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Tema 3_2. ENLACE QUMICO Fuerzas de Coulomb: Una visin simplificada del enlace
FORMACIN DE UN ENLACE
Las cargas opuestas se atraen entre s (atraccin de Coulomb) Los electrones tienden a distribuirse en el espacio (intercambio electrnico)
RJTexto escrito a mquina
RJTexto escrito a mquina
RJTexto escrito a mquina
RJTexto escrito a mquinabreves apntes
RJTexto escrito a mquina
RJSello
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Fuerza de enlace Longitud de enlace
LEY DE COULOMB:
Las cargas opuestas se atraen con una fuerza inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los centros de las cargas.
Energa frente a radio atmico de una molcula de
hidrgeno
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Dos posibilidades de formacin de enlaces:
tomos tomos
COMPARTICIN DE ELECTRONES
TRANSFERENCIA DE UN ELECTRN
molcula catin anin ENLACE COVALENTE ENLACE INICO
tomos tomos
COMPARTICIN DE ELECTRONES
TRANSFERENCIA DE UN ELECTRN
molcula catin anin ENLACE COVALENTE ENLACE INICO
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TORA DE LEWIS. LA REGLA DEL OCTETE Gases nobles: configuracin electrnica de capa cerrada
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Formacin de enlaces inicos:
Formacin de enlaces covalentes:
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Mediante prdida de electrones tomos metlicos (alcalinos y alcalinotrreos) energa de ionizacin baja formacin de cationes
Mediante adquisicin de electrones tomos no metlicos (anfgenos y halgenos) afinidad electrnica elevada formacin de aniones
ENLACE INICO Transferencia de electrones (Kossel, 1916)
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Combinacin de un metal y un no metal: CLORURO SDICO
e-
Na+
Cl-
Poco electronegativo
Muy electronegativo
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Naturaleza del enlace inico
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Transformacin directa
Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl
Calor de formacin:
Energa que se desprende, o se absorbe, al formarse un mol de un compuesto qumico a partir de sus elementos constituyentes, estando todos ellos (el compuesto inclusive) en el estado ordinario en que se
encuentran a temperatura ambiente y presin atmosfrica
Hf = -390,4 kJ/mol
calor de formacin negativo
proceso exotrmico
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Atomizacin del sodio
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl
kJ
H= +108,7 kJmol-1
energa de sublimacin
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Atomizacin del cloro
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
kJ
Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl
H = +119,9 kJmol-1
1/2 energa de disociacin
-
+
Primera ionizacin del sodio
e- e- e-
e- e-
e- e- e- e- e
- e-
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
kJ
Na+(g) + Cl(g)
Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl
H = +495,3kJmol-1
primera energa de ionizacin
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Primera afinidad electrnica del cloro
e- - Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na+(g) + Cl(g)
Na+(g) + Cl-(g)
Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl
kJ H = -349,5 kJmol-1
afinidad electrnica
-
- - -
- -
+ + +
+
Formacin de cloruro sdico
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na+(g) + Cl(g)
Na+(g) + Cl-(g)
NaCl(s)
Aspectos energticos del enlace inico
kJ
Ciclo de Born-Haber del NaCl
H = -390,4 kJmol-1
-
- - -
- -
+ + +
+ Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na(s) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + 1/2 Cl2(g)
Na(g) + Cl(g)
0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800
-400 -300 -200 -100
Na+(g) + Cl(g)
Na+(g) + Cl-(g)
NaCl(s)
Energa reticular del cloruro sdico H = -764,9 kJmol-1
Ciclo de Born-Haber del NaCl Aspectos energticos del enlace inico
kJ
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Ciclo de Born-Haber del NaCl
Aspectos energticos del enlace inico
Energa reticular (U0): Energa que se libera cuando el nmero adecuado de aniones y de cationes en estado gaseoso condensan para formar un mol del compuesto inico en
estado slido
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ENLACE COVALENTE
tomo 1 tomo 2 molcula
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ENLACE COVALENTE Teora de Lewis y formacin de enlaces
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ENLACE COVALENTE Teora de Lewis y formacin de enlaces
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ENLACE COVALENTE Enlace entre dos tomos de hidrgeno
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PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE Orden de enlace
O.E. = n e- enlazantes - n e- antienlazantes
2
H2+ H2 HF HCl HBr HI N2 O2 F2 Cl2 I2 d() 1.06 0.74 0.92 1.27 1.41 1.60 1.09 1.21 1.44 1.99 2.67
Distancia de enlace Separacin internuclear entre los dos tomos enlazados; es decir, en el mnimo de la curva de energa potencial molecular
radio covalente radio de Van der Waals
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PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE Fuerza de enlace Energa de disociacin del enlace
Diferencia de energa entre el mnimo de la curva de energa potencial de la molcula diatmica y la energa de los tomos separados
Entalpa de disociacin del enlace Variacin de entalpa para la reaccin de disociacin A-B(g) A(g) + B(g)
B/kJ mol-1
C-C 347 Si-C 301 Ge-C 242
Elementos sin electrones sin compartir
VARIACIN DE LAS ENTALPAS DE ENLACE EN LA TABLA PERIDICA
B/ (kJ mol-1) B/ (KJ mol-1) N-O 163 C-Cl 326 P-O 368 Si-Cl 401
As-O 330 Ge-Cl 339
Sn-Cl 314
Elementos con pares de electrones libres
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ELECTRONEGATIVIDAD
tomos electronegativos tendencia a atraer electrones tomos electropositivos tendencia a perder electrones
Capacidad de un tomo para atraer hacia s los electrones, cuando forma parte de un compuesto
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ELECTRONEGATIVIDAD
= EAB 1/2 (EAA + EBB) | XA XB | = 0,0102
Pauling
(kJ/mol)
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ELECTRONEGATIVIDAD Robert Mulliken
tendencia a adquirir electrones
tendencia a perder electrones
XPauling = 1,35 ( XMulliken) - 1,37
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MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar
1 Debye = 3,336 . 10-30 C.m
Momento dipolar de enlace
Las molculas que tienen enlaces covalentes polares tienen tomos cargados positivamente y otros negativamente.
Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los tomos cuya direccin es la lnea que une ambos tomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al ms electronegativo).
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MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN
Momento dipolar de enlace
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MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar de molcula
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MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar de molcula
BF3
CO2
CH4
H2O
NH3
Suma vectorial de los momentos de enlace existentes en una molcula
Carcter inico de un enlace
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MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN
Polarizacin y polarizabilidad
Momento dipolar inducido polarizabilidad
Polarizacin en un enlace inico
experimental(NaCl) = 9 D % enlace inico 79,5%
terico(NaCl) = 11,33 D
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Captulo 4. ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de tomos
Estructuras de Lewis de iones
cationes aniones
Estructuras de Lewis de molculas
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas
Para elementos del segundo perodo esto conduce a la adopcin de la estructura 2s2 2p6 (regla del octete)
REGLA n 1: Dibujar el esqueleto molecular tomo central:
Mayor valencia Mayor tamao Menos electronegativo
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 2: Contar el nmero total de electrones de valencia disponibles
se aade un electrn por cada carga positiva se resta un electrn por cada carga negativa
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 3 (REGLA DEL OCTETE): Representar todos los enlaces covalentes mediante dos electrones compartidos,
asignando al mayor nmero posible de tomos un octete electrnico (el hidrgeno requiere dos electrones).
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 3 (REGLA DEL OCTETE): Representar todos los enlaces covalentes mediante dos electrones compartidos,
asignando al mayor nmero posible de tomos un octete electrnico (el hidrgeno requiere dos electrones).
Regla del octete: en todos los casos los tomos de carbono estn rodeados de 8 electrones
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 4: Asignar cargas a los tomos
de la molcula. Par no enlazante dos electrones Par enlazante un electrn
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ESTRUCTURAS DE LEWIS
Estructuras de Lewis de compuestos inicos Carga global cero (el nmero de electrones perdidos por un tomo es
igual al nmero de electrones ganados por el otro tomo). La estructura de Lewis del compuesto inico se construye a partir de la estructura de Lewis de cada ion.
Ejemplo: fluoruro de litio
Estructuras de Lewis de compuestos covalentes
Ejemplo: fluoruro de hidrgeno
Ejemplo: amonaco
Ejemplo: oxgeno molecular
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ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de compuestos covalentes
solapamiento solapamiento
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RESONANCIA
Las distancias de enlace Ocentral-Oterminal son idnticas (1.28 ). Este valor es intermedio entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 ) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 ).
= cI I+ cII II
hbrido de resonancia Dos consecuencias: a) promediar las caractersticas de los enlaces de la molcula b) reducir la energa del hbrido en resonancia, de manera que sta ser siempre inferior a la de cualquier estructura contribuyente.
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RESONANCIA
= cI I+ cII II cI cII
La estructura resonante que posee la menor energa es aquella en la que: 1) las cargas formales sobre los tomos individuales son las ms bajas 2) los tomos ms electronegativos soportan las cargas negativas
y los menos electronegativos las positivas. Ejemplos: NO3 y BF3.
O carga formal -1 N carga formal +2
O (=) carga formal 0 O () carga formal -1
N carga formal +1
Carga formal = Nvalencia - Npares no compartidos - 1/2Npares compartidos
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CARGA FORMAL Carga formal = [N e- valencia tomo libre] - [ N e- valencia asignados en la molcula ]
Los pares de electrones solitarios resultantes de la formacin de los octetes correspondientes alrededor de cada tomo, le pertenecen exclusivamente. Electrones compartidos en enlaces se dividen para cada tomo involucrado en la unin.
[Electrones de valencia] = [pares de e- solitarios] + 1/2 [e- compartidos]
[Electrones de valencia del O] =7 [Electrones de valencia del S] =4
[Carga formal O] = 6e- - 7e- = -1
[Carga formal S] = 6e- - 4e- = +2
[Carga formal Oxig. doble enlace] = 6e- - 6e- = 0
[Carga formal Oxig. simple enlace] = 6e- - 7e- = -1
[Carga formal S] = 6e- - 6e- = 0
Los tomos en la molcula tratan de adquirir cargas formales lo ms cercanas a cero, Cualquier carga negativa (-) debe residir en el tomo de mayor electronegatividad.
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NMERO DE OXIDACIN Nmero de oxidacin = carga inica efectiva que tendra un tomo si el par de
electrones del enlace perteneciera al tomo ms electronegativo.
Nmero oxidacin OXGENO = -2 (un par de electrones ms de los que presenta en su capa de valencia en su estado libre) Nmero oxidacin NITRGENO = +5 (no contara con ningn electrn)
La suma de los nmeros de oxidacin de todos los tomos es igual a la carga total. Los tomos en su forma elemental tienen nmeros de oxidacin iguales a cero. Los tomos de los elementos del grupo 1 poseen el nmero de oxidacin +1. Los del grupo 2 el nmero de oxidacin +2. Los del grupo 13, excepto el B, poseen los nmeros de oxidacin +3 y +1. Los del grupo 14, excepto el C y el Si, poseen los nmeros de oxidacin +4 y +2. El hidrgeno presenta nmero de oxidacin +1 en sus combinaciones con los no metales y 1 cuando se combina con los metales. El oxgeno posee nmero de oxidacin 2. Los halgenos poseen el nmero de oxidacin 1.
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TEORA RPECV: Teora de la repulsin de los pares de electrones de la capa de valencia
H2O
CH4
SF6
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TEORA RPECV: Sidgwick y Powell - Gillespie y Nyholm ndice de Coordinacin Electrnico (ICE):
nmero de direcciones donde se acumula la densidad electrnica
Los enlaces y los pares se sitan de forma que estn
lo ms alejados posible entre s
pares solitarios pares de doble enlace
pares de enlace sencillo
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TEORA RPECV: Reglas
lineal
angular
plana trigonal
pirmide trigonal
tetradrica
planocuadrada
pirmide cuadrada
bipirmide trigonal
octadrica
a) Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos. Las geometras ideales son: N de pares de electrones Geometra 2 Lineal (AB2) 3 Trigonal (AB3 o AB2E) 4 Tetradrica (AB4 o AB3E) 5 Bipirmide trigonal (AB5 o AB4E) 6 Octadrica (AB6 o AB5E)
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TEORA RPECV: Reglas b) Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:
PNC-PNC > PNC-PE > PE-PE siendo PNC = Par no compartido y PE = par de enlace.
Los pares solitarios, los enlaces mltiples y los tomos menos electronegativos tienden a situarse alejados entre si y respecto de los otros pares de enlace
c) Los dobles enlaces ocupan ms espacio que los enlaces simples.
d) Los pares de enlace de elementos electronegativos ocupan menos espacio que los de elementos electropositivos.
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TEORA RPECV:
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TEORA RPECV:
2 pares electrnicos
CH4
4 pares electrnicos
3 pares electrnicos
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TEORA RPECV:
5 pares electrnicos
SF6
6 pares electrnicos
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TEORA RPECV:
Tres pares electrnicos (Geometra basada en un tringulo)
2 pares de enlace 1 par solitario
AX2E angular
SnCl2
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TEORA RPECV:
Cuatro pares electrnicos (Geometra basada en un tetraedro)
3 pares de enlace 1 par solitario
AX3E pirmide trigonal
NH3
2 pares de enlace 2 pares solitarios
AX2E2 pirmide trigonal
H2O
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TEORA RPECV:
Cinco pares electrnicos (Geometra basada en una bipirmide trigonal)
4 pares de enlace 1 par solitario
AX4E tetraedro deformado o balancn
SF4
2 interacciones de tipo par no compartido(PNC)- -par de enlace(PE) a 90 y otras dos a 120
3 interacciones PNC-PE a 90 y 1 PNC-PE a 180
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TEORA RPECV:
Cinco pares electrnicos (Geometra basada en una bipirmide trigonal)
4 pares de enlace 1 par solitario
AX4E tetraedro deformado o balancn
SF4
3 pares de enlace 2 pares solitarios
AX3E2 forma de T
ClF3
2 pares de enlace 3 pares solitarios
AX3E2 lineal
I3-
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TEORA RPECV:
Seis pares electrnicos (Geometra basada en un octaedro)
5 pares de enlace 1 par solitario
AX5E pirmide cuadrada
BrF5
4 pares de enlace 2 pares solitarios
AX4E2 plano-cuadrada
XeF4
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TEORA RPECV: Molculas con enlaces mltiples
2 enlaces 0 pares solitarios
AX2 lineal CO2
3 enlaces (cada carbono)
0 pares solitarios
A2X4 triangular plana
C2H4
5 enlaces 0 pares solitarios
AYX4 bipirmide trigonal
SOF4
4 enlaces 1 par solitario
AY2X2E balancn
XeO2F2
Al contar los pares electrnicos, un enlace mltiple se cuenta como uno sencillo
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TEORA RPECV: Molculas con enlaces mltiples
Los electrones de los enlaces mltiples ejercen una fuerza de repulsin mayor que los sencillos
El doble enlace acta de forma parecida a un par de electrones no-enlazante, reduce el ngulo de enlace