Enlace quimico

Plan nacional de Formaci贸n Docente Modulo I - 2015 Fundamentos de Qu铆mica

UNIDAD III Enlace Químico

Objetivos  Diseñar las estructuras de moléculas inorgánicas genéricas,

mediante las reglas de Lewis, para tener un mejor panorama de la influencia de las propiedades periódicas y atómicas en las estructuras moleculares.  Diferenciar las características que se le imprimen a la materia debido a los diferentes tipos de enlace intramolecular, para formar un punto de partida congruente en el estudio de los compuestos químicos.  Explicar los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares a través de los conceptos de polaridad, hibridación, resonancia y geometría, para inferir las propiedades de la materia en el mundo macroscópico.

3

Recordando Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos.

Grupo

4

e- configuración

# de valencia

1

ns1

1

2

ns2

2

13

ns2np1

3

14

ns2np2

4

15

ns2np3

5

16

ns2np4

6

17

ns2np5

7

CAPA DE VALENCIA DE UN ÁTOMO

5

Introducción  La mayoría de los átomos o moleculas tienden a

combinarse para formar moléculas diatómicas o poliatómicas, aunque ciertos elementos no muestran afinidad hacia otros átomos y constituyen moléculas monoatómicas, como en el caso de los gases nobles.

6

Teoría de Lewis:  En 1916-1919, G,N. Lewis y otros, desarrollaron un

conjunto de símbolos especiales para poder explicar el enlace químico.  Su teoría se basó, en que las configuraciones electrónicas de los gases nobles tienen algo especial, que es la causa de su estabilidad química y los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir configuración electrónica como los gases nobles.

7

Teoría de Lewis:  La teoría que se desarrolló a partir de este modelo se

llamó Teoría de Lewis, la cual es un método sencillo para representar el enlace químico.  Según

esta teoría un símbolo de Lewis consiste en el símbolo del elemento que representa el núcleo atómico y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo que representan los electrones de valencia o electrones externos.

8

Teoría de Lewis:  Electrones

de valencia: son los que se encuentran en la capa externa del átomo y determinan sus propiedades químicas y son los que participan en la formación del enlace.

 Los electrones externos se colocan uno a uno

hasta cuatro representados por puntos separados en torno al símbolo del elemento.

Después, en caso de que haya más de cuatro electrones de valencia se siguen escribiendo junto a los que ya se encuentran.

9

Teoría de Lewis: Los electrones externos se colocan uno a uno hasta cuatro representados por puntos separados en torno al símbolo del elemento. Después, en caso de que haya más de cuatro electrones de valencia se siguen escribiendo junto a los que ya se encuentran.

10

Ejemplo: Representación de los símbolos de Lewis, para los elementos del segundo período.

Elemento Li

11

Configuración Abreviada

Símbolo de Lewis

2s1

Li

Be

He 2s2

Be

B

He 2s2 2p1

B

C

2 2 He 2s 2p

C

N

He 2s2 2p3

N

O

He 2s2 2p4

O

F

He 2s2 2p5

F

Ne

He 2s2 2p6

Ne

He

Regla del octeto Ésta regla dice que la tendencia de los átomos del sistema periódico es llenar su último nivel de energía con 8 electrones, de tal forma que adquiera la configuración más estable, la cual es semejante a la de un gas noble. Los gases nobles son los elementos más estables.

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REPRESENTACIÓN CAPA DE VALENCIA DE LOS GASES NOBLES

13

Regla del octeto

14

Estructura de Lewis Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace químico.

Estructura de Lewis para iones

15

Cationes:

Na+ , Ca2+

Aniones:

Cl ,

2S ,

N

3-

Estructura de Lewis Es una combinaci贸n de s铆mbolos de Lewis que representa la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace qu铆mico.

Estructura de Lewis para Compuestos i贸nicos

Cloruro de Sodio Na+ 16

Cl

Cloruro de Calcio Ca2+

S

2-

Estructura de Lewis Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace químico.

Estructura de Lewis para Compuestos que comparten electrones

17

Excepciones a la regla del octeto

 La regla del octeto no se cumple siempre en moléculas con enlace

covalente, esas excepciones son de tres tipos: 1) moléculas y iones poliatómicos que contienen un número impar de electrones.

2) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene menos de un octeto de electrones de valencia.

3) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene más de un octeto de electrones de valencia.

18

Excepciones a la regla del octeto 1) moléculas y iones poliatómicos que contienen un número

impar de electrones.

En la mayoría de moléculas y iones poliatómicos el número de electrones de valencia es par, sin embargo en algunos casos el número es impar, como ClO2, NO, NO2 y O2-, lo que hace imposible aparear totalmente éstos electrones y no puede alcanzarse un octeto alrededor de cada átomo.

19

Excepciones a la regla del octeto 2) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene menos de un octeto de electrones de valencia.

20

Más de ocho electrones Ejemplo:

21

PCl5

La única forma en la que el

PCl5 pudiera existir es si el fósforo tuviera 10 electrones alrededor de él. Se permite expandir el octeto de los átomos en el 3er periodo o debajo. Es probable que los orbitales d en estos átomos participen en el enlace.

Enlace Químico: Tipos de enlace Un enlace químico es la fuerza de atracción neta que mantiene unidos a los átomos en los compuestos químicos (moléculas o iones).

Cuando ocurre una reacción química entre dos átomos, sus electrones de valencia se reorganizan de modo que se forma una fuerza neta de atracción entre los átomos.

Los enlaces químicos pueden ser intramoleculares si se da dentro de una misma molécula, e intermoleculares si se da entre moléculas.

22

Enlace Químico: Tipos de enlace Los enlaces químicos intramoleculares se clasifican en:

Enlace iónico: (Metal y No metal) Enlace covalente Enlace metálico

23

Enlace Covalente

Definición.  Es el resultado de compartir entre los átomos no metálicos uno o más pares de electrones.

Se forma entre átomos iguales o átomos que tengan una diferencia de electronegatividad (ΔEN) relativamente pequeña. (No metales).

24

Electronegatividades en la tabla periodica

25

9.5

Enlace Covalente  La compartición de un único par de electrones

entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente simple. Cuando se comparten dos pares de electrones da lugar a un enlace covalente doble y cuando se comparten tres pares de electrones, enlace triple.

26

Características del enlace covalente  Dirigido (el par de electrones está colocado entre dos

núcleos).  Se da por compartimiento de electrones.  Se genera entre no metales.  Forman grandes agregados de moléculas.

27

Clasificación del enlace covalente  Dependiendo de cómo se comparte el par de electrones entre los

dos átomos el enlace puede ser:

 Enlace covalente polar

 Enlace covalente NO polar

 Enlace covalente coordinado 28

Enlace covalente Polar Cuando dos átomos diferentes forman un enlace covalente y comparten el par electrónico de manera desigual, ambos átomos tienen diferente electronegatividad, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro, estos electrones se encontraran más cerca de uno de ellos.

29

Enlace Covalente polar  Definición: Se forma por el compartimiento desigual de los pares de electrones entre átomos no metálicos de cercanas electronegatividades, esto hace que se formen dipolos. Los electrones no se comparten en la misma medida por los átomos, por lo que uno de los átomos que conecta tiene más tendencia a atraer los electrones que el otro.

30

- Para indicar la polaridad se dibuja una flecha que apunte hacia el extremo negativo (Cl) del enlace, y la cola cruzada indica el

extremo positivo (H).

Ejemplo: Representaci贸n del dipolo para HCl

Menor densidad electr贸nica Polo positivo 31

Mayor densidad electr贸nica Polo negativo

Se ha formado un dipolo de enlace, que resulta de la separaci贸n de los centros de las cargas positiva y negativa en un enlace covalente.

Polaridad del enlace y electronegatividad.  Se puede describir la polaridad de un enlace mediante la diferencia de electronegatividades (ΔEN), que es el valor absoluto de la diferencia de electronegatividad (EN) de los átomos enlazados.  Calcular la polaridad del enlace en el HCl, por la diferencia de electronegatividad de los átomos.

Conclusión: Entre más grande es la diferencia en el valor de electronegatividad (∆EN) más polar es el enlace.

H Cl EN= 2.1 3.0 ∆EN = 3.0 – 2.1 ∆EN = 0.9 32

En la molécula de agua, cada átomo de hidrógeno comparte su electrón con el átomo de oxígeno y a la vez el oxígeno comparte sus electrones con los hidrógenos, de esta manera el oxígeno completa su octeto. Se forman dos enlaces covalentes sencillos entre los dos átomos.

Dipolo del agua

+

33

+

Conclusión  Una molécula es polar o dipolar cuando sus cargas parciales

positivas y negativas no coinciden. Este desplazamiento de los centros de cargas parciales hace que existan atracciones electrostáticas entre las diferentes moléculas. Esta distribución asimétrica de los electrones es la responsable de la formación de

un dipolo con exceso de carga negativa del lado del Cl y exceso de carga positiva del lado del H. 34

Enlace covalente no polar ďƒ˜ Se forma por el compartimiento equitativo de los pares

de electrones entre ĂĄtomos que tienen el mismo valor de electronegatividad, este enlace no forma dipolos.

35

FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE NO POLAR Paso I: Imaginemos dos átomos de hidrógeno separados a una gran distancia. e-

e-

●

●

H

H

Paso II: Cuando los átomos se acercan entre sí, el electrón de cada átomo es atraído por el núcleo cargado positivamente de otro átomo, así la densidad electrónica empieza a desplazarse ●

e- e-

H

●

H

Paso III: Los dos electrones pueden ocupar los dos orbítales. 1s; la densidad electrónica es máxima en la región entre los dos átomos. ● 36

●

H H = H2

nube electrónica simétrica

Enlace covalente no polar

Mol茅cula de hidr贸geno (H2)

37

En un enlace covalente no polar tal como el de la molécula de hidrógeno H2, el par electrónico es igualmente compartido por los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad.

Esto significa que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por lo tanto pasan igual tiempo cerca de cada núcleo.

En este enlace la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos.

38

Formaci贸n de la mol茅cula de F2 F

39

+

F

F

F

Enlace covalente No polar

Ejemplo: Calcular la diferencia de electronegatividad de la molécula de H2

H + H

H-H

EN = 2.1 2.1 ∆EN= 2.1 - 2.1 ∆EN = 0.0 En donde: EN = Electronegatividad ∆EN = Diferencia de electronegatividad

40

Enlace covalente Coordinado o dativo.  Se forma cuando un átomo dona un par de electrones y el

otro átomo aporta el orbital vacío.  El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige al átomo que aporta el orbital vacío. Base de Lewis : OH- , NH3, H2O, – X (halógenos)

Dador de e-

Acido de Lewis: H+, BF3 , AlCl3 Co+2 41

Aceptor de e-

Ejercicio Escriba la formaci贸n del enlace covalente coordinado Para las siguientes sustancias: a) H3N BF3 b) H3O+ c) H3N AlCl3

Soluci贸n: a)

42

b)

F

Cl c)

Cl

Al Cl

43

+

N F F

Cl

Cl

F

Al

N F

Cl

F

Enlace iónico  Fuerza de atracción electrostática entre iones que tienen carga

positiva y iones que tienen carga negativa, este enlace se forma entre un metal y un no metal.

44

Propiedades generales del enlace iónico

No dirigido o no direccional. Se une por cargas opuestas. Se debe a fuerzas electrostáticas. El enlace es fuerte. Forma redes cristalinas.

45

Condiciones para la formación del enlace iónico  Se forma entre elementos que tienen valores bajos de energía

de ionización como los metales alcalinos, alcalinotérreos y elementos con alta afinidades electrónicas ó alta electronegatividad.

 Nota:  Generalmente el enlace iónico lo forman los elementos de los

grupos 1, 2 y 3 con los grupos 15, 16 y 17.  Cuanto más separados en la tabla periódica están dos elementos, más iónico será su enlace.  Se da por transferencia total de electrones de un metal a un no

metal.

46

Enlace iónico

Formación del Na Cl

+

Na

+

Cl

Símbolos de Lewis

-

+

Na

Cl

-

Estructura de Lewis Enlace iónico

Reacción general de formación del NaCl: Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Sodio 47

Cloro

NaCl(s)

Cloruro de sodio

Propiedades físicas generales de los compuestos iónicos 1. Son sólidos con altos puntos de fusión.

2. Son solubles en solventes polares como el agua.

3. Fundidos y en disoluciones conducen la

48

corriente eléctrica.

4. Algunos presentan dureza.

5. La dureza es una propiedad que depende de las fuerzas que se ejercen entre los átomos y moléculas de un sólido. Se llama dureza al grado de resistencia al rayado que ofrece un material.

Comparaci贸n de propiedades entre compuestos i贸nicos y covalentes

49

Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia (ΔEN)

Tipo de enlace

0

Covalente no polar

 1.7

Iónico Covalente polar

 Que 0 y < 1.7

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Covalente no polar comparte e-

Covalente polar transferencia parcial de e-

Iónico transferencia e-

Ejercicios para resolver en casa Ejercicios: Escriba la formación de los siguientes compuestos, utilizando los símbolos y estructuras de Lewis.

1. Cloruro de Magnesio (MgCl2)

2. Formación del sulfuro de sodio (Na2S) 3. Formación del Al2O3 4. Formación del Mg3N2 5. Formación del KBr 51

Ejemplos enlace covalente N ••• ••• N

N

••

••

••

••

•N ••

• N ••

N2

N

1 enlace covalente apolar triple

•• • N• •

H • • N• • H

•H

••

H •O ••

•

•

•

••

•

••

••

O C O

•

••

•

•

O C O ••

••

••

•

••

•

• C• •

•• 52

3 enlaces covalentes polares sencillos

•

O•

••

CO2

•

H +

H

•

••

NH3 H•

+ - + H N H

••

- + ••O C O ••

••

••

2 enlaces covalentes polares dobles

Enlace Metálico Se da entre átomos metálicos, los electrones de valencia tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Estos enlaces originan las propiedades metálicas.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes.

53

Enlace Metálico Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+, Fe3+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

54

Enlace Metálico El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones en los orbitales 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 o mar de electrones ".

55

Enlace Metรกlico

56

Enlace Metálico Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones).

El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre(devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.

57

Sustancias metálicas Electrones deslocalizados Unidos por fuerzas electrostáticas Enlace metálico

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.

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Sustancias metálicas  Sólidos duros o blandos excepto el mercurio

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.

 Dúctiles y maleables

La deformación de un metal no implica ni rotura de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga.

 Puntos de fusión moderados o altos 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.

 Insolubles en todos los disolventes Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones

 Buenos conductores eléctricos y térmicos  Brillo metálico Debido a la movilidad de los electrones.

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Reconocer las propiedades del enlace covalente.  Orden de enlace

 Longitud de enlace  Fuerza de enlace

Orden de enlace Orden de enlace: es el número de pares electrónicos de enlace compartidos entre dos átomos en una molécula.  Si un enlace covalente es simple (orden =1), doble (orden =2) o triple (orden =3), cuanto mayor es el orden mayor es el número de electrones compartidos entre dos átomos. La longitud de enlace es la distancia entre los dos centros atómicos unidos por enlace covalente. El enlace doble es más corto que el simple, y el triple es más corto que el doble.

Orden de enlace Orden de enlace 1: Cuando solo hay un enlace covalente simple entre dos átomos. Ejemplo H―F. Orden de enlace 2: Cuando se comparten 2 pares de electrones entre dos átomos. Como en los enlaces dobles de O = O, C = O, O = C = O (CO2) y del etileno H2C = CH2.

El orden de enlace 3: Cuando se comparten 3 pares de electrones entre dos átomos como el triple enlace en: HC  N, N  N.

Ejercicio: Indique el orden de enlace de cada uno de los siguientes Casos: a) C = N b) C  N c) C―N

Solución: a) C = N: orden de enlace 2 b) C  N: orden de enlace 3 c) C―N: orden de enlace 1

Representar el doble y triple enlace por medio de estructuras de Lewis: HCN, CO2, N2, O2 H C C H

ACETILENO

Representación del orden de enlace por estructuras de Lewis Orden 1: Enlace Covalente Sencillo

Se comparte un par de electrones

Ejemplo: H–H ó H2

Orden 2: Enlace Covalente Doble, se comparten dos pares de electrones, cada รกtomo aporta dos electrones.

Orden 3: Enlace Covalente Triple, se comparten tres pares de electrones, cada ĂĄtomo aporta tres electrones.

Nď&#x201A;şN

N2

Longitud de enlace Es la distancia entre dos átomos enlazados. La longitud de los enlaces simples es determinada en gran parte por el tamaño de los átomos.

A medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, la longitud de enlace disminuye.

En los haluros de hidrógeno la longitud de enlace aumenta según el tamaño relativo de los halógenos.

H ― I  H ― Br  H ― Cl  H ― F A mayor tamaño, mayor es la longitud de enlace.

Ejemplo 2: La longitud de los enlaces entre el C y otro elemento en un periodo aumenta de derecha a izquierda: C ― C 

C ― N

 C ― O 

C ― F

Resonancia Linus Pauling, propuso la teoría de resonancia, la que explica que para una especie, se puede escribir dos o más estructuras de Lewis aceptables. La estructura verdadera es una combinación o híbrido de las diferentes estructuras contribuyentes.

Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis. Sin embargo ninguna de las dos, por separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula.

Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 Å).La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta.

Orden de enlace

Número de pares de electrones compartidos que unen a X e Y Número de enlaces X - Y en la molécula o ion

Estructuras contribuyentes Orden de enlace =

3 /2

Hibrido de resonancia

Ejemplo: Estructuras resonantes para NO3¯ y HCO2¯ :

HCO2 :

Estructura resonante del Benceno  El benceno, C6H6, tiene dos estructuras de resonancia.  Comúnmente se representa como un hexágono con un círculo interior

para señalizar los electrones deslocalizados en el anillo.

Hibridación  Es un proceso mediante el cuál, se combinan los

orbitales atómicos puros (s y p) en un átomo, por lo general el átomo central, para formar orbitales híbridos energéticamente diferentes de los que los formaron.  El número de orbitales híbridos producidos es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el proceso de hibridación

Ejemplo:

Hibridación +

Orbitales híbridos : sp Los orbítales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas muy diferentes

Tipos de Hibridación Las hibridaciones más comunes se producen entre orbitales s y orbitales p.

En cada nivel hay un orbital s y tres p, las hibridaciones posibles son:

Hibridación sp Hibridación sp2 Hibridación sp3 Con la hibridación se puede predecir la geometría molecular, ángulos de enlace y la polaridad de la molécula.

Hibridación: sp

participan 1s +1p

2 híbridos sp

hibridación

S

p

sp

sp

Disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma, que la repulsión es mínima entre ellos.

Estos dos orbitales híbridos se alinean a 180° uno del otro.

 Geometría molecular: Lineal  Angulo de enlace: 180o

Hibridación:sp2

participan 1s + 2p

hibridación

Geometría molecular: Plano trigonal Angulo de enlace: 120o

3 híbridos sp2

Hibridaci贸n:sp3 participan 1s+3p

4 h铆bridos sp3

Hibridación sp: BeCl2 2, 2s2 Be : 1s 4

Estado hibridizado

 Átomo de Be: con 2 enlaces

180o

 Geometría: Lineal

Be

 Angulo de enlace: 180º Polaridad del enlace: polar Polaridad de la molécula: no polar

Cl

Be

Cl

 Una vez que se han hibridizado los orbitales 2s y 2p para dar dos híbridos sp, estos se colocarán lo más separados posible para minimizar la repulsión entre ellos, es decir a 180º, disposición lineal.  Cada uno de estos híbridos tendrá ahora un electrón desapareado con el cual se podrá solapar con un orbital p del cloro. Este solapamiento es frontal (en el mismo eje del enlace) por lo que se trata de un enlace simple de tipo sigma (σ), fuerte por la elevada interpenetración.

Hibridación sp2: BF3

2, 2s2 2p1 B:1s 5

Estado hibridizado

 Átomo de B: con 3 enlaces

F

 Geometría: Trigonal plana

 Angulo de enlace: 120º

B

B F

120o F

F

Polaridad del enlace: polar Polaridad de la molécula: no polar F

B

F

Hibridación sp3: CH4

2, 2s2 2p2 C:1s 6

Estado hibridizado

 Átomo de  C : con 4 enlaces

 Geometría: TETRAÉDRICA  Angulo de enlace: 109.5º Polaridad del enlace

Polaridad de la molécula

C

Hibridación sp3: NH3

2, 2s2 2p3 N:1s 7

Estado hibridizado

 Átomo de N: con 3 enlaces  Geometría molecular: Piramidal trigonal  Angulo de enlace: 107.8º

 Polaridad de la molécula: polar

Hibridación sp3: H2O

2, 2s2 2p4 O:1s 8

O Estado hibridizado

 Átomo de O: con 2 enlaces _

 Geometría molecular : Angular  Angulo de enlace: 104.5º  Polaridad de la molécula: polar

H

_

O _

H

ENLACES MULTIPLES  Formación de enlaces sigma ()  Formación de enlaces pi ()

Enlaces sigma (ď ł)

FormaciĂłn de enlaces

Se forma por el traslape frontal de los orbitales, ambos orbitales deben estar atravesados por el mismo eje (coaxial).

MSc. Parada, UES. 2014

Enlaces pi () • Se forma por el traslape lateral de los orbitales (p) puros. py

py

Enlace pi ()

Los enlaces pi se caracterizan por: -Traslape lateral.

-Densidad electrónica sobre y debajo del eje internuclear

Enlaces sencillos Los enlaces sencillos siempre son enlaces ď ł

Enlaces múltiples En un enlace múltiple uno de los enlaces es un enlace  y el resto son enlaces .

´Hibridación sp2 : CH2 = CH2 2, 2s2 2p2 C: 1s 6



MSc. Parada, UES. 2014

Formaci贸n del enlace pi en la mol茅cula de etileno: CH2 = CH2

´Hibridación sp : CH  CH 2, 2s2 2p2 C: 1s 6

py

sp

Estado hibridizado

 

pz

´Hibridación sp : CH  CH

95

Acetileno: CH ď&#x201A;ş CH

Geometría de la molécula La geometría de las moléculas se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula, e influye en varias propiedades de las sustancias, cómo reactividad, polaridad, color, estado de agregación, magnetismo, actividad biológica, etc.

Geometría de la molécula Reglas para dibujar geometría 1) Escribe la estructura de Lewis de la molécula o ion.

2) Enumera las regiones de alta densidad electrónica (pares solitarios y/o pares de enlace) alrededor del átomo central, Enlaces Sencillo, Dobles y triples cuentan como UNA región de alta densidad electrónica.

Los pares libres cuentan como UNA región de alta densidad electrónica.

Geometría de la molécula Reglas para dibujar geometría 3. Identifica el arreglo espacial más estable de las regiones de alta densidad electrónica.

4. El orden de repulsion para los pares de electrones es el siguiente: Par libre-Par libre > Par libre-Region de enlace > Region de enlace-Region de enlace

Geometría de la molécula

Geometría de la molécula

Geometría de la molécula

Geometría de la molécula

Geometría de la molécula

Geometría de la molécula

Trigonal piramidal

Tetrahédrica

Bent o V

Polaridad de la molécula Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.

Enlaces covalentes polares

+ H F

Enlaces covalentes no polares

H-H

H F F-F

El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

Polaridad de la molĂŠcula Cuando se unen ĂĄtomos de diferente electronegatividad se forma un enlace polar, y tambiĂŠn una nube electrĂłnica asimĂŠtrica, donde el par electrĂłnico estĂĄ mĂĄs cerca del ĂĄtomo con mayor electronegatividad. Para determinar la polaridad de una molĂŠcula es necesario conocer la geometrĂ­a de la misma, ya que la existencia de enlaces polares no necesariamente indica la polaridad de la misma. Para cuantificar la polaridad se mide el momento dipolar â&#x20AC;&#x153;đ?&#x153;&#x2021;â&#x20AC;?, que es el producto de la carga â&#x20AC;&#x153;Qâ&#x20AC;? y la distancia entre las cargas â&#x20AC;&#x153;râ&#x20AC;?.

RECORDEMOS: Los enlaces covalentes y las molĂŠculas unidas por ellos pueden ser.

Polaridad de la molécula La carga Q se refiere a la magnitud de la carga, no al signo de ésta, por lo que el momento dipolar siempre es positivo.

Una molécula con momento dipolar es polar, y una sin momento dipolar es no polar. El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos, depende de la polaridad del enlace como de la geometría molecular; la presencia de un enlace polar no implica que la molécula tenga un momento dipolar µ. µ=Qxr Q es la carga

Región de baja densidad electrónica

r es la distancia entre dos cargas

H

d+

Región de alta densidad electrónica F d-

Polaridad de las moléculas: Momento Dipolar µ Formación de la molécula de ácido fluorhídrico (HF) Polaridad del enlace:

H-F

Ó

El vector representa la polaridad del enlace (de la molécula), la flecha (vector) apunta hacia el átomo de mayor electronegatividad, por lo tanto el acido fluorhídrico (HF) es una molécula covalente

polar

–

d

H - F = Qxd

–

Polaridad de la molécula Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.

2- La geometría molecular

CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

H2O

Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.

Polaridad de la molécula Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar: Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

Polaridad de las moléculas: Concluimos que:  Una molécula es polar cuando la suma en los momentos dipolares () es diferente de cero.  Una molécula es no polar cuando la suma en los momentos

dipolares () es igual a cero.

H

H a)

b)

C

H

H H

 = 0

C

H

Cl H

0

EJERCICIO: para las siguientes mol茅culas agua H-O-H ,di贸xido de carbono O=C=O,trifluoruro de nitr贸geno NF3, tetracloruro de carbono CCl4, cloroformo HCCl3 identifique si las mol茅culas son polares o no polares

¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar?

H2O, CO2, SO2, y CH4 S

O

momento dipolar (molécula polar)

momento dipolar (molécula polar) H

O

C

O

momento no dipolar (molécula no polar)

H

C

H

H momento no dipolar (molécula no polar)

Polaridad de las molĂŠculas: MĂĄs ejemplos

10.2

DIFERENCIAS ENTRE ESTRUCTURA DE LEWIS Y TEÓRIA DE ENLACE Las estructuras de Lewis nada dicen acerca de la forma de las moléculas, solo indican las localizaciones aproximadas de los electrones de enlace y los pares solitarios de una molécula.