TEMA 5 parte1

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QUIMICA GENERAL E INORGÁNICA
UNIDAD 5
TEMA 5: ENLACES QUÍMICOS. Estructura de Lewis. Reglas del octeto. Excepciones. Enlace iónico y enlace covalente. Enlace covalente polar. Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos. Teorías que explican la formación del enlace covalente. Teoría del enlace valencia (TEV). Teoría del orbital molecular (TOM). Diagrama de energía relativa de los orbitales moleculares. Orden de enlace. Energía de disociación. Estabilidad. Propiedades magnéticas.
UNIDAD 5
PARTE 1
ENLACES QUÍMICOS
ENLACE QUÍMICO
ÁTOMO 
Menor porción material de un elemento químico 
MOLÉCULAS 
Combinación de, al menos, dos átomos en una proporción definida
Repasando….
Se mantienen unidos a través de fuerzas químicas llamadas ENLACES QUÍMICOS. 
ELECTRONEGATIVIDAD
Un concepto que vamos a utilizar mucho…electronegatividad
3
¿Porqué reaccionan los átomos de los distintos elementos? 
…Para alcanzar configuraciones electrónicas más estables …
    Gas Noble mas próximo
Lewis y Kossel observaron que los gases nobles (cuya configuración electrónica contiene 8 e-) no se combinaban con otras sustancias. Postularon que un átomo se une a otro si logra obtener la configuración electrónica del gas noble más cercano. 
Con esta regla fue posible explicar y representar las uniones de elementos representativos
ENLACE QUÍMICO 
ENLACE QUÍMICO 
Dos o más átomos se unen entre sí formando una especie química, mediante una fuerza denominada:
 unión o ENLACE QUÍMICO
Un átomo se une a otro si en ese proceso puede ganar, perder o compartir electrones hasta llegar a completar con ocho electrones su configuración electrónica más externa
1s2
2s2 2p6
5s2 5p6
4s2 4p6
3s2 3p6
6s2 6p6
    Gas Noble mas próximo
8 e-
Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
	SÍMBOLO	ESQUEMA MODELO DE CAPAS	C.E.E. (Configuración electrónica externa)	Representación de Estructura de LEWIS
	16S2-		1s2 2s2 2p6
3s2 3p6	[:¨S:]2-
 ¨
	19K+		1s2 2s2 2p6
3s2 3p6	 K+
16+
19+
ANIÓN
CATIÓN
6
Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
		Nº PROTONES (+)	Nº ELECTRONES (-)	CARGA NETA
	16S2-	 16 (+)
	18 (-)	2-
NEGATIVA
ANIÓN
	19K+	19 (+)
	18 (-)	 1+
POSITIVA
CATIÓN
16+
19+
ANIÓN
CATIÓN
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Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
		Nº PROTONES (+)	Nº ELECTRONES (-)	CARGA NETA
	17Cl-	 17 (+)
	18 (-)	1-
NEGATIVA
ANIÓN
	20Ca2+
	20 (+)
	18 (-)	 2+
POSITIVA
CATIÓN
17+
20+
ANIÓN
CATIÓN
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TIPOS DE ENLACE 
Iónico
Covalente
Metálico
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el Enlace Químico.
Y EN EL TIPO DE ENLACE 
M + NM con X>=2
M + NM con X<2
o.. NM + NM
M + M
TIPOS DE ENLACE 
 ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un elemento de atraer 	electrones de un enlace cuando se encuentra
 	 unido a otro formando un compuesto
TIPO DE ENLACE en función de la ELECTRONEGATIVIDAD (X)
 Enlace IÓNICO (X) ≥ 2
Enlace COVALENTE (X) ＜2
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Electronegatividad
ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un elemento de atraer electrones de un enlace cuando se encuentra unido a otro formando un compuesto
NM Iones negativos … M iones positivos
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Enlace covalente 
 Entre átomos iguales: 
			ENLACE COVALENTE PURO
Entre átomos distintos
Aspecto a tener en cuenta: 
ELECTRONEGATIVIDAD de cada elemento
ENLACE COVALENTE POLAR
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Cl
H
F
H
Incrementa caracter iónico
Incrementa caracter covalente
Enlace covalente puro
Enlace
Iónico
puro
Enlace covalente polar |
Diferencia de electronegatividad
0
1
2
3
3,3
Diferencia de Electronegatividades entre dos átomos (X e Y) que forman el Enlace X-Y
				
 El enlace iónico está constituido por fuerzas de atracción electrostáticas muy potentes, 
entre iones positivos y negativos. 
Ocurre mediante la transferencia completa de electrones de un átomo al otro formando iones.
Se produce entre átomos con diferencia de Electronegatividad 
(X) en valor absoluto mayor o igual a 2. ∆X = |XA-XB| ≥ 2
Los sólidos iónicos pueden estar compuestos por iones simples, (xej: NaF), o por iones poliatómicos.
Cuando se forma una unión iónica, uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana, hasta que ambos alcanzan la configuración electrónica de un gas noble. 
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE IÓNICO 
Se produce entre átomos con diferencia de electronegatividad (X) en valor absoluto igual o mayor o igual a 2.
 
 
 Por ejemplo entre que tiene electronegatividad X = 4.0 y de electronegatividad X = 0,82
 
 ∆X = |4.0 – 0.82| = 3,18
 
 A cierta distancia de interacción: y se forman los iones y 
 
 Que se aproximan por fuerzas de atracción coulómbicas formando la molécula par-iónica
 
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE IÓNICO 
F
K
K
F
e
-
K
+
F
-
K
+
F
-
∆X = |XA-XB| ≥ 2
Moléculas diatómicas - Enlace COVALENTE 
				
Entre todas las fuerzas que mantienen los átomos unidos, son las de mayor fortaleza. 
Los átomos implicados comparten sus electrones más externos para formar el enlace, siendo muy difícil separarlos. 
Uno de los mejores ejemplos de fortaleza de dicho enlace es la estructura del diamante, en la cual, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro vecinos
coparticipación de electrones de valencia entre átomos iguales o diferentes
Enlace COVALENTE 
				
Se produce por la coparticipación de electrones de valencia entre átomos iguales o diferentes:
La coparticipación de electrones de valencia para formar un enlace covalente, permite que cada elemento adquiera la configuración electrónica del gas noble más próximo y se representa mediante las llamadas Estructuras Electrónicas de Lewis o regla del octeto*.
 Para moléculas 
Diatómicas HOMONUCLEARES: 
|∆X| = 0 µ = 0 Ejemplo: H(g) + H(g) H H (g)
Para moléculas 
Diatómicas HETERONUCLEARES: 
 0 < |∆X| < 2 µ > 0 Ejemplo: H(g) + Cl(g) H Cl (g)
La teoría de lewis la desarrollaremos en quimica general pero les do
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Cantidad de pares de electrones que participan en un enlace:
UN par: 		Enlace Simple
DOS pares: 	Enlace Doble
TRES pares: 	Enlace Triple
H2  H-H
O2  O=O 
N2  NN 
Enlace COVALENTE 
Enlace METÁLICO 
				
El enlace metálico ocurre ENTRE CATIONES METÁLICOS. La red metálica de cationes metálicos se disponen en capas, rodeados de un “MAR” de electrones.
Puede describirse como una interacción colectiva de un fluido de electrones móviles con iones metálicos. Los electrones de valencia en un metal sólo representan una fracción muy pequeña y por lo tanto no se pueden establecer enlaces covalentes o iónicos.
Enlace METÁLICO 
				
REDES METÁLICAS
El enlace metálico es algo más débil que el iónico o el covalente, pero las redes metálicas son muy estables, ya que existe gran atracción entre los cationes metálicos (cargas positivas) y los electrones. 
Por esta razón, la mayoría de los metales son sólidos a temperatura ambiente (el mercurio es una excepción a esta regla ya que es líquido – Y Galio líquido por encima de 33º).
UNIDAD 5
PARTE 2
TENGAN A MANO UNA TABLA PERIÓDICA
TEORÍA DELEWIS
TEORÍA DE LEWIS 
1.	Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico.
2.	La transferencia de electrones de un átomo a otro, forma iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas dando lugar a los enlaces iónicos.
3. Cuando se comparten pares de electrones entre los átomos se origina el enlace covalente.
4. Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica de gas noble (con ocho electrones externos que se denomina octeto).
ADELANTO..
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