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 IónicoEnlace Iónico

Enlace IónicoEnlace Iónico

Formación de NaCl

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).

EnlaceEnlace CovalenteCovalenteMolécula de flúor

O – H H

H –N – H H

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

Molécula de agua

Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

Enlace CovalenteEnlace Covalente

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

H Clδ+ δ-

H HCl Cl

Enlace Covalente No Polar Enlace Covalente No Polar y Polary Polar

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

Ejemplos enlace covalenteEjemplos enlace covalente

ENLACE METALICOS

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".

ENLACES ENLACES INTERMOLECULARESINTERMOLECULARES

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

Enlaces intermolecularesEnlaces intermolecularesEnlace por puentes de hidrógeno

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

SÍNTESIS

Valencia

octeto otorga estabilidad

electrones de la última capa

enlace químico

enlace covalenteenlace iónico

transferencia de electrones

“compartición” de electrones