enlace quÍmico. curvas de energÍa de enlace dos átomos están enlazados cuando alcanzan un...
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ENLACE QUÍMICO
CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE
Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse.
Átomos de H alejados
Átomos de H enlazados
Distancia de enlace Energía de enlace
ENLACE IÓNICO
•SE DA ENTRE IONES DE DISTINTO SIGNO
•ENTRE ELEMENTOS MUY ALEJADOS EN EL S.P.con:ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICABAJA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Na Na+ + e- E.I
Cl + e- Cl- A.I.
ENLACE IÓNICO
• SE FORMAN REDES CRISTALINAS,
NO HAY MOLÉCULAS
• CADA ION SE RODEARÁ DEL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE IONES DE SIGNO CONTRARIO (NÚMERO DE COORDINACIÓN)
REDES CRISTALINAS
NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6
NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6
CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8
CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8
CaF2 TIPO FLUORITA 8:4
CaF2 TIPO FLUORITA 8:4
ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4
ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4
ENERGÍA DE RED
ECUACIÓN DE BORN- LANDÉ
)n1
1(r
ezzANU
221A
NA : Número de Avogadro
z: Carga de los iones
A: Constante de Madelung (depende de la geometría de la red
r: Distancia de equilibrio entre iones
n: Factor de compresibilidad (varía de 1 a 12)
La energía de red es proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de los mismos
CICLO DE BORN HABER
Na (s) + ½ Cl2 Na Cl (s)
Qf
Cl· (g) Cl- + Na+
Na (g)
S
I
½ D
A
U
ENERGÍAS ABSORBIDAS
ENERGÍAS DESPRENDIDAS
QF = S+ ½ D + A + I + U
CICLO DE BORN HABER
SOLUBLES EN AGUA
SOLVATACIÓN DE IONES
• Solubles en agua
• Conductores en disolución o fundidos
FRAGILIDAD
TENSIÓN
LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS
Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.
ENLACE COVALENTE
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de
pares de electrones.G. N. Lewis
Molécula de Hidrógeno: H2
Tipos de enlaces covalentes:
ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS
ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS
Cl Cl
O O
O HH
Cl Cl
OO
H O H
N H
H
H
H
+
H
N HH
H
+
REGLA DEL OCTETO
Cl2
O2
H2O
NH4+
ESTRUCTURAS DE LEWIS
REGLA DEL OCTETO
H
C
H
C
H
H
H
C
H
O
H O N O
C2H4
HNO2C2H4O2
CH2O
H C
H
H
C
O
O
H
ESTRUCTURAS DE LEWIS
OCTETO AMPLIADO
O
S OO
O
H H PCl
ClCl
ClCl
H2SO4 PCl5
ESTRUCTURAS DE LEWIS
RESONANCIA
H O N O
O- N O
HNO2 NO2- H+
O- N O
O N -O O N O
C
O
OOC
O
OO
C
O
OO
ANIÓN CARBONATO
C
O
OO
2-
Las estructuras resonantes sólo se diferencian en la distribución de los electrones, no en la de los núcleos
TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA.
N. Sidgwick H. Powell
PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO
2 LINEAL BeCl2
3TRIGONAL
PLANABF3
4 TETRAÉDICA CH4
TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA.
N. Sidgwick H. Powell
PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO
5BIPIRÁMIDE TRIGONAL
PCl5
6 OCTAÉDRICA SF6
ORDEN DE LAS FUERZAS DE REPULSIÓN
P.S-P.PS. > P.S.-P.E. > P.E-P.E.
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V)
L. Pauling. The Nature of Chemical Bonding (1931)
• Los electrones compartidos pertenecen a los orbitales de los átomos implicados
• Electrones en un mismo orbital tienen spines antiparalelos
• Un átomo forma tantos enlaces como electrones desapareados tenga (puede haber promoción)
SOLAPAMIENTO
Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace
H H
F F
Enlaces tipo SIMETRÍA CILÍNDRICA
Enlaces tipo ENLACES MÚLTIPLES
ENLACES DEL CARBONO
Configuración electrónica
1s
2s
2p
1s 2s 2p
px py pz
átomo de carbono en estado normal
Ener-gía
1s 2s 2p
átomo de carbono en estado excitado
PROMOCIÓN (PERMITE LA TETRACOVALENCIA)
px py pz
HIBRIDACIÓN sp3
GEOMETRÍA TETRAÉDRICA
s + 3p 4 sp3
HIBRIDACIÓN
METANO CH4
4 ENLACES
ETANO: HIBRIDACIÓN sp3
HIBRIDACIÓN sp2
GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA
s + 2p 3 sp2
HIBRIDACIÓN
ETENO: HIBRIDACIÓN sp2
ETENO: HIBRIDACIÓN sp2
HIBRIDACIÓN sp2
BENCENO C6H6
ENLACES
ENLACES
6 orbitales p
HIBRIDACIÓN sp
GEOMETRÍA LINEAL
s + p 2 sp
ETINO: HIBRIDACIÓN sp
ETINO: HIBRIDACIÓN sp
POLARIDAD DE LOS ENLACES
LOS ELECTRONES NO SIEMPE SON COMPARTIDOS AL 50% DEBIDO A DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE
MOMENTO DIPOLAR
)Debye(dq
Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace
MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNESEnlace Momento dipolar (D) Enlace Momento dipolar (D)
Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.
Aunque los enlaces sean polares, la geometría puede hacer que una molécula sea apolar si la suma de los momentos dipolares de los enlaces (vectores) es nula.
DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR)
TETRACLORURO DE CARBONO
Enlaces polares, molécula apolar
Cloroformo Agua Amoniaco
FUERZAS INTERMOLECULARES
•ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES
•DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS
• PUENTES DE HIDRÓGENO
• FUERZAS DE VAN DER WAALS
PUENTES DE HIDRÓGENO
SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS:
F H O H N H
ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES
La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas.
PUENTES DE HIDRÓGENO
Los puentes de hidrógeno hacen que en el hielo quede mucho espacio entre las moléculas de agua, más que en el agua líquida y por ello flota sobre ella
PUENTES DE HIDRÓGENO
ÁCIDO SALICÍLICO
PUENTES DE HIDRÓGENO
Los puentes de H también son responsables de la estructura espacial de muchas biomoléculas: proteínas, ADN, etc.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS
FUERZAS DE VAN DER WAALS
DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS
FUERZAS DE VAN DER WAALS
DIPOLO INDUCIDO - DIPOLO INDUCIDO
(FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON)
FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS
FUERZA RELATIVA DE LOS ENLACES
(En términos relativos, si se da valor 1 a la fuerza de unión Van der Waals).
Unión Van der Waals 1 (1-7 kJ/mol)
Unión por puente de hidrógeno 10 (8-40 kJ/mol)
Unión covalente 100 (125-1100 kJ/mol)
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS MOLECULARES
• BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
• NO CONDUCTORES
• SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD
AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL…
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS COVALENTES
FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE
• ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
•INSOLUBLES
DIAMANTE GRAFITO
conductividad eléctrica conductividad térmica ductilidad maleabilidad elasticidad dureza y densidad brillo metálico y opacidad estructuras cristalinas compactas:
• cúbica centrada en el espacio (cce) • cúbica compacta (cc)• hexagonal compacta (hc)
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS METALES
EMPAQUETAMIENTO COMPACTO
CCEIC 832%
CCIC 1226%
HCIC 1226%
MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO
El corazón del átomo metálico, positivo, está bañado en un gas de electrones de la capa de valencia de todos los átomos del cristal.
Enlace no direccional
stressmecánico
La red cristalina sometida a tensiones mecánicas no se rompe, se deforma: DUCTILIDAD, MALEABILIDAD
FUERZA DEL ENLACE METÁLICO
MetalPunto de fusión
(°C)
Na 97,8
Fe 1536
W 3407