ENLACES QUÍMICOS
MAESTRA DANIUSKA ESCOBAR
¡empezar!
Introducción
Enlace químico
01
Enlace químico
“Las fuerza que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas”
Es importante comprender los enlaces presentes en una sustancia química, ya que sus propiedades físicas y químicas estarán en función del tipo de enlaces que contenga.
Atómos que son de la misma espccie o diferentes, formando compuestos o elementos
+info
Establece que en un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para logar una estructura electrónica estable y similar a la de un gas noble o raro.
Regla del Octeto (1916, Walter Kossel y Gilbert N. Lewis)
El uso de fórmulas químicas como la condensada, la desarrollada y la de lewis o electronica son herramientas utiles para predecir la cantidad y el tipo de enlace.
+info
Representación de enlaces con estructura de Lewis
- El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula).
- El oxigeno y el hidrogeno no pueden ser átomos centrales.
- El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos.
- En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molécula, el hidrogeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxigeno, por ser este el segundo elemento mas electronegativo.
- El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su ultimo nivel.
- Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo mas simétrica posible
“Muestra a los electrones que intervienen en los enlaces entre los elementos, los que se diferencian, didácticamente, como puntos o cruces”.
Tipos de enlace
02
Enlace ionico
Ocurre cuando un átomo le transfiere electrones a otro átomo
Enlace covalente
Ocurre cuando los átomos comparten electrones
Enlace metálico
Se da entre elementos metálicos
Vídeo
Tipos de enlace químico
+info
En otras palabras, se forma cuando se une un metal con un no metal y se caracteriza por la trasferencia de electrones, donde el metal sede los electrones (catión) y el no metal tiende a recibirlos (anión).
info
Propiedades asociadas al enlace iónico.
Los enlaces iónicos forman redes cristalinas, cada entidad está unida a varias entidades vecinas…esto explica que:
- Son sólidos cristalinos y quebradizos
- En los compuestos iónicos las temperaturas de fusión y ebullición son elevadas. Esto es así porque existe una fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha energía para romper la red cristalina.
- Los compuestos iónicos conducen la electricidad cuando están fundidos o en solución acuosa y, debido a esta propiedad, se le llama electrolitos. Lo iones están localizados en la red, pero al pasar al estado líquido adquieren movilidad, que posibilita el paso de la corriente eléctrica.
- Solubles en disolventes polares, tales como el agua. Las moléculas de agua pueden atraer y separar los iones, deshaciéndose la red iónica.
ENLACE COVALENTE
- El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten electrones provenientes de cada unos de ellos.
- Este enlace se produce entre dos no metales por la compartición de un par de electrones, donde cada elemento comparte un electrón.
- Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
- Este enlace puede formarse entre dos o tres no metales que pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples.
- Los enlaces covalentes pueden clasificarse como: enlace covalente polar o heteropolar, enlace covalente no polar y enlace covalente coordinado o dativo.
Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solidos, líquidos o gaseosos.Son malos conductores del calor y la electricidad. Porque en solución o en estado de fusión no poseen partículas con cargas libres. Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Dependerá del tipo de atracción que tengan las moléculas. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., insolubles en compuestos polares como el agua.
Enlace covalente polar
Se forma cuando se unen dos o más no metales diferentes, por lo que su electronegatividades es mayor de 0 y menor a 1.7.
Cuando dos elementos no metálicos se unen al compartir electrones, uno de ellos tendrá a atraer con mayor fuerza los electrones de enlace, lo que genera una carga parcial negativa (δ -) en el átomo de mayor valor de electronegatividad y una carga parcial positiva (δ+) en el átomo con menor valor de electronegatividad, produciendo un momento dipolo.
+info
Ejemplo del enlace formado entre el hidrógeno y el cloro:
Ambos átomos adquieren la configuración del gas noble, creándose un momento dipolar, debido a las diferencias de electronegatividades que generan cada uno de ellos.
El hidrógeno por posición en tabla periódica tiene menor electronegatividad que el cloro, el que por consiguiente atraerá con mayor fuerza los electrones de enlace y adquirirá una densidad electrónica negativa, mientras que el hidrógeno tendrá una densidad electrónica positiva.
Otro ejemplo:
Enlace del hidrogeno y el oxigeno
Como el oxigeno presenta un valor de electronegatividad mayor que el hidrógeno, el primero atraerá con mayor fuerza los electrones de valencia, generando alrededor de el una densidad electrónica negativa, en tanto que el hidrógeno le corresponderá una densidad electrónica positiva.
Enlace covalente no polar
- Se forma entre átomos de la misma especie. Se realiza mediante la compartición de electrones de átomos de elementos no metálicos, que presentan el mismo valor de electronegatividad, lo que origina que la ∆EN = 0, y por esta razón no se forme momento dipolar.
- Este enlace es característico de compuestos que presentan moléculas diatómicas como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo.
Diferencia de electronegatividades en diferentes tipos de enlaces:
El carácter iónico del enlace incrementa con la diferencia de electronegatividad ∆EN ≥ 1.7.
"Ut porttitor tellus in metus tincidunt, ut vestibulum eros porta"
Nombre Autor/a
∆EN ≤ 1.7, se efectúa un enlace covalente polar. ∆EN ≤ 0.5, se efectúa un enlace covalente no polar.
ENLACE COVALENTE NORMAL
Comparten electrónes, ambos átomos aportan electrónes
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
Comparten electrónes, sólo un átomo aporta los electrones. Se representa con una flecha.
Analicemos ahora la siguiente molécula del ácido sulfúrico, H2SO4:
Observa que cada uno de los átomos de oxígeno acomodados en la parte superior e inferior de la molécula, se enlazan con el átomo central de azufre mediante un par electrones, preveniente del átomo de azufre, si que dichos oxígenos contribuyan con electrones
Analicemos la siguiente molécula del dióxido de azufre, SO2:
El átomo de oxígeno adquiere el par de electrones que le hace falta por el átomo de azufre, sin que este pueda recibir electrones de dicho átomo de oxígeno. Por tanto, el enlace que se presenta entre estos átomos es de tipo coordinado o dativo.
El átomo de oxigeno contribuye con un par de electrones y de la misma manera el átomo de azufre, después de lo cual ambos átomos completan su octeto.
ENLACE METÁLICO
- Ocurre entre átomos de metales
- Se comparten los electrones de valencia colectivamente. Los metales poseen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos. Estos electrones forman una nube electrónica que esta débilmente unida al núcleo.
- Modelos que explican el enlace metálico:
- Modelo del mar de electrones - Modelo de bandas (orbitales moleculares: enlazantes y antienlazantes)
- El enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones.
- Los electrones están libres, pero estabilizan la estructura al tener una carga contraria a los cationes.
- Para que se forme un enlace metálico los metales deben tener una baja energía de ionización, lo que facilita ceder electrones.
- Deben tener orbitales vacíos, para que los electrones circulen con facilidad.
Características de los enlaces metálicos
- Buenos conductores de la electricidad (por la presencia de un gran número de electrones móviles).
- Buenos conductores del calor: el calor se transporta a través de los choques de los electrones, debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.
- Puntos de ebullición y fusión altos (excepto el mercurio).
- Son muy solubles en estado fundido en otros metales, formando aleaciones.
- Son dúctiles y maleables (sus núcleos atómicos están muy juntos, lo que permite que se desplacen unos sobre otros, lo que permite se deformen sin romperse)
Geometría molecular
- La geometría molecular se refiere al ordenamiento tridimencional en los átomos de una molécula.
- La geometría molecular de un compuesto covalente se puede explicar mediante varias teorías basadas en estudios de Bohr y las leyes de la mecánica cuántica. (Teoría de la repulsión del par electrónico de la capa de valencia, TRPECV; Teoría de enlace de valencia, TEV; Teoría de orbital molecular, TOM).
- La geometría molecular establece demasiadas propiedades físicas y químicas de los compuestos covalentes y en consecuencia determina el comportamiento de dichas moleculas en las reacciones químicas.
TEORÍA RPECV
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas).
Ejemplo 1. Analicemos la molécula de CO2.
Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180° (LINEAR).
TEORÍA RPECV
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas).
Ejemplo 1. Analicemos la molécula de CO2.
Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180° (LINEAR).
Ejemplo 2. Analicemos ahora la geometría del ión carbonato CO32-.
El carbono (átomo central) tiene número de coordinación 3, debido a que está unido a tres átomos de oxígeno y no tiene pares libres. Por tanto, estos tres átomos deben repelerse lo máximo posible entre ellos. Para que esto ocurra, debemos orientar los oxígenos hacia los vértices de un triángulo, ya que así estarán separados 120° entre ellos (TRIANGULAR)
Ejemplo 3. Analicemos ahora la geometría del ión amonio NH4+.
El número de coordinación del nitrógeno es 4. Por tanto, los cuatro átomos unidos querrán separarse lo máximo posible. Orientarse hacia los vértices de un cuadrado los separaría 90°, pero mejor resulta orientarse hacia los vértices de un tetraedro, ya que en este caso, los átomos de hidrógeno estarán separados entre ellos 109,5° (TETRAÉDRICA)
Ejemplo 4. Veamos los casos del agua (H2O) y del amoníaco (NH3)
En el caso del NH3, el átomo central tiene tres átomos unidos y un par de electrones libre.Al momento de decidir la geometría, no debemos considerar el par libre. Por tanto, vemos que los tres átomos de hidrógeno están orientados hacia los vértices de un triángulo, pero con el nitrógeno destacando por encima: una especie de pirámide con base triangular. Esta geometría se llama PIRÁMIDE TRIGONAL.
En el agua, tenemos dos átomos unidos y dos pares libres. al momento de determinar la geometría de la molécula, no debemos tomar en cuenta los pares libres. Por tanto, si los eliminamos, observaremos que el agua tiene una geometría ANGULAR (tipo búmeran), donde el ángulo entre H-O-H es 109,5°.
Geometría molecular según el número de coordinación.
Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas de atracción entre moleculas, y son las responsables de las propiedades de la materia como el punto de fusión y ebullición, mientras que las fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los atómos de una molecula o un cristalo ionico. Las fuerzas intermoleculares son más debiles que las fuerzas intramoleculares.
Nulla pulvinar vitae orci sagittis pellentesque.
+info
Tarea: investiga las siguientes fuerzas intermoleculares
- Fuerzaas de Van der Waals
- Puentes de hidrogeno
01
Contacto
Escribe un subtítulo aquí
ENLACES QUÍMICOS
daniuskae
Created on October 10, 2021
Start designing with a free template
Discover more than 1500 professional designs like these:
View
Mobile App Dossier
View
Color Shapes Dossier
View
Notes Dossier
View
Futuristic Tech Dossier
View
Crowdfunding Campaign
View
Company Dossier
View
Economy Dossier
Explore all templates
Transcript
ENLACES QUÍMICOS
MAESTRA DANIUSKA ESCOBAR
¡empezar!
Introducción
Enlace químico
01
Enlace químico
“Las fuerza que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas”
Es importante comprender los enlaces presentes en una sustancia química, ya que sus propiedades físicas y químicas estarán en función del tipo de enlaces que contenga.
Atómos que son de la misma espccie o diferentes, formando compuestos o elementos
+info
Establece que en un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para logar una estructura electrónica estable y similar a la de un gas noble o raro.
Regla del Octeto (1916, Walter Kossel y Gilbert N. Lewis)
El uso de fórmulas químicas como la condensada, la desarrollada y la de lewis o electronica son herramientas utiles para predecir la cantidad y el tipo de enlace.
+info
Representación de enlaces con estructura de Lewis
“Muestra a los electrones que intervienen en los enlaces entre los elementos, los que se diferencian, didácticamente, como puntos o cruces”.
Tipos de enlace
02
Enlace ionico
Ocurre cuando un átomo le transfiere electrones a otro átomo
Enlace covalente
Ocurre cuando los átomos comparten electrones
Enlace metálico
Se da entre elementos metálicos
Vídeo
Tipos de enlace químico
+info
En otras palabras, se forma cuando se une un metal con un no metal y se caracteriza por la trasferencia de electrones, donde el metal sede los electrones (catión) y el no metal tiende a recibirlos (anión).
info
Propiedades asociadas al enlace iónico.
Los enlaces iónicos forman redes cristalinas, cada entidad está unida a varias entidades vecinas…esto explica que:
ENLACE COVALENTE
Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solidos, líquidos o gaseosos.Son malos conductores del calor y la electricidad. Porque en solución o en estado de fusión no poseen partículas con cargas libres. Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Dependerá del tipo de atracción que tengan las moléculas. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., insolubles en compuestos polares como el agua.
Enlace covalente polar
Se forma cuando se unen dos o más no metales diferentes, por lo que su electronegatividades es mayor de 0 y menor a 1.7.
Cuando dos elementos no metálicos se unen al compartir electrones, uno de ellos tendrá a atraer con mayor fuerza los electrones de enlace, lo que genera una carga parcial negativa (δ -) en el átomo de mayor valor de electronegatividad y una carga parcial positiva (δ+) en el átomo con menor valor de electronegatividad, produciendo un momento dipolo.
+info
Ejemplo del enlace formado entre el hidrógeno y el cloro:
Ambos átomos adquieren la configuración del gas noble, creándose un momento dipolar, debido a las diferencias de electronegatividades que generan cada uno de ellos.
El hidrógeno por posición en tabla periódica tiene menor electronegatividad que el cloro, el que por consiguiente atraerá con mayor fuerza los electrones de enlace y adquirirá una densidad electrónica negativa, mientras que el hidrógeno tendrá una densidad electrónica positiva.
Otro ejemplo:
Enlace del hidrogeno y el oxigeno
Como el oxigeno presenta un valor de electronegatividad mayor que el hidrógeno, el primero atraerá con mayor fuerza los electrones de valencia, generando alrededor de el una densidad electrónica negativa, en tanto que el hidrógeno le corresponderá una densidad electrónica positiva.
Enlace covalente no polar
Diferencia de electronegatividades en diferentes tipos de enlaces:
El carácter iónico del enlace incrementa con la diferencia de electronegatividad ∆EN ≥ 1.7.
"Ut porttitor tellus in metus tincidunt, ut vestibulum eros porta"
Nombre Autor/a
∆EN ≤ 1.7, se efectúa un enlace covalente polar. ∆EN ≤ 0.5, se efectúa un enlace covalente no polar.
ENLACE COVALENTE NORMAL
Comparten electrónes, ambos átomos aportan electrónes
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
Comparten electrónes, sólo un átomo aporta los electrones. Se representa con una flecha.
Analicemos ahora la siguiente molécula del ácido sulfúrico, H2SO4:
Observa que cada uno de los átomos de oxígeno acomodados en la parte superior e inferior de la molécula, se enlazan con el átomo central de azufre mediante un par electrones, preveniente del átomo de azufre, si que dichos oxígenos contribuyan con electrones
Analicemos la siguiente molécula del dióxido de azufre, SO2:
El átomo de oxígeno adquiere el par de electrones que le hace falta por el átomo de azufre, sin que este pueda recibir electrones de dicho átomo de oxígeno. Por tanto, el enlace que se presenta entre estos átomos es de tipo coordinado o dativo.
El átomo de oxigeno contribuye con un par de electrones y de la misma manera el átomo de azufre, después de lo cual ambos átomos completan su octeto.
ENLACE METÁLICO
- Ocurre entre átomos de metales
- Se comparten los electrones de valencia colectivamente. Los metales poseen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos. Estos electrones forman una nube electrónica que esta débilmente unida al núcleo.
- Modelos que explican el enlace metálico:
- Modelo del mar de electrones - Modelo de bandas (orbitales moleculares: enlazantes y antienlazantes)Características de los enlaces metálicos
Geometría molecular
TEORÍA RPECV
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas).
Ejemplo 1. Analicemos la molécula de CO2.
Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180° (LINEAR).
TEORÍA RPECV
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas).
Ejemplo 1. Analicemos la molécula de CO2.
Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180° (LINEAR).
Ejemplo 2. Analicemos ahora la geometría del ión carbonato CO32-.
El carbono (átomo central) tiene número de coordinación 3, debido a que está unido a tres átomos de oxígeno y no tiene pares libres. Por tanto, estos tres átomos deben repelerse lo máximo posible entre ellos. Para que esto ocurra, debemos orientar los oxígenos hacia los vértices de un triángulo, ya que así estarán separados 120° entre ellos (TRIANGULAR)
Ejemplo 3. Analicemos ahora la geometría del ión amonio NH4+.
El número de coordinación del nitrógeno es 4. Por tanto, los cuatro átomos unidos querrán separarse lo máximo posible. Orientarse hacia los vértices de un cuadrado los separaría 90°, pero mejor resulta orientarse hacia los vértices de un tetraedro, ya que en este caso, los átomos de hidrógeno estarán separados entre ellos 109,5° (TETRAÉDRICA)
Ejemplo 4. Veamos los casos del agua (H2O) y del amoníaco (NH3)
En el caso del NH3, el átomo central tiene tres átomos unidos y un par de electrones libre.Al momento de decidir la geometría, no debemos considerar el par libre. Por tanto, vemos que los tres átomos de hidrógeno están orientados hacia los vértices de un triángulo, pero con el nitrógeno destacando por encima: una especie de pirámide con base triangular. Esta geometría se llama PIRÁMIDE TRIGONAL.
En el agua, tenemos dos átomos unidos y dos pares libres. al momento de determinar la geometría de la molécula, no debemos tomar en cuenta los pares libres. Por tanto, si los eliminamos, observaremos que el agua tiene una geometría ANGULAR (tipo búmeran), donde el ángulo entre H-O-H es 109,5°.
Geometría molecular según el número de coordinación.
Fuerzas intermoleculares
Son fuerzas de atracción entre moleculas, y son las responsables de las propiedades de la materia como el punto de fusión y ebullición, mientras que las fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los atómos de una molecula o un cristalo ionico. Las fuerzas intermoleculares son más debiles que las fuerzas intramoleculares.
Nulla pulvinar vitae orci sagittis pellentesque.
+info
Tarea: investiga las siguientes fuerzas intermoleculares
01
Contacto
Escribe un subtítulo aquí