ݺߣ

ݺߣShare a Scribd company logo

Enlace sfis 3º

•Download as PPT, PDF•
•
V
verinlaza
1 of 32
Download to read offline
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO. ENLACE QUÍMICO : unión entre dous ou máis átomos que surxe ao perder, gañar ou compartir electróns das capas externas co fin de lograr unha estructura máis estable ca dos átomos separados. A estabilización que adquiren os átomos ao unirse débese ao desprendendo de enerxía. A distancia á que se colocan os átomos (lonxitude de enlace) é á que se desprende maior enerxía producíndose a máxima estabilidade.
Unha primeira aproximación para interpretar o enlace A comezos do século XX, o científico Lewis, observando a pouca reactividade dos gases nobres (estructura de 8 electróns no seu último nivel),suxeriu que os átomos ao enlazarse “tenden” a adquirir 8 electróns na última capa igual co gas nobre máis próximo REGRA DO OCTETO
ENERXÍA DE ENLACE Diferencia entre as enerxías dos átomos separados antes do enlace,e, a enerxía do composto formado despois do enlace. É unha enerxía negativa,xa que se desprende E Na + Cl NaCl Δ E = Enerxía de enlace Lonxitude de enlace
TIPOS DE ENLACE QUÍMICO. IÓNICO COVALENTE METÁLICO SÓLIDOS IÓNICO CRISTAL COVALENTE SUBSTANCIAS MOLECULARES SÓLIDOS METÁLICOS
Enlace iónico Prodúcese entre un metal que perde un ou varios electróns e un non metal que os gana Os metais teñen poucos electróns na última capa, tenden a perdelos para quedar coa capa anterior completa convertíndose en catións. Os non metais teñen case completa a última capa e tenden a gañar electróns para completala convertíndose en anións As reaccións de perda o ganancia de e – chámanse reaccións de ionización :
As reaccións de perda o ganancia de e– chámanse reaccións de ionización : Exemplo : Semirreacción de oxidación: 2·(Na – 1 e –  Na + ) Semirreacción de redución: O + 2e –  O 2– Reac. global: 2 Na +O  2 Na + + O 2– Fórmula do composto : Na 2 O Os ións formados colócanse nunha rede cristalina tridimensional na que tódolos enlaces son igualmente fortes. Cada ión rodéase dun nº de ións de signo contrario(índice de coordinación) para manter a neutralidade eléctrica.
Exemplo: Escribir as reaccións de ionización e deducir a fórmula do composto iónico formado por oxígeno e aluminio. As reaccións de ionización serán: (1) Al – 3 e –  Al 3+ (2) O + 2 e –  O 2– Como o número de electróns non coincide, para facelos coincidir multiplícase a reacción (1) ·2 ,e, a (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e –  2 Al 3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e –  3 O 2– Sumando: 2 Al + 3 O  2 Al 3+ + 3 O 2– A fórmula empírica será Al 2 O 3
¿Cómo se forma o enlace iónico? O sodio tende a perder 1 e formando un catión. Así queda con 8 e na última capa 11 Na :1s 2 2s 2 p 6 3s 1 - 1 e Na + O cloro tende a ganar 1 e formando un anión.Ásí queda con 8 e na última capa 17 Cl=1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e Cl - Na - 1 e Na + . Cl + 1 e Cl - . Na + Cl Na + + Cl - . Os electróns que perde un gáñaos o outro
“ Estructura de Lewis para o NaCl” “ Molécula” de MgF 2
Os dous ións de signo contrario atráense formando unha rede cristalina Fórmula : NaCl Indica que por cada cloro hai un sodio Cloro Sodio
¿Qué enlace formarán o cloro Z = 17 co calcio Z=20? Facemos a configuración electrónica de cada un: Cl Z= 17 : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Como ten 7 e na última capa, tende a gañar 1e Ca Z = 20 : 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3 p 6   4s 2 Tende a perder dous , para quedar con 8 na capa anterior FORMAN ENLACE IÓNICO , UN TENDE A PERDER E O OUTRO A GAÑAR ELECTRÓNS 2·(Cl + 1e Cl - .) Ca – 2e Ca +2 Ca + 2 Cl - Ca +2 + 2 Cl - . Hai que multiplicar a semirreacción do cloro por 2 para que se vaian os electróns Fórmula: CaCl 2
Propiedades dos compostos iónicos. Sólidos cristalinos a tª ambiente con elevados puntos de fusión e de ebulición Son duros , dífíciles de raiar, xa que para raialos hai que arrancarlle ións que están fortemente atraidos Son fráxiles e rómpense ao golpealos formando cristais de menor tamaño. Solúbeis en auga e en disolventes polares coma o amoníaco(NH 3 ) Conducen a corrente eléctrica fundidos ou en disolución, pero non en estado sólido
Enlace covalente. Establécese cando se unen átomos dos non metais entre eles ou co hidróxeno. Como os átomos tenden todos a gañar electróns , acaban compartindo un, dous ou tres pares de electróns para obter oito electrones na última capa.
TIPOS DE ENLACE COVALENTE: Enl. covalente simple : comparten un par de electróns. Ex: H 2 Enl. covalente dobre : comparten dous pares de electróns. Ex: O 2 Enl. covalente triple : comparten tres pares de electróns. Ex: N 2 (Non é posible un enlace covalente cuádruple entre dous átomos por razóns xeométricas)
ENLACE COVALENTE COORDINADO OU DATIVO : o par de electróns é aportado por un so átomo . Ex: Represéntase cunha frecha “  ” que parte do átomo que pon a parella de e – . Exemplo : ·· ·· H x · O · x H + H +  H–O–H  H 3 O + ··  H H H H ¨ N + H + H H H H N + + + +
Enlace covalente puro : Dase entre dous átomos iguais. Ex: H 2 , O 2 , N 2 . Enlace covalente polar : Dase entre dous átomos distintos. Ex: HCl É un híbrido entre o enlace covalente puro e o enlace iónico.
Enlace covalente. Enlace covalente triple O osíxeno forma 2 enlaces covalentes simples co H
Enlace covalente.
Cristais covalentes Forman enlaces covalentes simples en dúas ou tres dimensións do espazo con átomos distintos. Exemplos : SiO 2 , C (diamante), C (grafito) GRAFITO ESTRUCTURA DEL GRAFITO
Notación de LEWIS Consiste en representar aos átomos mediante o seu símbolo colocando os electróns de valencia arredor agrupados por parellas. Os electróns compartidos colócanse entre os dous átomos Ex: Fórmula 2 H · (H · + x H)  H · x H ; H–H  H 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 : Cl · : Cl · + x Cl :  : Cl · x Cl : ; : Cl–Cl :  Cl 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 : O · : O · + x O :  : O · x O : ; : O=O :  O 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 : N · : N · + x N :  : N · x N : ; : N  N :  N 2 · · x · x
Exemplos de enlace covalente polar. ·· ·· ·· : Cl · + x H  : Cl · x H ; : Cl–H  HCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x H  H x · O · x H ; H–O–H  H 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H  H x · N · x H ; H–N–H  NH 3 · · x | H H ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl :  : Cl x · O · x Cl : ; : Cl–O–Cl :  Cl 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··  –  + – +  –  +  +  –  –  +
Exercicio: Escribe a representación de Lewis ,e, decide cal será a fórmula dun composto formado por Si e S. A representación de Lewis de cada átomo é: · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ·· A representación de Lewis da molecular será: ·· ·· : S = Si = S : A fórmula molecular será : SiS 2
Enlace dos átomos de xofre (S) e osíxeno (O) Molécula de SO : enlace covalente dobre Molécula de SO 2 : enlace covalente dobre e un enlace covalente coordinado ou dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente dobre e dous enlaces covalentes coordinados ou dativos :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙
TIPOS DE COMPOSTOS COVALENTES: Substancias moleculares Cristais covalentes PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES Son sólidos moi duros con elevadas temperaturas de fusión e ebulición. Non se disolven en auga Non conducen a corrente eléctrica salvo o grafito que o fai debilmente Cristais covalentes( grafito, diamante, cuarzo) Temperaturas de fusión e ebulición baixas Son gases ou líquidos a tª ambiente Os apolares son solubles en disolventes apolares. Os polares son solubles en disolventes polares coma a auga. A maioría non conducen a corrente eléctrica(algúns fano débilmente) CRISTAIS COVALENTES SUBSTANCIAS MOLECULARES
Enlace metálico. Fórmase entre átomos de carácter metálico. Os átomos consiguen 8 e na última capa cedendo electróns. Fórmanse ións positivos Fórmanse redes cristalinas cuxos vértices están ocupados por ións positivos. Os electróns de valencia sitúanse libres arredor da rede positiva formando UN MAR COMÚN DE ELECTRÓNS que permite manter unidos aos ións positivos
Enlace metálico.
Enlace metálico.Propiedades Sólidos a tª ambiente, excepto mercurio e galio que son líquidos. Tª fusión e ebulición variables Ex: Sn = 232ºC, 2 603ºC W = 3 387ºC,5 555ºC Conducen a corrente en estado sólido e fundidos Bos condutores da calor Dúctiles e maleables Brillo metálico Moi solubles con outros metais (unha vez fundidos) formando aleacións
Fuerzas intermoleculares Son forzas entre as distintas moléculas dun composto que explican o paso de gas a líquido ou a sólido cando diminuimos a temperatura dun composto Enlace por pontes de hidróxeno Prodúcese entre moléculas moi polarizadas por ser un dos elementos moi electronegativo(F,O ,N) e o outro un átomo de H, que o ter “  + ” e ser moi pequeno permite acercarse moito a outra molécula. Son os responsábeis dos puntos de fusión e ebulición elevados dalgunhas substancias ( a H 2 O é liquida, o H 2 S é gas) Estrutura do xeo Pontes de H
Forzas de Van der Waals: Atracción entre dipolos permanentes Forzas de dispersión (London) ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS PERMANENTES Os dipolos permanentes fórmanse entre moléculas polares(unións covalentes de átomos de E.N. diferentes) H F H F H F H F - + + -
Forzas de Van der Waals(cont): FORZAS DE DISPERSIÓN (LONDON) Débense ás atraccións entre os dipolos momentáneos que se forman co movemento dos electróns A intensidade das forzas depende de: Nº de electróns que teñen os átomos que forman a molécula Facilidade de dispersión dos electróns Tamaño da molécula. ( maior tamaño máis electróns maior facilidade para dispersarse)
FIN

More Related Content

Enlace sfis 3º

  • 2. ENLACE QUÍMICO. ENLACE QUÍMICO : unión entre dous ou máis átomos que surxe ao perder, gañar ou compartir electróns das capas externas co fin de lograr unha estructura máis estable ca dos átomos separados. A estabilización que adquiren os átomos ao unirse débese ao desprendendo de enerxía. A distancia á que se colocan os átomos (lonxitude de enlace) é á que se desprende maior enerxía producíndose a máxima estabilidade.
  • 3. Unha primeira aproximación para interpretar o enlace A comezos do século XX, o científico Lewis, observando a pouca reactividade dos gases nobres (estructura de 8 electróns no seu último nivel),suxeriu que os átomos ao enlazarse “tenden” a adquirir 8 electróns na última capa igual co gas nobre máis próximo REGRA DO OCTETO
  • 4. ENERXÍA DE ENLACE Diferencia entre as enerxías dos átomos separados antes do enlace,e, a enerxía do composto formado despois do enlace. É unha enerxía negativa,xa que se desprende E Na + Cl NaCl Δ E = Enerxía de enlace Lonxitude de enlace
  • 5. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO. IÓNICO COVALENTE METÁLICO SÓLIDOS IÓNICO CRISTAL COVALENTE SUBSTANCIAS MOLECULARES SÓLIDOS METÁLICOS
  • 6. Enlace iónico Prodúcese entre un metal que perde un ou varios electróns e un non metal que os gana Os metais teñen poucos electróns na última capa, tenden a perdelos para quedar coa capa anterior completa convertíndose en catións. Os non metais teñen case completa a última capa e tenden a gañar electróns para completala convertíndose en anións As reaccións de perda o ganancia de e – chámanse reaccións de ionización :
  • 7. As reaccións de perda o ganancia de e– chámanse reaccións de ionización : Exemplo : Semirreacción de oxidación: 2·(Na – 1 e –  Na + ) Semirreacción de redución: O + 2e –  O 2– Reac. global: 2 Na +O  2 Na + + O 2– Fórmula do composto : Na 2 O Os ións formados colócanse nunha rede cristalina tridimensional na que tódolos enlaces son igualmente fortes. Cada ión rodéase dun nº de ións de signo contrario(índice de coordinación) para manter a neutralidade eléctrica.
  • 8. Exemplo: Escribir as reaccións de ionización e deducir a fórmula do composto iónico formado por oxígeno e aluminio. As reaccións de ionización serán: (1) Al – 3 e –  Al 3+ (2) O + 2 e –  O 2– Como o número de electróns non coincide, para facelos coincidir multiplícase a reacción (1) ·2 ,e, a (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e –  2 Al 3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e –  3 O 2– Sumando: 2 Al + 3 O  2 Al 3+ + 3 O 2– A fórmula empírica será Al 2 O 3
  • 9. ¿Cómo se forma o enlace iónico? O sodio tende a perder 1 e formando un catión. Así queda con 8 e na última capa 11 Na :1s 2 2s 2 p 6 3s 1 - 1 e Na + O cloro tende a ganar 1 e formando un anión.Ásí queda con 8 e na última capa 17 Cl=1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e Cl - Na - 1 e Na + . Cl + 1 e Cl - . Na + Cl Na + + Cl - . Os electróns que perde un gáñaos o outro
  • 10. “ Estructura de Lewis para o NaCl” “ Molécula” de MgF 2
  • 11. Os dous ións de signo contrario atráense formando unha rede cristalina Fórmula : NaCl Indica que por cada cloro hai un sodio Cloro Sodio
  • 12. ¿Qué enlace formarán o cloro Z = 17 co calcio Z=20? Facemos a configuración electrónica de cada un: Cl Z= 17 : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Como ten 7 e na última capa, tende a gañar 1e Ca Z = 20 : 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3 p 6   4s 2 Tende a perder dous , para quedar con 8 na capa anterior FORMAN ENLACE IÓNICO , UN TENDE A PERDER E O OUTRO A GAÑAR ELECTRÓNS 2·(Cl + 1e Cl - .) Ca – 2e Ca +2 Ca + 2 Cl - Ca +2 + 2 Cl - . Hai que multiplicar a semirreacción do cloro por 2 para que se vaian os electróns Fórmula: CaCl 2
  • 13. Propiedades dos compostos iónicos. Sólidos cristalinos a tª ambiente con elevados puntos de fusión e de ebulición Son duros , dífíciles de raiar, xa que para raialos hai que arrancarlle ións que están fortemente atraidos Son fráxiles e rómpense ao golpealos formando cristais de menor tamaño. Solúbeis en auga e en disolventes polares coma o amoníaco(NH 3 ) Conducen a corrente eléctrica fundidos ou en disolución, pero non en estado sólido
  • 14. Enlace covalente. Establécese cando se unen átomos dos non metais entre eles ou co hidróxeno. Como os átomos tenden todos a gañar electróns , acaban compartindo un, dous ou tres pares de electróns para obter oito electrones na última capa.
  • 15. TIPOS DE ENLACE COVALENTE: Enl. covalente simple : comparten un par de electróns. Ex: H 2 Enl. covalente dobre : comparten dous pares de electróns. Ex: O 2 Enl. covalente triple : comparten tres pares de electróns. Ex: N 2 (Non é posible un enlace covalente cuádruple entre dous átomos por razóns xeométricas)
  • 16. ENLACE COVALENTE COORDINADO OU DATIVO : o par de electróns é aportado por un so átomo . Ex: Represéntase cunha frecha “  ” que parte do átomo que pon a parella de e – . Exemplo : ·· ·· H x · O · x H + H +  H–O–H  H 3 O + ··  H H H H ¨ N + H + H H H H N + + + +
  • 17. Enlace covalente puro : Dase entre dous átomos iguais. Ex: H 2 , O 2 , N 2 . Enlace covalente polar : Dase entre dous átomos distintos. Ex: HCl É un híbrido entre o enlace covalente puro e o enlace iónico.
  • 18. Enlace covalente. Enlace covalente triple O osíxeno forma 2 enlaces covalentes simples co H
  • 20. Cristais covalentes Forman enlaces covalentes simples en dúas ou tres dimensións do espazo con átomos distintos. Exemplos : SiO 2 , C (diamante), C (grafito) GRAFITO ESTRUCTURA DEL GRAFITO
  • 21. Notación de LEWIS Consiste en representar aos átomos mediante o seu símbolo colocando os electróns de valencia arredor agrupados por parellas. Os electróns compartidos colócanse entre os dous átomos Ex: Fórmula 2 H · (H · + x H)  H · x H ; H–H  H 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 : Cl · : Cl · + x Cl :  : Cl · x Cl : ; : Cl–Cl :  Cl 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 : O · : O · + x O :  : O · x O : ; : O=O :  O 2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · x · x 2 : N · : N · + x N :  : N · x N : ; : N  N :  N 2 · · x · x
  • 22. Exemplos de enlace covalente polar. ·· ·· ·· : Cl · + x H  : Cl · x H ; : Cl–H  HCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x H  H x · O · x H ; H–O–H  H 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H  H x · N · x H ; H–N–H  NH 3 · · x | H H ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl :  : Cl x · O · x Cl : ; : Cl–O–Cl :  Cl 2 O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··  –  + – +  –  +  +  –  –  +
  • 23. Exercicio: Escribe a representación de Lewis ,e, decide cal será a fórmula dun composto formado por Si e S. A representación de Lewis de cada átomo é: · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ·· A representación de Lewis da molecular será: ·· ·· : S = Si = S : A fórmula molecular será : SiS 2
  • 24. Enlace dos átomos de xofre (S) e osíxeno (O) Molécula de SO : enlace covalente dobre Molécula de SO 2 : enlace covalente dobre e un enlace covalente coordinado ou dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente dobre e dous enlaces covalentes coordinados ou dativos :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙
  • 25. TIPOS DE COMPOSTOS COVALENTES: Substancias moleculares Cristais covalentes PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES Son sólidos moi duros con elevadas temperaturas de fusión e ebulición. Non se disolven en auga Non conducen a corrente eléctrica salvo o grafito que o fai debilmente Cristais covalentes( grafito, diamante, cuarzo) Temperaturas de fusión e ebulición baixas Son gases ou líquidos a tª ambiente Os apolares son solubles en disolventes apolares. Os polares son solubles en disolventes polares coma a auga. A maioría non conducen a corrente eléctrica(algúns fano débilmente) CRISTAIS COVALENTES SUBSTANCIAS MOLECULARES
  • 26. Enlace metálico. Fórmase entre átomos de carácter metálico. Os átomos consiguen 8 e na última capa cedendo electróns. Fórmanse ións positivos Fórmanse redes cristalinas cuxos vértices están ocupados por ións positivos. Os electróns de valencia sitúanse libres arredor da rede positiva formando UN MAR COMÚN DE ELECTRÓNS que permite manter unidos aos ións positivos
  • 28. Enlace metálico.Propiedades Sólidos a tª ambiente, excepto mercurio e galio que son líquidos. Tª fusión e ebulición variables Ex: Sn = 232ºC, 2 603ºC W = 3 387ºC,5 555ºC Conducen a corrente en estado sólido e fundidos Bos condutores da calor Dúctiles e maleables Brillo metálico Moi solubles con outros metais (unha vez fundidos) formando aleacións
  • 29. Fuerzas intermoleculares Son forzas entre as distintas moléculas dun composto que explican o paso de gas a líquido ou a sólido cando diminuimos a temperatura dun composto Enlace por pontes de hidróxeno Prodúcese entre moléculas moi polarizadas por ser un dos elementos moi electronegativo(F,O ,N) e o outro un átomo de H, que o ter “  + ” e ser moi pequeno permite acercarse moito a outra molécula. Son os responsábeis dos puntos de fusión e ebulición elevados dalgunhas substancias ( a H 2 O é liquida, o H 2 S é gas) Estrutura do xeo Pontes de H
  • 30. Forzas de Van der Waals: Atracción entre dipolos permanentes Forzas de dispersión (London) ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS PERMANENTES Os dipolos permanentes fórmanse entre moléculas polares(unións covalentes de átomos de E.N. diferentes) H F H F H F H F - + + -
  • 31. Forzas de Van der Waals(cont): FORZAS DE DISPERSIÓN (LONDON) Débense ás atraccións entre os dipolos momentáneos que se forman co movemento dos electróns A intensidade das forzas depende de: Nº de electróns que teñen os átomos que forman a molécula Facilidade de dispersión dos electróns Tamaño da molécula. ( maior tamaño máis electróns maior facilidade para dispersarse)
  • 32. FIN