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08/04/2014
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TEMA 5: Enlace Químico
1ª PARTE
QUÍMICA I
Treinta y Tres
08/04/2014
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Tema 5: Enlace químico
Fuerzas intramoleculares
Enlace químico.
Enlace iónico. Energía de Red
Enlace covalente
Estructuras de Lewis
Modelo RPECV
Enlace-Valencia
Enlace Metálico.
Aleaciones.
Fuerzas intermoleculares
Dipolo-Dipolo
Fuerzas de Dispersión de London
Puentes de Hidrógeno
Propiedades de los compuestos relacionadas con el enlace.
E s q u e m a d e l a C l a s e
08/04/2014
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En la mayoría de los casos, la materia está formada por conjuntos de
átomos unidos, que llamamos MOLECULAS
MOLECULAS
MATERIA
ATOMOS
I n t r o d u c c i ó n
Los átomos, iones y moléculas se unen para formar la materia que
nosotros vemos
Cómo se unan, define las propiedades físicas y químicas de las
sustancias
08/04/2014
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¿Por qué se unen los átomos?
El desarrollo de la tabla periódica y la configuración electrónica,
dieron a los químicos fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos.
Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo llegan a una situación de mínima energía, o lo que es lo mismo, máxima Estabilidad.
Para unirse, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros átomos.
Los electrones más externos, o electrones de valencia son los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
I n t r o d u c c i ó n
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E n l a c e Q u í m i c o : S i m b o l o s d e L e w i s
Para conocer los electrones de valencia y asegurarse de que el
número total de electrones no cambia en una reacción química, se
emplea el sistema de puntos desarrollado por Lewis.
Símbolos de Lewis
Forma sencilla de representar los enlaces y los electrones de
valencia de los átomos.
Cada electrón de valencia se representa por un punto
Se colocan en los 4 lados del símbolo químico del elemento,
hasta un máximo de 8 electrones.
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E n l a c e Q u í m i c o : S i m b o l o s d e L e w i s
Ejemplos Símbolos de Lewis
H 1s1 C [He] 2s2 2p2
O [He] 2s2 2p4 Ne [He]2s2 2p6
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¿De qué depende que se forme un tipo u otro de enlace?
De la configuración electrónica de los átomos que intervienen en
el enlace
Enlace Químico: Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos
que surgen al ceder, ganar o compartir electrones, con el fin de
lograr la configuración electrónica más estable
E n l a c e Q u í m i c o
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Tipos de enlace químico:
Enlace iónico : unión entre iones de carga opuesta
(Metal + No Metal)
Enlace covalente: unión entre átomos que comparten
electrones
(No Metal + No Metal)
Enlace metálico: unión entre elementos metálicos
T i p o s d e E n l a c e Q u í m i c o
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Enlace debido a fuerzas electrostáticas que existen entre iones de
carga opuesta
Formarán enlace iónico:
átomos que tiendan a ceder electrones con facilidad (izquierda
del sistema periódico)- E ionización baja
con átomos que tiendan a ganarlos fácilmente (derecha de
sistema periódico) – Afinidad Electrónica alta
Enlace iónico : Metal + No Metal
Ej: Na y Cl ( NaCl); K y Br (KBr); Li y F (LiF)
E n l a c e I o n i c o
Enlace Iónico
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¿Cómo se forma el enlace iónico?
REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8
electrones en su última capa, para adquirir la configuración más
estable (gas noble)
Ej: NaCl
Na11
: 1s2 2s22p6 3s1
Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5
E n l a c e I o n i c o
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¿Cómo se forma el enlace iónico?
REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8
electrones en su última capa, para adquirir la configuración más
estable (gas noble)
Ej: NaCl
Na11
: 1s2 2s22p6 3s1 -1 e Na+
El sodio al perder 1 electrón, se queda con 8 en el nivel 2
Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5 +1 e Cl-
El cloro al ganar 1 electrón, consigue 8 en su ultima capa.
E n l a c e I o n i c o
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El sodio le cedió un electrón
al cloro que lo ganó
Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto: NaCl
Se han formado los iones Na+ y Cl-
E n l a c e I o n i c o
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Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto: NaCl
E n l a c e I o n i c o
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Podemos predecir qué elementos formarán enlace iónico
teniendo en cuenta cómo varía en la tabla periódica:
La Energía de Ionización
Afinidad Electrónica
Pero…
¿cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico?
Porque la E de ionización y la afinidad electrónica están definidas
para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los
compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25ºC
E n l a c e I o n i c o
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Conceptos nuevos
Reacción Exotérmica: Reacción química que desprende energía
(∆H < 0, negativa)
Reacción Endotérmica: Reacción química que absorbe energía
(∆H > 0, positiva)
E n l a c e I o n i c o
Entalpía: cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema.
Se representa con la letra H.
Su variación es ∆H
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Los iones con cargas opuestas se atraen, se juntan y forman una red,
o estructura cristalina, liberando energía.
Con la Energía de Red, podemos medir la estabilidad de los
compuestos iónicos
E n l a c e I o n i c o
Energía de Red: es la Energía necesaria para separar totalmente un mol de un
compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.
NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) ∆H = - ∆H red
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Energías en la reacción de formación del NaCl
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) R. Exotérmica
Na (s) E de sublimación
Na (g) E. de Ionización
Na+ (g)
½ Cl2 (g) E de Disociación
Cl (g) A. Electrónica
Cl- (g)
∆H > 0 ∆H > 0
∆H > 0 ∆H < 0
¿Si la mayoría de las etapas de la reacción son
endotérmicas (necesitan aporte de energía para que
ocurran), por qué se forma el NaCl?
Y ¿por qué la reacción es Exotérmica?
E n l a c e I o n i c o
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¿Variación de la E de red teniendo en cuenta carga y tamaño?
La Energía de Red se puede calcular mediante al Ley de Coulomb:
La magnitud de la Energía de Red depende de:
la carga de los iones
del tamaño de los iones
La Energía de Red:
aumenta a medida que aumenta la carga, y
aumenta a medida que disminuye el radio
E n l a c e I o n i c o
E α
Q+ Q-
r
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Energías de Red y puntos de Fusión
E n l a c e I o n i c o
Existe cierta correlación entre Energía de Red y Puntos de Fusión:
Cuanto mayor E de Red más estable es el sólido los iones se unen con más fuerza Se necesita mayor energía para fundir el sólido mayor punto de fusión
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Estructuras cristalinas
E n l a c e I o n i c o
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Propiedades de los compuestos iónicos
Forman estructuras cristalinas
No forman moléculas
Los átomos ocupan posiciones muy ordenadas
Cada ion se rodea de iones de signo contrario
Son duros, pero frágiles ya que se rompen con facilidad.
Conducen la corriente eléctrica en disolución.
E n l a c e I o n i c o
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Unión entre átomos que comparten electrones para obtener la
configuración electrónica mas estable (8 electrones en su capa
de valencia)
O [He] 2s2 2p4 O + O O2
E n l a c e C o v a l e n t e
Enlace Covalente
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H 1s1 H. + .H H : H ó H - H
H 1s1
Cl2 Cl [Ne]3s23p5
Cl [Ne]3s23p5 : Cl – Cl :
Par de electrones
compartidos :
:
: :
E n l a c e C o v a l e n t e
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Enlaces múltiples
Cuando los átomos completan el octeto compartiendo más de
un par de electrones
Comparten un par
de electrones
Comparten dos pares
de electrons
Comparten tres
pares de electrones
Por regla general: la distancia entre dos átomos (distancia de enlace)
disminuye al aumentar el número de electrones compartidos
E n l a c e C o v a l e n t e
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¿Cómo dibujar estructuras de Lewis?
Ejemplo:
PCl3 P [Ne] 3s23p3 Cl [Ne] 3s23p5
26 electrones de valencia
2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar que átomos están
unidos entre sí.
1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos
E n l a c e C o v a l e n t e
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3. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central
: :
: :
: :
:
:
: Uso 24 electrones de
los 26 de valencia
4. Colocar los electrones que sobran en el átomo central
: :
: :
: :
:
:
: El átomo central posee 8
electrones, entonces
completamos el octeto
5. Si no hay suficientes electrones de valencia para que el átomo
central complete el octeto, se prueba con múltiples enlaces
E n l a c e C o v a l e n t e
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Polaridad de los enlaces
Nos permite comprender como están compartidos los electrones
en un enlace covalente.
Cuando los electrones se comparten equitativamente entre los dos
átomos ENLACE COVALENTE NO POLAR
Cuando uno de los átomos ejerce más atracción sobre los
electrones tenemos un ENLACE COVALENTE POLAR
E n l a c e C o v a l e n t e
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Se relaciona:
• Su energía de ionización
•Su afinidad electrónica
Propiedad del átomo aislado:
mide la fuerza con la que se
aferra a sus electrones
Propiedad del átomo aislado:
mide la fuerza con la que se
atrae electrones adicionales
Electronegatividad Capacidad de un átomo en una molécula para atraer los
electrones hacia sí
E n l a c e C o v a l e n t e
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Si tiene energía de ionización muy alta y además afinidad electrónica muy alta, se negará a perder sus electrones y
tenderá a ganar más
SERA MUY ELECTRONEGATIVO
E n l a c e C o v a l e n t e
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ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE
F2 HF LiF
Diferencia de
Electronegatividad
0 1,9 3,0
Polaridad del enlace COVALENTE
NO POLAR
COVALENTE
POLAR
IONICO
El F atrae parte de la
densidad electrónica dejando
cargas parciales
δ-
δ+
E n l a c e C o v a l e n t e
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ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE
F2 HF LiF
Diferencia de
Electronegatividad
0 1,9 3,0
Polaridad del enlace COVALENTE
NO POLAR
COVALENTE
POLAR
IONICO
E n l a c e C o v a l e n t e
Covalente NO
POLAR IONICO
Covalentes POLARES
se diferencian en el grado de polaridad
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δ- δ+
MOLECULA POLAR
+
Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero signo
opuesto están separadas cierta distancia se establece un DIPOLO
E n l a c e C o v a l e n t e
La medida de la magnitud se llama MOMENTO DIPOLAR (µ)
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Estructuras de resonancia
O O O
: :
:
: : :
Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar
exactamente con una estructura de Lewis.
La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas
pero la colocación de los electrones no.
La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos
O O O
: :
:
: :
:
E n l a c e C o v a l e n t e
Ejemplo:
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Estructuras de resonancia
O O O
: :
:
: : :
Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar
exactamente con una estructura de Lewis.
La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas
pero la colocación de los electrones no.
La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos
O O O
: :
:
: :
:
E n l a c e C o v a l e n t e
Ejemplo:
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Excepciones a la Regla del Octeto
Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de
electrones
Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en
las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6
enlaces (10 o 12 e– ).
Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo período,
porque a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber
más de cuatro enlaces
E n l a c e C o v a l e n t e
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Hemos visto las estructuras de Lewis y como nos ayudan a
comprender la composición de las moléculas y los enlaces covalentes,
pero NO nos ayudan a comprender su forma tridimensional
: :
:
: :
: :
: :
: :
:
¿Que podemos saber?
4 átomos de Cl están enlazados a un átomo de Carbono pero no nos
dice CÓMO
E n l a c e C o v a l e n t e
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Algunas propiedades se pueden determinar experimentalmente, pero,
se puede anticipar la geometría teniendo en cuenta el número de
electrones que rodea al átomo central, porque :
Los átomos se van a ubicar en el espacio de manera que “SE
MOLESTEN” MENOS
E n l a c e C o v a l e n t e
Geometría molecular:
se refiere a la distribución tridimensional de los átomos de una molécula
La geometría afecta a sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo:
punto de fusión, ebullición, la densidad, tipo de reacciones en que
pueden participar…
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LA MOLECULA DE CCl4 QUEDA
DEFINIDA GEOMETRICAMENTE
COMO UN TETRAEDRO DE
LONGITUD DE ENLACE 1,78 Å
(Tetraedro, ángulo 109º)
Las menores repulsiones entre los átomos de C-Cl se dan cuando los
4Cl se orientan en los vértices de un tetraedro
E n l a c e C o v a l e n t e
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MOLECULAS TIPO ABn
AB2
¿Como orientamos tres moléculas en el espacio?
LINEAL
ANGULAR
E n l a c e C o v a l e n t e
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AB3 ¿Como orientamos cuatro moléculas en el espacio?
120º
TRIGONAL PLANA PIRAMIDE TRIGONAL
E n l a c e C o v a l e n t e
MOLECULAS TIPO ABn
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MODELO RPECV
(Repulsión del par electrónico de la capa de valencia)
PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES
PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES
¿Por qué no se orientan en el plano con ángulo de 120º?
La forma también depende de los electrones no enlazantes.
Todos los electrones se orientan de manera de minimizar las
repulsiones.
¿Quiénes tendrán estructura trigonal plana?
E n l a c e C o v a l e n t e
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¿Por qué la forma no es un tetraedro entonces?
Porque la geometría molecular es la disposición de los átomos en el
espacio
Los electrones no enlazantes no forman enlaces, pero influyen en la
geometría, están ocupando una zona del espacio, pero no forman
enlaces.
FORMA DEL NH3 :
PIRAMIDE TRIGONAL
E n l a c e C o v a l e n t e
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¿Cómo predecimos la forma?
1. Dibujamos las fórmulas de Lewis
2. Ordenamos en el espacio, tanto electrones enlazantes como no
enlazantes de manera de minimizar las repulsiones
3. Sólo consideramos los enlazantes para obtener la geometría molecular
E n l a c e C o v a l e n t e
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E n l a c e C o v a l e n t e
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Pares de e- enlazantes
1 Par de e- NO enlazantes
3 Pares de e- NO enlazantes
2 Pares de e- NO enlazantes
4 Pares de e- NO enlazantes
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¿Qué EFECTO TIENEN LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES
SOBRE LOS ANGULOS DE ENLACE?
109,5º
107º 104,5º
Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de
pares de electrones no enlazantes
¿Por qué?
E n l a c e C o v a l e n t e
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: :
4 pares de electrones enlazantes
TETRAEDRO
3 pares de electrones enlazantes
TRIGONAL PLANA
2 pares de electrones enlazantes
2 pares de electrones no enlazantes
ANGULAR
E n l a c e C o v a l e n t e
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Este modelo explica la geometría de las moléculas pero no porque
existe el enlace entre los átomos, MECANICA CUANTICA
La combinación del concepto de Lewis de los enlaces por pares de
electrones con la idea de los orbitales atómicos da origen a un
nuevo modelo
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
Cuando dos electrones forman un enlace, existe acumulación de
densidad electrónica entre núcleos cuando un orbital atómico de
valencia de uno se solapa con un orbital atómico de valencia del
otro
E n l a c e C o v a l e n t e
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H2
HF
H 1s1
F [He]2s22p5
E n l a c e C o v a l e n t e
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Para explicar la geometría de moléculas poliatómicas suponemos
que los orbitales atómicos de un átomo se “mezclan” para
formar nuevos orbitales ORBITALES HIBRIDOS
La forma de los orbitales hibridos es diferente de la de los
orbitales originales
El proceso por el cual se forman los orbitales híbridos se
denomina HIBRIDACION
El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el
número de orbitales híbridos de un átomos es igual al número
de orbitales atómicos que se combinan
E n l a c e C o v a l e n t e
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ORBITALES HIBRIDOS sp
BeF2 :
: :
: :
:
La teoria de RPECV predice que es lineal, ¿Cómo lo predecimos con la
teoría del enlace de valencia?
F [He]2s22p5 El electrón no apareado del F está en un orbital 2p
Se va a aparear con un electrón no apareado del Be, con cual?
Be [He]2s2
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No tiene electrones no apareados en su estado basal entonces no
podría formar enlaces
Promueve un electrón a un orbital p para poder formar el enlace,
este proceso requiere energía
Pero los dos electrones no serán iguales porque uno está en un
orbital 2s y el otro en uno 2p
No hemos explicado la estructura del BeF2, que sabemos es lineal
con los dos enlaces iguales
E n l a c e C o v a l e n t e
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Tenemos que hibridar el orbital 2s con uno de los orbitales 2p para
generar dos nuevos orbitales idénticos
Como son idénticos y apuntan en direcciones opuestas, la molécula es
lineal
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La promoción de electrones requiere energía, entonces
¿Por qué se propone este modelo?
Estos orbitales tienen un lóbulo más grande y por lo tanto se
solapan mejor a otros átomos que los orbitales atómicos no
hibridos, entonces lo hacen con mayor fuerza y el resultado es un
enlace más fuerte.
La energía liberada por la formación del enlace compensa con
creces la energía que debe intervenir en la promoción de electrones
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ORBITALES HIBRIDOS sp2
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ORBITALES HIBRIDOS sp3
El C forma 4 enlaces, todos ellos híbridos
Cada uno tiene un lóbulo grande que apunta
hacia los vértices de un tetraedro
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Un mismo átomo puede formar más de tu tipo de orbitales
híbridos, por ejemplo el C forma enlaces con orbitales sp3, sp2 y sp
Existen los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 pero no los vamos a
estudiar
Muchas veces para predecir la hibridación necesitamos saber la
geometría, por lo tanto son modelos complementarios
1. Dibujar la estructura de Lewis
2. Determinar la geometría empleando RPECV
3. Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a
los pares de electrones en base a su geometría
E n l a c e C o v a l e n t e
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ENLACES MULTIPLES
Cuando la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo
de la línea que conecta a los núcleos el enlace se denomina ENLACE
SIGMA σ
En el caso de enlaces múltiples tenemos ENLACES PI π se deben al
resultado de solape de orbitales p orientados perpendiculares al eje
internuclear.
E n l a c e C o v a l e n t e
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Todos los enlaces son de 120
º sugiere hibridación sp2
No híbrido, orientado
perpendicular al plano que
contiene los tres orbitales sp2
Hacen más rígidas a las
moléculas
E n l a c e C o v a l e n t e
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Molécula plana, sugiere hibridación
sp
Cada carbono emplea un orbital sp para
formar el enlace C-C y dos orbitales p no
híbridos perpendiculares entre si
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