Enlace quimico

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 ﾃ》omos iguales

puede darse entre

ﾃ》omos diferentes

En los cuales

En los cuales

La diferencia de E.N.

La diferencia de E.N.

Cero

Diferente de cero

y el enlace es Covalente puro o no polar ejemplo.

H2; Cl2; N2

y el enlace puede ser covalente polar Diferencia de E.N. Entre 0 y 1,7

iﾃｳnico 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

FORMULA GENERAL

IÓNICO 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 σ

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

Cl EN=2,9 . .

. .

H. + .Cl:

. . δHδ+ :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 nĂşmero de enlaces como sigue: NĂşmero de enlaces = (Elect. de enlace/2) 5.- Determine el nĂşmero 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 sp

2

• 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 sp

3

•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 excepci贸n se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un 谩tomo, 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 entre los pares de electrones.

Los electrones totales se determinan así: 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.

Ejemp.

2

2

0

Lineal

3

3

0

Trian.Plana

3

2

1

Angular

0 1 2

Tetrahe.

CH4 Trigo.Piramid NH3 Angular H 2O

4 4 4

4 3 2

HgCl2 BF 3 SnCl2

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 • La polaridadPOLIATOMICAS 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

Estructura dipolar

Hidrógeno Cloro Cloruro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno Monóxido de carbono Dióxido de carbono Agua

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 0 B F

F

FORMULA AX

GEOMETRIA MOLECULAR Lineal

AX2

Lineal

MOMENTO DIPOLAR Puede no ser cero Cero

Angular AX3

Puede no ser cero Trigonal plana Cero Pirรกmide 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 Bipirรกmide trigonal Pirรกmide 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

Estructura dipolar

Hidrógeno Cloro Cloruro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno Monóxido de carbono Dióxido de carbono Agua

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

Sulfuro de hidrógeno Cianuro de hidrógeno Amoniaco

S

H H 0.97 H – C ≡ N 2.98 N 1.47 H H H

Trifluoruro de boro

F 0 B F

F

FORMULA AX

GEOMETRIA MOLECULAR Lineal

AX2

Lineal

MOMENTO DIPOLAR Puede no ser cero Cero

Angular AX3

Puede no ser cero Trigonal plana Cero Pirรกmide 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 Bipirรกmide trigonal Pirรกmide cuadrada Octaedrica

Cero Puede no ser cero Cero Puede no ser cero Cero

ENLACE METALICO Los รกtomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metรกlico.

Los รกtomos 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 energ铆a de atracci贸n entre dos iones con cargas opuestas es directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separaci贸n.

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 iones

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: δ+ del átomo de una molécula con respecto a la carga δ- 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 δ+ δδ+ δI ---- Cl . . . . I ---- Cl δ+ δδ+ δBr ---- 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 fuerzas tienen su origen DE LONDON

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 hidr贸geno

F- . . . . H + H+

FF- . . . . H + n

EL ENLACE DE HIDROGENO H H

O

H

O H

H

H

H

hielo

agua

O

O

H H

O

O

H

H

H

O

H

O

H

H

H