1 el enlace químico profesora: clara turriate manrique

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El enlace químico

Profesora: Clara Turriate Manrique

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Enlace Químico¿Por qué se unen los átomos? ¿Qué fuerzas hacen posible que los átomos individuales se agrupen para formar moléculas?¿Estas fuerzas son las mismas para todas las moléculas?.¿Porque las sustancias se componen de iones y otras de moléculas?

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El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los iones, a los

átomos y a las moléculas.

Los átomos tienden a minimizar su energía formando una configuración de “capa cerrada” como la de los gases nobles.

ns2 np6

Para ello existen dos posibilidades:

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1. Perder o ganar electrones para formar iones. Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen electrostáticamente para formar compuestos iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están unidos por un “enlace iónico”.

2. Compartir los electrones con otros átomos. Los átomos se combinan entre ellos formando moléculas. Los átomos de una molécula están unidos por “enlaces covalentes”.

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ENLACE IÓNICO –

ENLACE COVALENTE

IÓNICO

COVALENTE

COVALENTE POLAR

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ENLACE IÓNICOENLACE COVALENTE

NO POLAR POLAR

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¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o comparten?????

Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen como electrones de valencia y son los que participan de los enlaces químicos.

Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales cada punto representa un electrón de valencia.

¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten?????

Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia.

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Símbolos de puntos de LewisSímbolos de puntos de Lewis

Los elementos de los grupos 1A y IIA tienden a perder e-, mientras que los elementos de los gruposVIA y VIIA tienden a ganar e-. Cuando se encuentran átomos de los grupos IA, IIA, VIA y VIIA, forman compuestos iónicos

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Clasificación de los enlaces Interatómicos

Iónico o electrovalente

Covalente y metálico

Intermoleculares

Vander Waals

Puente de hidrógeno

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TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

0,5 1,7

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Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente

Compuestos iónicos

Pierde 1 e-

Gana 1 e-

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Na · Na+ + e- Sodio ión sodio (catión)

Cl (7e-) + e- Cl- (8e-) cloro ión cloro (anión)

·Ca· Ca+2 + 2e- calcio ión calcio (catión)

O (6e-) + 2e- O-2 (8e-) oxígeno ión oxígeno (anión)

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Li + F Li+ F -

El enlace iónico

1s22s1

1s22s22p5 1s2 1s22s22p6

[He] [Ne]

Li Li+ + e-

e- + F F -

F -Li+ + Li+ F -

Cristales

Estructuras de Lewis

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Molécula – un ágregado de 2 o más átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.

Moléculas o Compuestos MolecularesMoléculas o Compuestos Moleculares

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COMPUESTOS IÓNICOS1. 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 COVALENTES1. 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.

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Enlace iónico

Formación de un cristal iónico

La fuerza que mantiene unidos actúan en todas las direcciones, de modo que cada Ion positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.

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ENLACE IÓNICO

METALESNOMETALES

FORMULAGENERAL

IONESPRESENTES

EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII AIII A

+++

VII AVII AVII A

MXMX2

MX3

(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)

LiBrMgCl2GaF3

547708800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

M2XMXM2X3

(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)

Li2OCaOAl2O3

>170026802045

I AII AIII A

+++

V AV AV A

M3XM3X2

MX

(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)

Li3NCa3P2

AlP

8431600

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Energía reticular en los compuestos iónicos (Hreticular)

Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la energía reticular corresponde a la reacción:

Na+(g) + Cl–(g) NaCl(s) Hreti (-)

Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.

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Energía de red (E) aumenta como Q

aumenta y/ocomo r disminuye.

cmpd Energía de red

LiFLiCl

1036

853r F

- < r Cl-

E = kQ+Q-

r

Q+ es la carga en el catión

Q- es la carga en el anión

r es la distancia entre los iones

Energía de red (Hred ) es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

NaCl(s) Na+(g) + Cl–(g) Hred(+)

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Ley de Hess

En 1846 el químico Suizo G.H. Hess enuncio lo siguiente:

Ley de Hess

“ La energía térmica emitida o absorbida en un cambio dado es igual, aunque este ocurra en un paso o en varios pasos”

El ciclo de Born Haber es una aplicación de la Ley de Hess.

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Ciclo de Born-Haber para determinar energías de red

Hf = H1 + H2 + H3 + H4 + H5o ooooo

ΔH reticular = ΔH°5

ΔH reticular = -ΔH red

f

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Ciclo de Born y HaberDeterminar la energía reticular en la formación del NaCl. Dado los datos siguientes:

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ)

Na (s) Na (g) (Hsubl = +107,8 kJ)

½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ)

Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348,8 kJ)

Na (g) Na+ (g) (AHEI = + 495,4 kJ)

Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)

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Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ)

Na (s) Na (g) (Hsubl = + 107,8 kJ)

½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ)

Cl (g) Cl– (g) (HAE = –348,8 kJ)

Na (g) Na+ (g) (HEI = +495,4 kJ)

Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret i = ?)

De donde puede deducirse que:Hret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)

HretHret = –411,1 kJ – (107,8 kJ + 121,3 kJ –348,8 kJ + 495,4 kJ) = –786,8–786,8 kJ kJ

Solución.-

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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.

Molécula de Agua H2O

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Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico

F F+

7e- 7e-

F F

8e- 8e-

F F

F F

Estructura de Lewis del F2

lone pairslone pairs

lone pairslone pairs

Enlace covalente simple

Enlace covalente simple

Lone pair: par electrónico no enlazante

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8e-

H HO+ + OH H O HHor

2e- 2e-

Estructura de Lewis del agua

Enlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones

Enlace covalente simple

O C O o O C O

8e- 8e-8e-Enlaces dobles Enlaces dobles

Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones

N N8e-8e-

N N

Enlace tripleEnlace triple

o

9.4

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Enlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinado

H+

+

Ión amonio

(ión molecular o poliatómico)

Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

1. Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.

2. Número de electrones que forman octetos (excepción el hidrógeno)

3. Numero de electrones que forman enlace4. Número de enlaces5. Se dibuja una estructura esquemática .6. Se distribuyen los e- de forma que se complete

un octeto para cada átomo.7. Carga formal

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Cargas formales

Para determinar cargas formales sobre los átomos:

Carga

Formal=

Número e

Capa valencia

- Número e

Desapareados

+Mitad e

compartidos

La carga formal total para un compuesto es cero, para un ion es igual a la carga del ion

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En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula:

Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable: El valor de Cf sea mas proximo a 0 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo

C OH H

H

H

HH OC

H H

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Estructuras de Lewis

C OH H

H

H

I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)=

0- Para O: Cf= 6-(4+4/2)=

0II) HH OC

H H

- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Correcta!

Otro ejemplo:

C N - Para C: Cf= 4-(2+6/2)=

-1- Para N: Cf= 5-

(2+6/2)= 0

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Estructuras de Lewis de moléculasEstructuras de Lewis de moléculas

AmoníacoAmoníaco AguaAgua

Tetracloruro Tetracloruro de carbonode carbono

Acido acéticoAcido acético

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Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión.

A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

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En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye

por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la

verdadera estructura una mezcla de las tres.

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Condiciones para escribir formas resonantes:

1.      Para pasar de una forma resonante a otra

solamente puedo mover electrones, nunca átomos.

2.    Todas las estructuras resonantes que yo

escriba deben ser estructuras de Lewis válidas.

3.     Las estructuras resonantes deben poseer el

mismo número de electrones desapareados.

4.    Las estructuras resonantes más importantes

son las de menor energía potencial.

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(N,N-dimetilamino)piridinaDMAP

Nitrometano

Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP, ozono.

O

OO

Ozono

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Ejercicio: Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual (1.2 Å) del nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho?

La molécula de nitrometano es un híbrido de resonancia de dos especies idénticas. El enlace N-O ni es simple ni doble, tiene un carácter intermedio en ambos extremos.

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Estructuras de LewisExcepciones a la regla del OctetoExcepciones a la regla del Octeto

Hay tres clases de excepciones a la regla del

Octete:

a) Moléculas con nº de e- impar.N O NO (5+6=11 e- de valencia)

Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

BF

FF

Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

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Estructuras de Lewis

c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos.

PCl5 XeF4

nº de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

nº de e- de v 8+7x4= 36 e-

XeF

F F

F

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles

para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares

de e- extras.

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Parámetros de enlacea) Energía de enlace es la energía

requerida para romper un enlace H2(g) + EE- H + H

b) Longitud de enlace (L) es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazado

L

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c) Angulo de enlace es el ángulo interno producto de la intersección entre dos líneas trazadas desde los núcleos de dos átomos enlazaos a un átomo central.

(b) Y (c) determinan el tamaño y la forma de la molécula.

NH3 H2O

107° Y 104,5°

La longitud y el ángulo de enlace puede medirse utilizando técnicas de rayos x

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PARÁMETROS DE ENLACE

EnlaceLongitud típica

(A)Momento

dipolar (D)

Energía de disociación (kcal/mol)

C-H 1.07 0.40 99

X-H1.01(N) 0.96(O)

1.31(N) 1.51(O)

93(N) 111(O)

C-C 1.54 0 83

C=C 1.33 0 146

CC 1.20 0 200

C-N 1.47 0.22 73

C=N 1.30 1.90 147

CN 1.16 3.50 213

C-O 1.43 0.74 86

C=O 1.23 2.30 184

C-Cl 1.78 1.46 81

C-Br 1.93 1.38 68

C-I 2.14 1.19 51

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Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos

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Enlaces sigma () y Pi ()

Enlace sencillo 1 enlace sigma

Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi

Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi

¿Cuántos enlaces y están en la molécula deácido acético ( vinagre) CH3COOH?

C

H

H

CH

O

O H enlaces = 6 + 1 = 7

enlaces = 1

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GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA

Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones

eléctricas entre ellos

Cuatro pares de e- rodeando el átomo de nitrógeno. Se dirigen hacia los vértices de un tetraedro

(Geometría electrónica)

Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal

(Geometría molecular)

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Dos pares de e enlazados: Molécula lineal

Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana

Cuatro pares de e:

Molécula tetraédrica

Cuatro enlazados

Molécula piramidal

Tres enlazados

Molécula angular

Dos enlazados

No enlazado- No enlazado

No enlazado- Enlazado

Enlazado- Enlazado

Repulsión entre pares de electrones< <

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Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular

Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

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En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

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Polaridad de los enlaces y las moléculas