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga.
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.
Debido a la movilidad de los electrones.
Sustancias moleculares• Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos
• Puntos de fusión bajos
• Aisladoras
• Solubilidad
En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles
En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles
No tienen cargas libres.
Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua.Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl4 etc.
La disolución sólo ocurre si las fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y del disolvente son de la misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente tienden a quedar en grupos distintos; es decir, no hay disolución.
Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en agua (sobre todo, si pueden formar puentes de
hidrógeno con ella) y en otros disolventes polares.Son insolubles en disolventes no polares.
Sustancias atómicas• Sólidos muy duros
• Puntos de fusión muy altos
• Insolubles en todos los disolventes
• AisladorasLos electrones carecen de libertad de desplazamiento, están localizados en los enlaces covalentes
Los átomos están unidos por enlaces covalentes
muy fuertes
grafito