Clase N°5 para enviar(2010) (1)

QU Í MI C A G E N E R A L Y OR G Á N I C A EN F ER MER I A 2 01 0

Clase N°5

Enlace Químico

Profesor: Dra. Patricia Pizarro C.

1

ENLACES QUIMICOS

Hay un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que se establecen entre ellos permiten la formación de un agregado con la suficiente estabilidad para que pueda ser considerado una especie independiente.

Definición IUPAC

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

3

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

Gilbert Lewis estableció que los átomos se combinan a fin de

alcanzar una configuración electrónica más estable:

La máxima estabilidad resulta

Electronegatividad

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₅ Electronegatividad H 2.1 Elemento más electronegativo Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.8 Ni 1.8 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 1.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 La 1.1 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 Fr 0.7 Ra 0.9 Ac 1.1 Th 1.3 Pa 1.5 U 1.7

Np – Lw

1.3

determina

puede darse entre

Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

El tipo de enlace

que

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar Cero

y el enlace es

Regla del Octeto y Regla del dueto

Regla del octeto:

Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- ,(4 pares de e-) es decir, conseguir la configuración de gas noble: s2p6

La regla del dueto

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₉

Enlaces Ionico

Modelo iónico

+

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₁₁

Cargas iguales se repelen y cargas opuestas se atraen.

12

Enlace iónico

METALES NO

METALES

FORMULA GENERAL

IONES

PRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)

I A 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) I A 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 I A II A III A + + + V A V A V A   

M3X

M3X2

MX

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

Li3N

Ca3P2

AlP

843

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₁₃

Características físicas de los compuestos

iónicos

Los iones se ordenan en redes cristalinas iónicas

Baja conductividad térmica y eléctrica en estado sólido, pero conducen en estado fundido y en solución acuosa.

Duros y quebradizos

Puntos de fusión y ebullición elevados

Estructura cristalina

 Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

16

Enlace covalente

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

17

Enlace covalente

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.

Teorías que explican la formación del enlace covalente OCTETO ELECTRÓNICO Lewis ENLACE-VALENCIA Heitler-London ORBITAL MOLECULAR Mulliken-Hund Compartición de electrones

Solapamiento de O.A.

Formación de O.M.

GEOMETRÍA

Método de repulsión de electrones de la capa de valencia

Hibridación de O.A

Orbitales moleculares

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₁₉

Teoría de Lewis

Átomos

Estructuras de Lewis

X

Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento:

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

21

Clasificación de los Enlaces Covalentes

Enlaces covalentes puros :Cuando dos átomos iguales comparten un par de electrones, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

Electrones 1s

H + H

Dos átomos de hidrógeno

H--H

22

Clasificación de los Enlaces Covalentes

Enlaces covalentes polares :

Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares.

Ejemplo el HCl,

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

23

Clasificación del Enlace Covalente

Un par de electrones compartidos constituye un enlace

24

Enlaces Múltiples

Cuando el octeto no se puede obtener compartiendo un solo par de electrones se comparten más pares.

Dos pares de electrones compartidos constituyen un enlace doble y tres un enlace triple

Cl Cl _{O O N N}

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

25

Enlace covalente coordinado

Nevil Sidwick 1873-1952

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,

26

Estructuras de Lewis .¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula.

2. 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.

3- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.

4- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.

5- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.

Estructuras de Lewis .¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

Ejemplo 1: CH₄

C: 1s2_2s2_p2 _

4e-H: 1s1 _{ 1e- x4= 4e-}

8e-1) 2) C H H H H 2)

Ejemplo 2: H₂CO

C: 1s2_2s2_p2 _

4e-H: 1s1 _{ 1e- x2=}

2e-O: 1s2_2s2_p4 _{ 6e-}

12e-1)

H

H

C O

3) e- de v. libres: 12-6= 6

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₂₉

Estructuras de Lewis

Ejemplo 3: SiO₄-4

Si: 3s2_p2 _

4e-O: 2s2_p4 _{ 6e-x4 = 24}

+ 4 cargas neg.

32

e-2) 1)

3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) Si O O O O 4-Si O O O O

4-Ejemplo 4: SO₂

S: 3s2_p4 _

6e-O: 2s2_p4 _{ 6e-x2 = 12}

+ 4 cargas neg.

18

e-2) 1)

3) e- de v. libres: 18-4= 14

En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos

1.- Asignar cargas formales a los átomos

2.- Valorar la existencia de formas resonantes

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₃₁

Cargas formales

Para determinar cargas formales sobre los átomos:

Carga Formal = Número e

Capa valencia

-Número e

Desapareados +

Mitad e

Cargas formales

Para determinar cargas formales sobre los átomos:

Carga Formal = Número e

Capa valencia

-Número e

Desapareados +

Mitad e

compartidos

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

Utilizando el concepto de carga formal se puede determinar cual es la estructura de Lewis más probable:

 El valor de C sea mas proximo a 0

C O

H H

H

H

H H C O

H H

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₃₃ Estructuras de Lewis

C O

H H

H

H

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

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

II) _{H C O H}

H H

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

Correcta!

Otro ejemplo:

C

N

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

35

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

:

•

36

Excepciones a la regla del octeto

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

BF₃ (3+7x3= 24 e- de valencia).

B F

F

F

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₃₇

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

Aplicable para elementos del tercer periódo en adelante en que participan orbitales d en el enlace electrones d. Un átomo puede rodearse como máximo de 12 electrones. A esto se denomina regla del octeto expandido

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-Xe F

F F

F

Otros ejemplos: ClF₃, SF₄, XeF₂

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

39

• La geometría molecular de una molécula es la disposición de los átomos en el espacio.

• Forma molecular está determinada por:

» Distancia de enlace  Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados.

» Angulo de enlace  Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.

• Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X.

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

41

• La geometría molecular puede predecirse fácilmente mediante la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e-alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.

Modelo de repulsión de pares electrónicos de la Capa de

Valencia.

El modelo de RPECV: Predicción de la geometría

molecular

a) Se dibuja la estructura de Lewis.

b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)

c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.

PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

43

 El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.

 El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

 El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

 El átomo central tiene un enlace doble

.

44

El átomo central

solo tiene pares de e– _{de enlace.}

 BeCl₂: El Be tiene 2 pares de e–  Ang. enl. = 180º.

 BF₃: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º.

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₄₅

Geometría ideal

e-Geometría Angulo de

enlace

2 (AX₂) Linear 180o

3 (AX₃) Trigonal Planar 120o

4 (AX₄) Tetrahedral 109.5o

5 (AX₅) Trigonal

Bipyramidal

90o _{/ 120}o

46

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

 Se une a dos elementos la geometría es lineal. Ejemplos:

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

47

El átomo central tiene pares de e

sin compartir.

 La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.

Agua (104,5º)

NH₃: El N tiene 3 pares de e–

Compartidos y 1 par sin compartir

48

El átomo central tiene un enlace doble.

 La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

 CH₂=CH₂: Cada C tiene 2 pares de e– compartidos

con el otro C y 2 pares de

e– compartidos con átomos de H.

122º

116º

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₄₉

TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES

Nº pares de electrones

Nº pares de e de enlace

Nº pares de e no no enlace

Estructura Ejemplos

2 2 0 lineal HgCl₂

3 3 0 Trigonal

plana

BF₃

3 2 1 Angular

4 4 0 Tetraédrica CH₄

4 3 1 Trigonal

piramidal

NH₃

4 2 2 Angular H₂O

5 5 0 Trigonal

Bipiramidal

PCl₅

5 4 1 Tretraedro

irregular

TeCl₄

5 3 2 Forma de T ClF₃

TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES

Nº pares de electrones

Nº pares de e de enlace

Nº pares de e no no enlace

Estructura Ejemplos

6 6 0 Lineal

Octaédrica

SF₆

6 5 1 Cuadraro

piramidal

IF₅

6 4 2 Cuadrada

plana

-Dra. Ed. Patricia Pizarro C

51 Forma de las moléculas

52

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₅₃

Para determinar si una molécula es polar, se requiere conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.

2- La geometría molecular

Polaridad de las Moléculas

Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y

cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

A B

Más electro-negativo Menos

electro-negativo

Dipolo

Polaridad de las Moléculas

CO₂

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₅₅

CO

BF

CH

H

O

Moléculas polares. Tienen   no nulo:

Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

Moléculas angulares, piramidales, ....

Ej: H₂O, NH₃

Moléculas apolares. Tienen   nulo:

Moléculas con enlaces apolares.

Ej: H₂, Cl₂.

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

57

Enlace metálico.

 Lo forman la asociación de átomos de carácter metálico del sistema periódico al unirse entre sí.

 Los núcleos de los átomos se unen entre si formando una red.

58

Enlace metálico

 Es un enlace bastante fuerte.

 Los átomos de los metales con pocos e en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo

electrones no adquieren la estructura de gas noble.

 Se comparten los e de valencia colectivamente.

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

59

Enlace metálico.Propiedades

 Por lo tanto el electrón siempre está en movimiento y es esta movilidad lo que le da el brillo metálico, tal como se puede ver en el oro, cromo y otros.

60

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

61

FUERZAS

Fuerzas de London

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

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Fuerzas entre dipolos

a) Interacciones moleculares entre moléculas polares.

b) Interacciones moleculares entre moléculas apolares: fuerzas de dispersión de London.

La intensidad de las fuerzas intermoleculares (F. de Van der Waals) viene determinada por:

- Tamaño de las moléculas

- Forma de las moléculas

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

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Enlaces intermoleculares

 Enlace o puente de Hidrógeno.

 Es relativamente fuerte y precisa de:

 Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.

 El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo.

 Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

 Fuerzas de Van der Waals.

 Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.

66

Dra. Ed. Patricia Pizarro C ₆₇

Fuerzas intermoleculares y solubilidad

Soluto polar en disolvente polar

Soluto no polar en disolvente apolar