1. Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERAL

3. Meditemos

4. ¿Por qué se forman compuestos? Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad  liberan energía Un compuesto iónico El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes

5. Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.

8. Electronegatividad y enlace

10. Tipos de enlaces interatómicos

11. Enlace Iónico

12. ¿Cómo se forma el enlace iónico?

14. Estructuras de Lewis de compuestos iónicos BaO MgCl 2 Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes. Ba • • O • •• • •• •• O •• •• •• Ba 2+ 2- Mg • • Cl • •• •• •• Cl • •• •• •• •• Cl •• •• •• Mg 2+ - 2

16. Los compuestos iónicos Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.

19. 2. Qué compuesto de los que se indican abajo, tendrán todos sus enlaces esencialmente covalentes? a) NaOH b) ZnCl 2 c) CH 3 CO 2 Na d) CaCO 3 e) CH 3 CH 2 OH

21. En la siguiente estructura determine usted cuantos enlaces i ó nicos hay y cuantos enlaces covalentes hay en la estructura siguiente:

24. GRACIAS

25. Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERAL

28. Porcentaje de carácter iónico del enlace

29. El enlace covalente Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula . Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos , que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9. Electrones 1s Par electrónico compartido Una molécula de hidrógeno Dos átomos de hidrógeno Par enlazante

30. Formación del H 2 Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de orbital: un orbital molecular (un enlace covalente )

31. Moléculas sencillas

32. Moléculas sencillas

33. Clasificación de los enlaces covalentes

35. Tipos de enlace covalentes: Por el origen de los electrones compartidos Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH 4 + son indistinguibles entre sí!

36. Enlaces covalentes normales y coordinados Enlace covalente normal simple Enlace covalente coordinado simple Orbitales semillenos Pares de e- compartidos Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos

37. Tipos de enlace covalentes: Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricas Enlaces covalentes no polares Enlaces covalentes polares Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)  +  (b) Por el grado de compartición de los electrones

38. Tipos de Enlace según la diferencia de Electronegatividad Δ EN = EN A - EN B Si Δ EN ≥ 1,9 Si Δ EN < 1,9 Enlace Iónico Enlace Covalente No polar o apolar Polar Si, Δ EN = 0, 0 (átomos iguales) Si, 0 < Δ EN < 1,9 (elementos diferentes) La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.

39. Enlace no polar

40. Enlace polar

41. Momento Dipolar (  )  = q . r q : carga del e - = 1,602·10 -19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33 · 10  30 C.m  El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo formado, es decir es una medida del polaridad del enlace. H Cl   Sustancia Δ EN  (D) T e ( o C) HF 1,9 1,91 19,9 HCl 0, 9 1,03 -85,03 HBr 0,7 0,79 -66,72 HI 0,4 0,38 -35,35 H-H 0,0 0,0 -253

45. Orbitales sigma y pi Enlace  s-p Enlace  p-p Enlace simple Enlace doble Enlace triple Región de traslape H Cl • • • • • • • • Cl • • • • • • • Cl • • • • • • •

46. Orbitales sigma

47. Orbitales pi

48. Enlaces múltiples Nitrógeno, N 2 N N • • • •   

50. Reglas Se considerará como átomo central de la molécula: . El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones. . De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo .

51. Ejemplos de Estructuras de Lewis

53. Ejemplos Ejemplo 2 : SiO 4 -4 Si: 4e- val O: 6e-x 4 = 24 e- val + 4 cargas neg. a =32 2) 1) 3) e- de v al libres= 32- 8= 24 4) b = 8x5= 40 #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4 2) Ejemplo 1 : H 2 CO C: 4e- H: 1e- x 2= 2e- O: 6e- a = 12 1) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4) b = 8x 2 + 2x1 = 18 #enlaces= (18 -12) / 2 = 3

55. Comparación de propiedades Compuestos iónicos y covalentes

61. La formación del metano, CH 4

62. Hibridación sp 3 CH 4 Hibridación

63. Híbridos sp 3

64. El metano, CH 4

65. Hibridación sp 2 Hibridación

66. Híbridos sp 2

67. Hibridación sp Hibridación

68. Híbridos sp

70. El eteno o etileno, C 2 H 4

72. El etino o acetileno, C 2 H 2

74. Geometría molecular lineal Plana-trigonal angular # de pares de e- del átomo central Geometría de los pares de e- # de pares de e-enlazantes # de pares de e- no enlazantes Geometría molecular Ejemplos

75. Geometría molecular Angular Piramidal-Trigonal Tetraedral Tetraedral # de pares de e- del átomo central Geometría de los pares de e- # de pares de e-enlazantes # de pares de e- no enlazantes Geometría molecular Ejemplos

76. Hibridación y Geometría molecular: Resumen Hibridación Número de enlaces sigma Número de pares solitarios Total Geometría Angulo de enlace (aprox) Ejemplo sp 2 0 2 Lineal 180  BeH 2 sp 2 2 3 1 0 3 3 Angular PlanaTrigonal 120  SO 2 SO 3 sp 3 2 3 4 2 1 0 4 4 4 Angular Piramidal- trigonal Tetraédrica 109,5 ª H 2 O NH 3 CH 4

78. Polaridad molecular Si los pares de e- de enlace están distribuidos sim é tricamente alrededor del átomo central, la molécula es no polar . Si hay pares no enla zantes la molécula es polar. Polar

79. Moléculas polares

81. Enlace metálico (Mg)

83. Fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London Fuerzas dipolo-dipolo Enlaces por puentes de hidrógeno Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)

85. Fuerzas de dispersión de London Moléculas no polares En una de ellas se forma un dipolo instantáneo El dipolo instantáneo induce a la formación de un dipolo en la molécula vecina

86. Fuerzas de London

87. Grafito

89. Fuerzas dipolo-dipolo

91. EPH en el agua

92. Efecto de los EPH en la propiedades físicas

93. Efecto de los EPH en la propiedades físicas Punto de ebullición normal (K) Masa molecular  Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

96. GRACIAS