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ENLACE QUÍMICO
1
En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por:
Dra. Paola Gómez-TagleDra. Erika Martin Arrieta
Dr. Laura Ma. Gasque Silva
2
Para entender el enlace químico es importante conocer y
entender las propiedades de las sustancias primero…
3
¿Podemos clasificar a las sustancias?
4
LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS
5
Por estado de agregación
Estado de agregación
sólidos líquidos gases
6
Problemas....
• ¿A qué temperatura?– Temperatura “ambiente” Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC
• ¿A qué presión?– 1-penteno: líquido (excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en
Bogotá, en Toluca, en Guanajuato.... • ¿ En qué tiempo?
– Puré de papas, mermelada, vidrio=mito7
Mejor revisemos de nuevo
8
Sólidos de “alto” punto de fusión
9
Grafito....
Punto de fusión (P. f. ) 4000 °C ...
10
Diamante.....
P. f 4000 °C (Cotton dice que es el mayor conocido)
11
Ca5(PO4)3(OH) P. f. = 1600 °C
Hidroxiapatita 12
Hierro
P. f. = 1528 °C13
Sal común
P. f. = 801 °C14
Alto punto de fusión• Cuando las entidades
que los forman atraen a sus vecinos cercanos de manera fuerte y homogénea, nos encontramos frente a interacciones multidireccionales, donde las uniones se dan en varias direcciones.
• REDES
15
Sólidos de bajo punto de fusión
16
Azufre
P. f. 120 °C17
Sólidos de bajo punto de fusión• Aquí las interacciones se
dan con intensidad, pero sólo entre algunos átomos vecinos y son débiles con los otros. A esto se le llama interacciones de dirección selectiva, ya que sólo en algunas direcciones que se da una interacción fuerte.
• MOLÉCULAS
18
Moléculas
• En las interacciones de dirección selectiva, hay átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos (con lo que se forman moléculas),
• pero la interacción entre moléculas es relativamente débil.
• En este caso, para pasar al estado líquido lo que se requiere es romper las interacciones débiles entre moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.
19
Fósforo
• Blanco, pf = 44°C
• Rojo, pf = 590°C
• Negro pf = 610°C
20
Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión
• Si una sustancia está formada por moléculas será explicable que exista como un gas, como un líquido o como un sólido con temperatura de fusión reducida.
21
En resumen
• Sólidos de alto punto de fusión
• Interacciones multidireccionales:
REDES
• Bajo punto de fusión (sólido, líquidos o gases)
• Interacciones de direccionalidad selectiva.
MOLÉCULAS
22
¿Conductividad?
• En estado sólido• Fundidos• En disolución
23
Conductividad en disolución
24
¿Y la cristalinidad...?
25
¿Y la solubilidad...?
26
Clasificación de las sustancias
m e ta l
h ie rro
re d d e ion es
sa l, h id rox ia pa tita
re d cova len te
d iam an te
d ia m a n te , sa l, h id rox ia pa tita
H ie rro , d iam a n tesa l, h id rox ia pa tita
su s tan c ia m o lecu la r
fe n o l, g lu cosa , a zu fre ,
A zu fre , d iam an te ,H ie rro , fen o l, g lu cosa , sa l, h id rox ia pa tita ,
Sólidos de alto punto de fusiónSólidos de alto punto de fusión
Sólidos de bajo punto de fusiónSólidos de bajo punto de fusión
Conduce* en sólidoConduce* en sólidoNo conducen* en sólidoNo conducen* en sólido
* Conducción de la electricidad* Conducción de la electricidad
Conduce* fundidoConduce* fundido Conduce* fundidoConduce* fundido No conducen* fundidoNo conducen* fundido
No conducen* en disoluciónNo conducen* en disoluciónConduce* en disoluciónConduce* en disolución
27
Redes metálicas
Hierro
Cobre
Zinc
28
Redes covalentes
Diamante
-grafito
-grafito
C-trigonal en ambas estructuras
dC-C= 141.5 pm vs 154 (C-C en moléculas)d entre capas= 335.4 pm
ABCABC
ABAB
dC-C= 154.45 pm vs 141.5 pm en grafito
C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red
29
El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS)
Diamante-Lonsdaleita
Redes covalentes
30
SiO2
-cristobalita
Redes covalentes
31
N
O
H
H
I2Cinamida
Proteína
sólido I2 Br2 Cl2 F2
T. F. ºC 114 -7 -101 - 220
Sólidos moleculares
32
Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos
Otro alótropo de carbono pero forma un SÓLIDO MOLECULAR
C60
Estructura: cúbica centrada en las caras
¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?33
Sólidos moleculares
ENLACE QUÍMICO
34
Enlace iónico
• Un enlace iónico es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de aniones y cationes
35
Enlace metálico
• Los metales pueden concebirse como un conjunto de iones positivos que se encuentran ordenadamente colocados dentro de un mar de electrones libres.
36
Enlace covalente
• Cuando se comparten electrones entre un par de dos átomos se forma entre ellos un enlace covalente que da origen a una molécula, en este caso diatómica, como el H2, el CO, el Cl2, el HCl.
(nótese que todos son gases)
37
Enlace covalente polar
• En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con más fuerza a los electrones que el hidrógeno, pero los electrones se comparten entre los dos átomos, no se han cedido de uno a otro como en el caso de un enlace iónico:
Decimos que el cloro es más electronegativo
38
¿y eso....cómo se sabe...?
39
Electronegatividad
• Definición de Pauling:
Es la capacidad de un átomo en un enlace para atraer electrones hacia sí mismo
40
Comportamiento periódico
• Ojo con la “tendencia general”
41
Predicción del tipo de enlace
• = 0 enlace covalente no polar
• ? < < 0 enlace covalente polar
• > ?? enlace iónico
42
CsF = 4.0 – 0.7 = 3.3NaCl = 3.0 – 0.9 = 2.1LiBr = 2.8 –1.0 = 1.8HF = 4.0 –2.1 = 1.9BF3 = 4.0 –2.0 = 2.0
¿Tipo de enlace...?
43
Óxidos
• Na2O = 2.4• CaO = 2.5• FeO = 1.7• Al2O3 = 2.0
• CO2 = 1.0• NO2 = 0.5• SO3 = 1.0
44
Ejercicio #6Falso (F) o verdadero (V)
1. Los compuestos covalentes pueden formar sólidos cristalinos.
2. Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente, son covalentes
3. El gas BF3 es iónico porque la diferencia de electronegatividades entre el B y el F es de 2.
4. Todo compuesto iónico se disuelve en agua y conduce la corriente
5. Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico
45
Otra manera de saberlo es…
46
47
48
NaCl
Na2S MgCl2
Na3P AlCl3
Na4Si SiCl4
Na3Al PCl5
Na2Mg SCl6
Na Cl2
Mg Al Si P4 S8 METÁLICO COVALENTE
IÓNICO
Triángulo del enlace
49
50
Enlace covalente vs enlace iónico
51
Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.
Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
e- de valencia
He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8
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
52
Enlace
En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).
Ejemplo: El enlace en la molécula de agua
53
Enlace
Ej.: El enlace en la molécula de agua
Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos.
1A 1ns1
2A 2ns2
3A 3ns2np1
4A 4ns2np2
5A 5ns2np3
6A 6ns2np4
7A 7ns2np5
Grupo # de valenciae- configuración
54
Estructuras de Lewis
X
Símbolos de Lewis: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:
vv
vv
55
Estructuras de Lewis
Regla del octeto:Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos· enlaces dobles· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H O O N N56
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- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2 4e-
H: 1s1 1e- x4= 4e-8e-
1)
2)
C
H
H
HH2)
Ejemplo 2: H2COC: 1s22s2p2 4e-
H: 1s1 1e- x2= 2e-
O: 1s22s2p4 6e-
12e-1)
H
H
C O
3) e- de v. libres: 12-6= 6 H
H
C O
4)H
H
C O 57
Estructuras de Lewis
Ejemplo 3: SiO4-4
Si: 3s2p2 4e-
O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg. (4e-)
32 e-
2)
1)
3)e- de v. libres: 32-8= 24
4)
Si
O
O
OO
4-
Si
O
O
OO
4-
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12 18 e-
2)
1)
3)e- de v. libres: 18-4= 14
4)
SO O
SO O
58
Estructuras de Lewis
Excepciones a la regla el octeto
Octeto incompleto, átomos de los grupos 2 y 3 (familias IIA y IIIA)
H HBeBe – 2e-
2H – 2x1e-
4e-
BeH2
BF3
B – 3e-
3F – 3x7e-
24e-
F B F
F
3 enlaces simples (3x2) = 69 pares de iones (9x2) = 18
Total = 24
9.959
Excepciones de la regla del octeto
Estructuras con electrones impares
N – 5e-
O – 6e-
11e-
NO N O
El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2, elementos que pertenecen a los periodos 3, 4, 5, 6 ó mayores)
SF6
S – 6e-
6F – 42e-
48e-
S
F
F
F
FF
F
6 enlaces simples (6x2) = 1218 Pares de iones (18x2) = 36
Total = 48
9.960
Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis.
O O O+ -
OOO+-
O C O
O
- -O C O
O
-
-
OCO
O
-
- 9.8
¿Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (CO3
2-)?
61
Carga formal
De las estructuras posibles, aquella cuya carga formal sea menor, es la más razonable.
Carga formal= (# de e- de valencia) – ½(# de e- compartidos) – (# de e- no compartidos)
Ejercicios de estructuras de Lewis, carga formal y estructuras resonantes:
http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/121/js/lewis/
Hacer 10 de las moléculas que se tienen en opciones
http://www.100ciaquimica.net/oq/cuestiones/coq011.htm
63
Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de
valencia (TRPECV) Gillespie R. J. y Nyholm R. S.
AXnEm
A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios
PT=PC+E64
Pares Totales
Disposición PC E Geometría Molécula
Ejemplo
2 LINEAL 2 0 LINEAL AX2 BeCl2,,CO2
3 TRIGONAL 3 0 TRIGONAL AX3 BCl3, NO3-
2 1 ANGULAR AX2E SnCl2,NO2-
4 TETRAÉDRICA 4 0 TETRAÉDRICA AX4 CH4, ClO4-
3 1 PIRAMIDAL AX3E NH3, H3O+
2 2 ANGULAR AX2E2 H2O, ClO2-
5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL
5 0 BIPIRÁMIDE TRIGONAL
AX5 PCl5
4 1 PIRAMIDAL AX4E SF4
3 2 En T AX3E2 ClF3
2 3 LINEAL AX2E3 I3-, XeF2
6 OCTAÉDRICA 6 0 OCTAÉDRICA AX6 SF6, PCl6-
5 1 PIRÁMIDE CUADRADA
AX5E XeOF4
4 2 CUADRADA AX4E2 ICl4-, XeF4
3 3 PIRAMIDAL AX3E3 2 4 LINEAL AX2E4
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Disposición y geometría de las moléculas
Distorsiones entre ángulos y distancias
Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PCinteracciones entre pares con ángulos 120o no son importantes
O
H H
N
H
H
H
H
C
HH
H
104.5o 107.3o 109.4o
66
Reglas de repulsión entrepares electrónicos
Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es más electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye
O
H H
O
F F
104.5o 103.3O
> N
H
H
HN
FF
F
107.3O 102O
>
Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples, por lo tanto el ángulo en este caso aumenta
S
OF
F
106.8O
92.3O
67
Reglas de repulsión entrepares electrónicos
Cl
ClF3 PT= 5 Disposición de bipirámide trigonal
Geometría??
F Cl
F
F
F Cl
F
FF Cl
F
F
En T Trigonal Piramidal
Tabla de interaccionesRepulsiones En T Trigonal PiramidalPS-PS 0 0 1PS-PC 4 6 3PC-PC 2 0 2
68
Ejercicio #8
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