Transcript ENLACE QUIMICO Enlace iónico Enlace covalente Estructuras de Lewis Geometría molecular Polaridad de las moléculas Uniones Intermoleculares.

ENLACE QUIMICO
Enlace iónico
Enlace covalente
Estructuras de Lewis
Geometría molecular
Polaridad de las moléculas
Uniones Intermoleculares
ENLACE QUÍMICO
Cuando los átomos se unen para
formar grupos eléctricamente neutros,
con una consistencia tal que se pueden
considerar una unidad, se dice que
están formando moléculas.
O2
diatómica
SO2
triatómica
NH3
tetraatómica
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad que tiene un átomo de
atraer electrones comprometidos en
un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para
predecir el tipo de enlace que se
puede formar entre átomos de
diferentes elementos.
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD
DE PAULING
H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li Be
1.0 1.5
B
C N O
F
2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg
0.9 1.2
Al Si P
S Cl
1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7
1.3
Elemento menos electronegativo
electronegatividad
determina
El tipo de enlace
que
Átomos iguales
puede darse entre
Átomos diferentes
En los cuales
En los cuales
La diferencia de E.N.
La diferencia de E.N.
Cero
y el enlace es
Covalente puro o no polar
ejemplo.
H2; Cl2; N2
Diferente de cero
y el enlace puede ser
covalente polar
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
iónico
Diferencia de E.N.
mayor que 1,7
ENLACE
IÓNICO
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad.
Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio
está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de
iones en el patrón que se muestra.
ENLACE
NO
METALES
METALES
IÓNICO
FORMULA
GENERAL
IONES
PRESENTES
EJEMPLO
P.F. (ºC)
IA
II A
III A
+
+
+
VII A
VII A
VII A



MX
MX2
MX3
(M+; X-)
(M2+; 2X-)
(M3+; X-)
LiBr
MgCl2
GaF3
547
708
800 (subl)
IA
II A
III A
+
+
+
VI A
VI A
VI A



M2X
MX
M2X3
(2M+; X-2)
(M2+; X-2)
(2M3+; 3X-2)
Li2O
CaO
Al2O3
>1700
2680
2045
IA
II A
III A
+
+
+
VA
VA
VA



M3X
M3X2
MX
(3M+; X-3)
(3M2+; 2X-3)
(M3+; X-3)
Li3N
Ca3P2
AlP
843
1600
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el
agua..
3. La mayoría es insoluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos
con punto de fusión bajos (por
lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles
en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o
fundidos no conducen la
electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen
ser malas conductoras de la
electricidad porque no
contienen partículas con carga.
ENLACE COVALENTE
Las reacciones entre dos no metales
produce un enlace covalente.
El enlace covalente se forma cuando dos
átomos comparten uno o más pares de
electrones.
Veamos un ejemplo simple de un enlace
covalente, la reacción de dos átomos de H
para producir una molécula de H2
Enlace covalente H-H
Clasificación de los
Enlaces Covalentes
Enlaces covalentes puros
Enlaces covalentes polares
Enlaces covalentes puros
Cuando dos átomos iguales comparten un
par de é, se dice que hay una distribución
simétrica de la nube electrónica, el par
electrónico es atraído igualmente por ambos
núcleos.
Clasificación del Enlace
Covalente
Según número de electrones que participen en
el enlace:
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total
X
X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X
X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X
X
Según la diferencia de electronegatividad, se
clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
•
1,7 >
Dif. Electroneg.
>0
Enlace Polar
• Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
Al enlace
ubicado en la
región
intermolecular se
le designa enlace
sigma 
Enlace sigma
Enlace Covalente Polar
Cuando los átomos que forman una
molécula son heteronucleares y la
diferencia en E.N. < 2 entonces forman
enlaces covalentes polares. Ejemplo el
HCl, el H2O
HEN= 2,1
ClEN=2,9
. .
H. + .Cl:
. .
. .
H+ :Cl:
. .
ENLACE COVALENTE
COORDINADO
 Un enlace covalente coordinado es un
enlace formado cuando ambos electrones del
enlace son donados por uno de los átomos.
 Consiste en la compartición de un par de
electrones, proveniente del mismo átomo.
O
Ejemplo:
H
O
S
O
O
H
Regla del Octeto
Es
habitual
que
los
elementos
representativos
alcancen
las
configuraciones de los gases nobles.
Este enunciado a menudo se denomina
la regla del octeto porque las
configuraciones electrónica de los
gases nobles tienen 8 é en su capa más
externa a excepción del He que tiene 2 é.
REGLA DEL DUETO
•Así como los elementos electronegativos,
cumplen la regla del octeto, para alcanzar la
configuración de un gas noble. El
Hidrogeno, cumple la regla del dueto.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al
combinarse con otro elemento, ya sea en un
enlace iónico o un enlace covalente, lo hace
para completar su orbital con 2 electrones.
La sola regla del octeto y regla del
dueto no nos permite hacer la
estructura de Lewis, deberemos decidir
como colocar los é en torno a los
átomos enlazados, esto es cuantos é
de valencia están involucrado en el
enlace(é compartidos) y cuales é no se
involucran en el enlace (é no
compartido).
COMO DIBUJAR
ESTRUCTURAS DE
LEWIS
REPRESENTACION DE LAS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
1.-Sume los electrones de valencia de todos los
átomos. Si la especie es un ion: adicione un
electrón por cada carga negativa o reste un
electrón por cada carga positiva.
2.-Determine el número de electrones requeridos
para suministrar 2 electrones a cada átomo de H
individualmente y 8 electrones a cada uno de los
demás átomos individualmente. Luego sumelos
3.Electrones de enlace = elec (2) - elec(1)
4.- Calcule el número de enlaces como
sigue:
Número de enlaces = (Elect. de enlace/2)
5.- Determine el número de electrones no
enlazantes o sin compartir:
Numero de elec no enlaz.=
Electrones totales(1) - Electrones enlace
CARGA
FORMAL
 La carga formal es un medio para contabilizar
los electrones de valencia.
 Para determinar la carga formal en cualquier
átomo de una molécula o ion, se asigna
electrones al átomo en la forma siguiente:
 Determinar electrones enlazantes, se dividen
por igual entre los átomos que forman los
enlaces.
 Determinar los electrones no enlazantes y
asignarlos al átomo al cual pertenecen.
• Determinar la carga formal :
CARGA FORMAL
= NUMERO DE
ELECTRONES DE VALENCIA - ( 1/2
NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES
+
NUMERO
ENLAZANTES).
DE
ELECTRONES
NO
ENLACES
DESLOCALIZADOS
© Se llama enlace deslocalizado, al tipo de
enlace en el cual un par de electrones
enlazantes se dispersa sobre varios átomos en
lugar de estar localizado entre dos.
© Una forma sencilla de
Lewis no puede
describir en forma apropiada el enlace
deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza
una descripción de resonancia.
ESTRUCTURAS RESONANTES
© Se describe la estructura electrónica de una
molécula que tiene enlace deslocalizado,
escribiendo todas las fórmulas de Lewis
posibles, esto se llaman fórmulas de
resonancia.
© Una regla que debe seguirse al escribir las
formas de resonancia es que el orden de los
núcleos debe ser el mismo en todas ellas, es
decir los átomos deben estar unidos en el
mismo orden. Ejemplo: NO3-
EXCEPCIONES A LA
REGLA DEL OCTETO
La regla del octeto falla en muchas
situaciones en las que intervienen enlaces
covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos:
• Moléculas con número impar de electrones
• Moléculas en las que un átomo tiene menos
de un octeto.
• Moléculas en las que un átomo tiene más
de un octeto.
•Clasificación de orbitales híbridos:
•
Orbitales hibridos sp
•
Orbitales hibridos sp2
•
Orbitales híbridos sp3
•
Orbitales híbridos dsp3
•
Orbitales híbridos d2sp3
Orbital Híbrido “ sp “
• Esta hibridación ocurre cuando se
mezcla el orbital “s” y uno de los
orbitales “p”, para generar dos nuevos
orbitales: Ejemplo BeF2
2s
2s
2px
Finalmente quedan los orbitales así:
1s
sp
2p
ORBITAL HÍBRIDO sp2
• Siempre que se mezcla cierto número de
orbitales atómicos se obtiene el mismo
número de orbitales híbridos. Cada uno de
éstos es equivalente a los demás pero
apuntan en dirección distinta. Cuando se
mezclan un orbital “s” con dos orbitales “p,
se forman 3 orbitales híbridos “sp2“ (ese pe
dos).
2s
2p
sp2
pro
mo
ver
2p
híbridar
2s
2p
ORBITAL HÍBRIDO sp3
•Cuando se mezcla un orbital “s” con tres
orbitales “p,de la misma subcapa se forman
4 orbitales híbridos “sp3“ (ese pe tres).
promover
2s
2p
2s
híbridar
sp3
2p
HIBRIDACION CON
ORBITALES “d”
La mezcla de orbitales “s”, “p” y “d, puede
dar origen a distintos tipos de orbitales
hibridados, tales como:
• 1orbital “s”, 3 orbitales “p”y 1 orbital “d”,
da origen a: 5 orbitales “sp3d”
• 1orbital “s”,3 orbitales “p” y 2 orbitales
“d”, da origen a 6 orbitales “sp3d2”,
dirigidos hacia los vértices de un octaedro.
• Esta hibridación es característica de la
capa de valencia expandida.
• EJEMPLOS:
promover
3s
3p
3d
hibridar
3s
3p
sp3d
3d
3d
NUMERO IMPAR DE
ELECTRONES
•En casi todas las moléculas el Nº total de
electrones de valencia es par, por lo tanto
existe un apareamiento completo de los
electrones.
•Sin embargo existen moléculas tales como:
NO; ClO2; NO2 , las cuales tienen número
impar total de electrones de valencia,
obviamente es imposible aparear totalmente
estos electrones para alcanzar el octeto,
alrededor de cada átomo.Estas especies son
muy reactivas y de corta vida.
MENOS DE UN OCTETO
Esta segunda excepción se da cuando hay
menos de ocho electrones alrededor de un
átomo, esto suele darse en compuestos de
Boro y Berilio, ejemplo BF3.
F
F
B
F
====
F
B
F
F
GEOMETRIA MOLECULAR
• La geometría molecular de una molécula es
la disposición de los átomos en el espacio.
•El tamaño,y la forma (geometría) de una
molécula permiten predecir la polaridad de la
molécula y por lo tanto sus propiedades
físicas y químicas.
• La forma global de una molécula está
determinada por sus ángulos de enlace, que
son los ángulos formados por las líneas que
unen los núcleos de los átomos de la
molécula.
PREDICCION DE LA
GEOMETRIA MOLECULAR
• La disposición gemétrica de los átomos en
moléculas y iones puede predecirse por
medio de la teoría de repulsión del par
electrónico del nivel de valencia (RPENV).
• Los pasos para predecir geometrías
moleculares con el modelo RPENV son:
1.-Dibujar la estructura de Lewis
2.-Contar el número total de pares de
electrones que rodean al átomo central y
acomodarlos de modo tal que se minimicen
Las repulsiones
electrones. Los
determinan así:
entre los pares
electrones totales
de
se
Electrones= Nº de elec de valencia + más los
electrones que aporta cada átomo + el ajuste
para la carga del ión( si es que lo hay)
• Se debe entonces determinar:
TOTAL ENLACE LIBRES (NO- ENL)
•TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2)
• NOTA: “ Un doble o triple enlace se cuenta
como un par enlazante o un enlace.
TABLA DE ESTRUCTURAS
MOLECULARES
Total
Enlac
Libres Estruct.
2
2
0
3
3
0
Trian.Plana
BF3
3
2
1
Angular
SnCl2
0
1
2
0
1
2
Tetrahe.
CH4
Trigo.Piramid NH3
Angular
H2O
Trigo.Bipiram PCl5
Tetraed.Irreg TeCl4
Forma de T
ClF3
4
4
4
5
5
5
4
3
2
5
4
3
Lineal
Ejemp.
HgCl2
5
2
3
Lineal
ICl2
6
6
0
Octaedrica
SF6
6
5
1
Cuadrada
IF5
Piramidal
6
4
2
Cuadrada
Plana
BrF4-
POLARIDAD DE LAS
MOLECULAS
• La geometría de una molécula y la polaridad
de sus enlaces determinan juntas la
distribución de las densidades de cargas en las
moléculas.
• Un extremo de una molécula polar tiene una
densidad de carga negativa y el otro una
positiva. Las moléculas no polares carecen de
tal polaridad.
H--- F
• El momento dipolar aumenta al
aumentar la magnitud de las cargas
separadas y al disminuir la longitud de
enlace.
• El momento
“debyes (D)”.
COMP
dipolar
LONG.ENL.
se
mide
en
DIF. ELEC.
(A°)
(D)
H-F
0.92
1.9
1.82
H-Cl
1.27
0.9
1.08
H-Br
1.41
0.7
0.82
H-I
1.61
0.4
0.44
POLARIDAD MOLECULAS
POLIATOMICAS
• La polaridad de una molécula que contiene
más de dos átomos depende tanto de la
polaridad de los enlaces como de la geometría
de la molécula.
• Los dipolos de enlaces y los momentos
dipolares son cantidades vectoriales, es decir
tienen “magnitud” y “dirección”.
• El momento dipolar global de una molécula
poliatómica es la suma de sus dipolos de
enlace. En esta suma de vectores debemos
considerar tanto:
Molécula
Momento
Hidrógeno
Cloro
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Agua
Estructura
dipolar
H-H
Cl - Cl
H - Cl
H - Br
CO
OCO
O
H
H
0
0
1.08
0.82
0.11
0
1.85
Estructura
Momento Dipolar
S
Sulfuro de hidrógeno
Cianuro de hidrógeno
Amoniaco
H
H 0.97
H – C  N 2.98
N
1.47
H
H
H
Trifluoruro de boro
F
F
B
0
F
FORMULA
AX
GEOMETRIA
MOLECULAR
Lineal
AX2
Lineal
MOMENTO
DIPOLAR
Puede no ser
cero
Cero
Angular
AX3
Puede no ser
cero
Trigonal plana Cero
Pirámide
trigonal
Forma de T
Puede no ser
cero
Puede no ser
cero
FORMULA
AX4
AX5
AX6
GEOMETRIA
MOLECULAR
Tetraedrica
MOMENTO
DIPOLAR
Cero
Plana
cuadrada
Tetraedrica
distorsionada
Bipirámide
trigonal
Pirámide
cuadrada
Octaedrica
Cero
Puede no ser
cero
Cero
Puede no ser
cero
Cero
las magnitudes como las direcciones de
los dipolos de enlace.
Ejemplo: CO
yHO
• Moléculas Polares: AB con (B átomos
iguales):
Lineal
A---B
B
Plana trigonal
A
B
Tetraédrica
AB
B
B
A
B
B
POLARIDAD DE LAS
MOLÉCULAS
A PARTIR DE LA GEOMETRÍA
MOLECULAR
MOLÉCULAS POLARES Y
NO POLARES
H2 El centro de carga positiva coincide
con el centro de carga negativa.
HCl
Los centros de carga positiva y
negativa no coinciden.
Ambos están
localizados en el eje de enlace, pero el
centro de carga negativa está más
cercano del cloro. Esta molécula es polar
o dipolo.
DIPOLOS
Los dipolos se pueden distinguir
experimentalmente de las moléculas no
polares por su comportamiento en un
campo eléctrico: cuando las moléculas
polares se colocan entre un par de
placas
cargadas
eléctricamente,
tienden a rotar para alinearse con el
campo.
DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO
Dipolos antes de
aplicar el voltaje a
través de placas
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
+
-
Dipolos después de
aplicar el voltaje a
través de placas
Molécula
Momento
Hidrógeno
Cloro
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Agua
Estructura
dipolar
H-H
Cl - Cl
H - Cl
H - Br
CO
OCO
O
H
H
0
0
1.08
0.82
0.11
0
1.85
Molécula
Momento
Estructura
dipolar
S
Sulfuro de hidrógeno
Cianuro de hidrógeno
Amoniaco
H
H 0.97
H – C  N 2.98
N
1.47
H
H
H
Trifluoruro de boro
F
F
B
0
F
FORMULA
AX
GEOMETRIA
MOLECULAR
Lineal
AX2
Lineal
MOMENTO
DIPOLAR
Puede no ser
cero
Cero
Angular
AX3
Puede no ser
cero
Trigonal plana Cero
Pirámide
trigonal
Forma de T
Puede no ser
cero
Puede no ser
cero
FORMULA
AX4
AX5
AX6
GEOMETRIA
MOLECULAR
Tetraedrica
MOMENTO
DIPOLAR
Cero
Plana
cuadrada
Tetraedrica
distorsionada
Bipirámide
trigonal
Pirámide
cuadrada
Octaedrica
Cero
Puede no ser
cero
Cero
Puede no ser
cero
Cero
ENLACE METALICO
Los átomos de los metales se unen
mediante el denominado enlace metálico.
Los átomos que constituyen los metales
tienen pocos electrones de valencia, pero
con libertad para moverse por toda la red
de iones positivos
ENLACE METALICO
Las condiciones que un átomo debe
tener para formar un enlace metálico
son:
1. Baja energía de ionización, lo que
significa facilidad para ceder electrones.
2. Orbitales de valencia vacíos, para que
los electrones circulen con facilidad
ENLACE METALICO
Los electrones de estos elementos
pueden ubicarse en dos estados
energéticos principales:
1. Banda de valencia (de menor energía),
desde la cuál, al recibir la energía
necesaria, pueden ser promovidos a un
estado superior.
.
ENLACE METALICO
2. La banda de conducción.
En este modelo, la red metálica está
formada por iones positivos fijos. Los
electrones de valencia de estos cationes
no pertenecen a ningún átomo y son los
responsables de la conducción eléctrica
y calórica.
ATRACCIONES
MOLECULARES
Se refieren a las interacciones entre partículas
individuales (átomos, moléculas o iones)
constituyentes de una sustancia.
Estas fuerzas son bastante débiles en relación a
las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces
covalentes y iónicos que puede presentar el
compuesto.
UNIONES
INTERMOLECULARES
INTERACCION DIPOLO - DIPOLO
PUENTES DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE DISPERSION DE
LONDON
H2O
H2 + O2
H=920 KJ
H2O (l)
H2O (g)
H=40.7 KJ
INTERACCIONES DEL
TIPO ION - ION
La energía de atracción entre dos iones
con cargas opuestas es directamente
proporcional a sus cargas, e inversamente
proporcional a la distancia de separación.
Ley de Coulomb
E = -k Z Li+ . Z Fr
INTERACCIONES DEL
TIPO ION - ION
A temperaturas suficientemente altas los
sólidos iónicos se funden, a medida que
la cantidad de energía que se les entrega
es capaz de vencer la energía asociada a
la atracción de iones con cargas
opuestas.
El producto de las cargas: Z+ * Z-,
aumenta a medida que las cargas de los
INTERACCIONES DEL
TIPO DIPOLO - DIPOLO
Las moléculas covalentes polares
presentan
interacciones
de
tipo
permanente dipolo - dipolo, debido a la
atracción de la carga positiva: + del
átomo de una molécula con respecto a
la carga - del átomo de la otra
molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo ,
sólo son efectivas a distancias muy
cortas.
INTERACCIONES
DIPOLO - DIPOLO
Se presentan entre moléculas
compuestos polares, debido a
atracción que ejerce el polo positivo
una molécula frente al polo negativo
la otra, y viceversa.
de
la
de
de
Estas atracciones varían con la
temperatura, y por lo tanto influyen en
los puntos de fusión y de ebullición de
INTERACCIONES DEL
TIPO DIPOLO - DIPOLO
La energía de interacción promedio
dipolo - dipolo son aproximadamente de
4 KJ por mol de enlaces.
Las
sustancias
que
presentan
interacciones de tipo dipolo - dipolo son
más volátiles (tienen puntos de
ebullición menores) que los compuestos
iónicos.
INTERACCIONES
DIPOLO - DIPOLO
+
+
I ---- Cl . . . . I ---- Cl
+
+
Br ---- F . . . . Br ---- F
FUERZAS DE
DISPERSION
DE LONDON
Se presentan en todo tipo de moléculas
en fase condensada, pero son
demasiado débiles y, por tanto actúan
especialmente en bajas temperaturas
En los gases nobles, estas fuerzas son
las responsables de su licuefacción.
FUERZAS DE
DISPERSION
DE LONDON
fuerzas
tienen su origen
Estas
en la
posibilidad que poseen las nubes
electrónicas de las moléculas de formar
dipolos inducidos momentáneos.
Como la nube electrónica es móvil, por
fracciones de segundo se distorsionan y
dan lugar a pequeños dipolos que son
atraídos o repelidos por los pequeños
dipolos de las moléculas vecinas.
FUERZAS DE
DISPERSION
Las fuerzas
London hacen referencia a
DEde LONDON
moléculas no polares, cómo:
CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3
También se les llama fuerzas de corto
alcance, pues solo se manifiestan cuando
las moléculas están muy cerca unas de
otras.
EL ENLACE DE
HIDROGENO
Se ha encontrado que en varios
compuestos , el hidrógeno se encuentra
entre dos átomos, formando entre ellos
un puente o enlace, llamado PUENTE
DE HIDROGENO.
Los puentes de hidrógeno son comunes
cuando éste se enlaza con átomos de
alta electronegatividad, fluor, oxígeno y
nitrógeno.
EL ENLACE DE
HIDROGENO
Puentes de hidrógeno
F- . . . . H+
H+
FF- . . . . H+
n
EL ENLACE DE
HIDROGENO
hielo
agua