Enlace quimico HUMAKAN

ENLACE QUÍMICO

Las propiedades químicas de un elemento dependen de los electrones más externos del átomos, llamados electrones de valencia.

Lewis representó esos electrones de valencia con puntos:

Ejemplo El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones de valencia indicados por los 7 puntos:

F

Regla del Octeto • La estructura electrónica de los gases nobles es particularmente estable • Los átomos de los diferentes elementos al combinarse tratan de adquirir la estructura del gas noble más cercano: los de la izquierda de la tabla periódica pierden electrones, mientras que los de la derecha los ganan

TIPOS DE ENLACE Enlace iónico Transferencia de edesde un átomo (dador) a otro (aceptor).

Enlace covalente Los átomos comparten e-

Enlace metálico Los cationes de una red son mantenidos unidos a través de electrones libres circundantes

Electronegatividad Es la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí.

Escala de Mulliken: EN = (PI + EA) / 2 Escala de Pauling (más usada): D(AB) calc = [D(A2) x D(B2)]1/2 Δ = D(AB) exp – D(AB) calc

(D: energía de disociación de la molécula)

ENA – ENB = 0,102 Δ1/2

ENF = 4

electronegatividad

4.5

Electronegatividad

4.0 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

Número atómico

EN: aumenta de izquierda a derecha en el período y disminuye de arriba hacia abajo en el grupo

Polarizabilidad Es la tendencia de la nube de electrones a deformarse respecto de su forma de equilibrio debido a las fuerzas electrostáticas externas catión polarizante

Nube electrónica anión deformada polarizable

• CATIONES: a mayor carga y menor radio ⇒ más polarizantes ⇒ enlace con mayor carácter covalente • ANIONES: a mayor radio ⇒ más polarizables ⇒ enlace con mayor carácter covalente

Enlace iónico • Entre un elementos de baja I y otro de alta AE • Fuerzas electrostáticas, no dirigidas • Se da entre cationes (iones +) y aniones (iones -) • Los átomos aceptan y ceden electrones (no los comparten) Elemento

I (kJ mol-1)

F Cl Na Be

1690 1260 420 2658 NaCl

EA (kJ mol-1) 328 349 53 ~ cero

Na

NaCl

Na+

Energía Reticular: energía necesaria para separar los iones en el cristal

E reticular Cl

Cl-

ΔEN > 1,7 ⇒ enlace predominantemente iónico Son muy estables los cationes y aniones que adoptan la configuración de gas noble.

Ejemplos: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Na+: 1s2 2s2 2p6

Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Ca+2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ([Ar])

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ([Ar])

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

S-2: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ([Ar])

([Ne])

Compuestos iónicos • Alto punto de fusión • Alta conductividad eléctrica en estado fundido • Formados por elementos con EN muy diferentes ΔEN

T fusión (° C)

Conductivid eléctrica

NaCl

2,1

800

100

MgCl2

1,7

700

25

AlCl3

1,5

200

0,0002

SiCl4

1,2

-70

0

PCl3

0,9

-100

0

0

-100

0

Cl2

Teoría de Lewis del enlace covalente Enlace covalente: par de electrones compartidos entre dos átomos

Lewis

Ejemplo: molécula de H2

Enlace covalente Resulta de compartir los electrones entre dos átomos

Ejemplo Formación de la molécula de flúor (F2):

F F Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando dos átomos forman una molécula comparten un par de electrones.

Regla del octeto En la formación de enlaces covalentes, los átomos tratan de completar sus octetos compartiendo pares de electrones.

F F F F

: Par de electrones “en la unión” o par ligante : Par de electrones “libres”, o par solitario

Enlaces múltiples Enlace simple: dos átomos comparten un par de electrones Orden de enlace (OE) = 1

N N

Enlace doble: dos átomos comparten dos pares de electrones Orden de enlace (OE) = 2

N N

Enlace triple: dos átomos comparten tres pares de electrones Orden de enlace (OE) = 3

N N

Un enlace triple es más fuerte que uno doble y éste que uno simple

Energía de disociación de enlace (D) E necesaria para romper un mol de enlaces H2(g) →2H(g)

D(H-H)=434 KJ/ mol

H2O(g) →H(g)+OH(g)

D(H-OH)=500 KJ/ mol

OH(g) →H(g)+O(g)

D(O-H)=424 KJ/ mol

HOOH →H(g)+HOO(g)

D(H-OOH)=431 KJ/ mol

D(H-CH3) = 431 KJ/ mol D(H-CH2CH3) = 401 KJ/ mol D(H-C(CH3)3) = 376 KJ/ mol - Energías de disociación C-H entre 375 y 435 KJ/ mol - Energías de enlace casi constante (propiedad intrínseca de los dos átomos unidos y poca influencia del entorno )

Energía de enlace (D)

Longitud de enlace

H-H

434 KJ/mol

74 pm

H-F

565 KJ/mol

92 pm

F-F

159 KJ/mol

143 pm

C-C

347 KJ/mol

154 pm

C=C

614 kJ/mol

134 pm

CΞC

839 KJ/mol

121 pm

O=O

498 KJ/mol

121 pm

NΞN

945 KJ/mol

110 pm (1 pm = 10-12 m)

Longitud de enlace: distancia entre los centros de los átomos unidos por un enlace covalente

Polaridad de enlaces covalentes → Indica que los electrones del enlace son más atraídos por uno de los dos átomos • Moléculas diatómicas homonucleares (p. ej. H2, O2, F2): enlace covalente no polar • Moléculas diatómicas heteronucleares (p. ej. HF, HCl, CO, NO): enlace covalente polar Enlace compuesto por dos átomos distintos: Æ diferencia de electronegatividades Æ polaridad

Modelo iónico

Modelo covalente POLAR

NO POLAR

Aumento en la diferencia de electronegatividad Transición gradual de modelo iónico a modelo covalente: • enlace iónico: ΔEN > 1,7 • enlace covalente polar: 0 < ΔEN < 1,7 • enlace covalente no polar: ΔEN = 0

Modelo iónico

Modelo covalente

Aumento del poder polarizante del catión y de la polarizabilidad del anión

Momento dipolar El momento dipolar (μ) es el producto entre la carga y la distancia que separa los núcleos:

μ=qxr

H

F

Se indica con un vector con origen en el centro de carga positiva Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2): no poseen momento dipolar Moléculas diatómicas heteronucleares (HF, HCl, CO, NO): generalmente poseen momento dipolar

μ de moléculas poliatómicas Tener en cuenta: • La ΔEN para cada enlace (hay un vector por cada enlace) • La geometría 3D de la molécula

CO2

μ=0

H2O

¿Y para el CH4 cómo será?

Estructuras de Lewis

μ≠0

Reglas 1. Elegir el átomo central (en general es el menos electronegativo). Nunca H! 2. Distribuir los otros átomos alrededor del central (en general de manera simétrica) 3. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos 4. Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones) 5. Distribuir los otros electrones completando 8 en cada átomo.

6. Si no alcanzan los electrones, hacer uniones múltiples.

Aniones: agregar electrones a los átomos más electronegativos Cationes: quitar electrones a los átomos menos electronegativos

Ejemplo 1: tetracloruro de carbono (CCl4) 1. El C es el átomo central 2. Los Cl se sitúan alrededor de éste 3. Nro de e- de valencia: 4 + 4x7 = 32 (16 pares) 4. Enlaces simples 5. Completar los e- que faltan (en este caso 24)

Cl Cl

C Cl

Cl

Ejemplo 2: amoníaco (NH3) 1. El N es el átomo central 2. Los H se sitúan alrededor de éste 3. Nro de e- de valencia: 5 + 3x1 = 8 (4 pares) 4. Enlaces simples 5. Completar los e- que faltan (en este caso 2, que son un par no compartido del N)

H

N

H

H

Ejemplo 3: dióxido de carbono (CO2) 1. El C es el átomo central 2. Los O se sitúan alrededor de éste 3. Nro de e- de valencia: 4 + 2x6 = 16 (8 pares) 4. Enlaces simples 5. Completar los e- que faltan (en este caso 12)

O

C

O

6. Pero: el C no completó sus 8 e-!

Entonces: enlaces dobles

O

C

O

Ejemplo 4: ión nitrito (NO2-) 1. El N es el átomo central 2. Los O se sitúan alrededor de éste. Dado que el O es más EN que el N, uno de éstos tendrá un e- de más (por la carga (-1) del ión) 3. Nro de e- de valencia: 5 + 2x6 +1 = 18 4. Enlaces simples 5. Completar los e- que faltan (en este caso 14)

O

N

O

-1

6. Pero: el N no completó sus 8 e-! Entonces: un enlace doble

O

N

O

-1

Excepciones a la regla del octeto 1) Octeto incompleto (deficiencia de e-): • Se da en elementos del grupo 13/III (B, Al) y en Be. • Las estructuras pueden tener octetos incompletos o con átomos de halógeno como puentes.

Ej: BF3

F

B F

El B tiene 6 electrones

F

Excepciones a la regla del octeto 2) Expansión del octeto: • Para átomos de elementos del período 3 y posteriores • Tienen orbitales “d” de baja energía disponibles

Ej: PF5

F F

F P F

F

El P tiene 10 e-

Otras: SF6, SO3, H2SO4, etc

Excepciones a la regla del octeto 3) Radicales: • Son especies que tienen electrones con espines no apareados • Número impar de electrones

Ej: NO2

O

N

O no tiene edesap

Reacción: 2 NO2 == N2O4 tiene edesap

Resonancia Estructura de Lewis del ión nitrato (NO3-)

-

O O

N

O

-

O O

N

O

-

O O

N

O

Sin cambiar los átomos, hay más de una forma de distribuir los electrones y todas tienen la misma energía!!!

Experimentalmente no se observan enlaces diferentes (todos tienen un OE entre 1 y 2). ⇒ RESONANCIA La estructura real de la molécula es un híbrido de resonancia entre las tres.

Resonancia • La resonancia es una combinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones.

• Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y da como resultado una energía más baja.

Híbrido de resonancia: estructura combinada de las estructuras de Lewis participantes

Ejemplo: ozono (O3)

O

O

O

O

O

O

La estructura verdadera es el híbrido de resonancia de las dos estructuras de Lewis

Carga formal Me permite decidir cuál es la estructura de Lewis más estable: Cargas formales más pequeñas ⇒ estructura más estable Electrones Electrones de valencia presentes como del átomo libre pares libres

Carga formal

=

V

- (

L

+

Electrones compartidos

C/ 2

)

• Los electrones libres (no compartidos) le corresponden exclusivamente al átomo que los posee.

• Los electrones compartidos se dividen por partes iguales entre los átomos unidos.

Elimina la polaridad de los enlaces

Ejemplo Calcular la carga formal en el dióxido de carbono CO2 1.- Estructura de Lewis 2.- Elegir un átomo 3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo libre (V), electrones presentes como pares libres (L) y electrones compartidos (C).

4.- Calcular la carga formal = V - L - C / 2 1

2

O C O

O1: CF = 6 – 4 – 4/ 2 = 0 C: CF = 4 – 0 – 8/ 2 = 0 O2: CF = 6 – 4 – 4/ 2 = 0

Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRPEV)

• Regiones de alta densidad de e-: enlaces (simples o múltiples) y pares solitarios

• Las regiones de alta densidad de e- se repelen entre sí y se disponen alrededor del átomo central de modo de minimizar las repulsiones.

Eso condiciona la geometría electrónica de la molécula

Cómo se ubican las densidades electrónicas alrededor del átomo central

lineal

bipirámide triangular

054_VSEPR.mov

triangular plana

octaédrica

tetraédrica

bipirámide pentagonal

Par de electrones libres (par solitario): contribuye a la geometría electrónica, pero no se considera en la descripción de la geometría molecular

Estructura de Lewis

Número de grupos de electrones en el átomo central

Geometría de los grupos de electrones

Nro. de pares libres de eNro. de enlaces

Geometría de la molécula

Número de grupos de electrones

Geometría electrónica

Número de pares libres

Notación RPEV

Geometría Molecular

Angulos de enlace ideales

lineal lineal trigonal plana trigonal plana trigonal plana angular

tetraédrica tetraédrica

tetraédrica pirámide triangular

tetraédrica angular bipirámide triangular bipirámide triangular

Ejemplo

bipirámide triangular subibaja

bipirámide triangular forma de T

bipirámide triangular lineal

octaédrica octaédrica

octaédrica

pirámide de base cuadrada

octaédrica

cuadrada plana

Moléculas polares y no polares

Teoría del Enlace de Valencia (Orbitales híbridos)

Hibridaci贸n sp

056_Hybridization.mov

Hibridaci贸n sp2

Hibridaci贸n sp3

orbital h铆brido sp3

Posici贸n del orbital

Tetraedro

Hibridaciones sp3d y sp3d2

híbrido sp3d híbrido sp3d2 Posición

Orbitales σ

Posición

Orbitales Ď&#x20AC;

C2H6

C2H4

C2H4

C2H2

Orbitales Moleculares por Combinaci贸n Lineal de Orbitales At贸micos (OM- CLOA) Ej: orbitales 1s del H

Diagrama para la molécula de H2

¿Existe la molécula He2?