enlace quimico

UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

ENLACE QUIMICO

1

ING. ISABEL RAMIREZ CAMAC

OBJETIVOS1.-Identificar los diferentes tipos de enlace.

2.-Conocer las teorias sobre el comportamiento de los

electrones en las moleculas.

3.-Conocer y describir las geometrias moleculares.

2

Simplemente debido al tipo de fuerza que mantiene unido a los átomos de cada sustancia. Estas fuerzas se llaman ENLACES QUÍMICOS y son las que mantienen unidos a los átomos.

4ta SEMANA

Estamos frente a tres sustancias muy distintas entre sí en propiedades. ¿Por qué?

4

El conocimiento de este tema resolverá muchos problemas planteados, ejms:

1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.

¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?

… PROFESORES: ENRIQUE GUZMÁN LEZAMA - ISABEL RAMIREZ CAMAC

2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?

4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: tales como solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

SIMBOLOS DE PUNTOS DE LEWISEsta formado por el símbolo de un elemento y un punto por cada electrón de valencia de su configuración electrónica

16 S 1s22s2 2p6 3s2 3p4

S

Elementos de un mismo grupo tienen simbolos de puntos de Lewis iguales Grupo 1 (IA) ns1

Li Na K

NOTA:Metales de transicion,Lantanidos y Actinidos son dificiles de representar ,pues poseen capas internas vacias

ESTRUCTURA DE LEWISEs una combinación de símbolos de Lewis que representa la

Transferencia o compartición de electrones de valencia

7

8

Símbolos de Lewis

Todos los elementos de un mismo grupo tienen símbolos de Lewis similares

Representacion de Lewis para especies iónicas:

NaCℓ

Na+ [ Cℓ ]-

No se muestran los electrones cedidos por el catión.Solo la carga positivacomo superíndice.La especie negativa ( anion), se muestra entre corchetes con todos los paresde puntos que completan su octeto de electrones.La carga negativa se muestra como superíndice.Cuando se requiera mas de un catión o anion para equilibrar la carga se colocaUn coeficiente delante de la o las especies indicadas. Ejm: CaCℓ2

Ca2+ 2[ Cℓ ] -

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REGLA DEL OCTETO

Los átomos, al formar enlaces, pierden o ganan electrones hasta completar 8 electrones de valencia,

adquiriendo la configuración de los gases nobles

Excepciones a la regla del octeto

Octeto incompleto

Grupos 1,2 ,13

Octeto expandidoOrb.”d” vacios pueden ser

ocupados

Moléculas con # impar de e-

No es posible aparear los espines.

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Resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).(TRANSFERENCIA DE ELECTRONES)

Las bases para una teoría moderna del enlace químico fueron establecidasPor G.Lewis e I.Langmuir en 1916-1920.

ENLACE IONICO

11

12

Se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas•son sólidos duros y quebradizos•baja conductividad electrica y termica

Su dureza es bastante grande•puntos de fusión y ebullición altos. •Cuando se calientan al estado de fusion (si no se descomponen) conducen la electricidad.

Muchos compuestos ionicos se disuelven en disolventes muy polares (como el agua) •sus soluciones son electricamente conductoras.•Solidos iónicos de menor energía reticular se disuelven mejor.

CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS

• Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es su energía reticular, o energía de red cristalina del sólido.

• Esta energía se define como la energía que libera los iones positivos y negativos en estado gaseosos para formar una mol de compuesto iónico sólido.

Na+(g) + Cl-

(g) → NaCl(s) ∆Hred = -788kJ/mol

ENERGÍA RETICULAR

• También se define como la energía

requerida para separar completamente

una mol de un compuesto iónico sólido en

sus iones en estado gaseoso.

• NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) ∆Hred = +788kJ/mol

(+) se aplica esa cantidad de energía

15

La estabilidad de las sustancias iónicas es el

resultado de las poderosas fuerzas electrostáticas de atracción entre un ión y los iones de carga opuesta que

lo rodean

Medida de la energía de la red cristalina :ENERGIA

RETICULAR

Depende principalmente de las cargas pero también del tamaño relativo de los iones

A mayor energía reticular mayor punto de fusión.

Ereticular NaCl = -786,4 kJ/mol P.fusion= 801 °C

Ereticular LiCl = -845,4 kJ/mol P.fusion= 845 °C

No es posible medirla directamente, pero si se conoce la estructura y la composición del compuesto ionico, puede calcularse o estimarse.(ciclo de Born-Haber)

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ENERGIAS EN EL ENLACE IONICO

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Na(s) + 1/2Cl2(g)

Na(g) + 1/2Cl2(g)

ΔHVap(Na) = 108 kJ/molNa(s) + 1/2Cl2(g)

1/2ΔHDis.(Cl2) = 121 kJ/mol

Na(g) + Cl(g)

Na+(g) + Cl(g) + e

ΔHIon(Na) = 502 kJ/mol Na+(g) + Cl-(g)

ΔHAE(Cl) = -354 kJ/mol

NaCl(s)

ΔHVap(Na) = -411 kJ/mol

Uo = -788 kJ/mol

E

CICLO DE BORN - HABER

0

• La idea básica radica en que la formación de NaCl(S) a

partir de los elementos, Na(S) + ½ Cl2(g), cuya entalpía,

es por definición la entalpía de formación (Hºf) del

NaCl(S), puede dividirse en una serie de pasos.

• Si se suman algebraicamente las entalpías de estas etapas, el resultado debe ser igual a Hºf de acuerdo

con la Ley de la Conservación de la Energía, la Primera Ley de la Termodinámica. De este modo se obtiene los pasos del ciclo de Born – Haber.

Na+(g) + Cl-

(g) → NaCl(s) ∆Hf = -411kJ/mol

De este modo se obtiene la ecuación:

• En la que los términos de entalpía son el de Vaporización del sodio (HºVap), el de Disociación del

Cl2 (HºDis), el de Ionización del Na(g) a Na+(g) + e

(HºIon), el de afinidad electrónica al Cl(g) para dar Cl-

(g) (HºAE) y el de formación de NaCl(S) a partir de los

iones gaseosos (U).

Hºf = HºVap + 1/2 HºDis + HºIon + HºAE + U

Ejemplo: Para el Cloruro de Sodio se tienen las siguientes entalpías:

Hºf = -411 kJ/mol, HºVap = 108 kJ/mol, 1/2 HºDis = 121

kJ/mol, HºIon = 502 kJ/mol, HºAE = -354 kJ/mol.

Halle la energía reticular.Entonces:

UNaCl = Hºf - HºVap - 1/2 HºDis - HºIon - HºAE  

UNaCl = -411 - 108 - 121 - 502 + 354 

UNaCl = -788 kJ/mol.

Ejms: dependencia de la energía reticular , con propiedades físicas.

NaF NaCl NaBr NaI

d0 ( A°) 2,31 2,81 2,98 3,23

PF °C 988 801 740 660

Peb.°C 1695 1441 1393 1300

Energia retickJ/mol

-902,07 -786,4 -718,81 -663,16

NaF CaOd0 ( A°) 2,31 2,40

PF °C 988 2570

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Mas pequeño el ion masAlto el punto de fusión

A mayor carga mayorPunto de fusion

Dureza.-resistencia de los cristales a ser rayados, aumenta al aumentar la energiareticular

D

BeO MgO CaO SrO BaO

d0= (°A)

1,65 2,10 2,40 2,57 2,77

DurezaEsc.Mohs

9,0 6,5 4,5 3,5 3,3

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La dureza depende de la energía reticular a mayor energía de red, mas duro es el cristal.

La energía reticular es mayor cuanto mas pequeño es el radio iónicoBe2+ < Mg2+ < Ca2+ < Sr2+ < Ba2+ entonces energia reticular

BeO > MgO > CaO > SrO >BaO

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Polarización y covalencia

Cuando los electrones mas externos del anión experimentan

una atracción tan intensa hacia el catión generándose un grado

significativo de covalencia en el enlace, es decir la densidad

electrónica del anión se deforma hacia el cation.Esta

deformación respecto a la forma esférica del anión ideal se

conoce como polarizacion.

Fajans definió la reglas que resumen los factores favorables a

la polarización de un enlace iónico y por tanto al incremento en

la covalencia.

1.-Un catión es mas polarizante si es pequeño y tiene una carga

positiva grande

2.-Un anión se polariza con mas facilidad si es grande y tiene

una carga negativa grande.

3.-los cationes que no tienen una configuración de gas noble

favorecen la polarización.

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Esta fuerza es la formación de interacciones ion-dipolo con la molécula de agua.Si las interacciones ion-dipolo son mas intensas que la suma de las atracciones iónicas y las fuerzas intermoleculares del agua, entonces se produce la disolución.

Hidratación de iones.

¿cuál es la fuerza impulsora que permite la disolución de muchos compuestos iónicos en agua?

ENLACE COVALENTE Es el resultado de la compartición de uno, dos o mas pares de

electrones de valencia entre átomos generalmente no metálicos

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PARAMETROS DE ENLACEPermiten entender la redistribución electrónica

ocurrida en la formación del enlace

1.-ENERGIA DE ENLACEEs la energía liberada en el proceso de formación de un enlace,

o es la energía absorbida para romper un enlace

A B

A B

Estado energia

Estado de energia

A B Estadoenergia

A BEstadoenergia

Proceso libera energia:(-) ENERGIA DE ENLACE Proceso absorbe energia (+) ENERGIA DE DISOCIACION

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2.-LONGITUD DE ENLACE Es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados. Se puede

concluir que:

A menor longitud de enlace, mayor unión química.

F-F 1,42 ACl-Cl 1,98Br- Br 2,28

I – I 2,27

A mayor numero de enlaces, menor

Longitud de enlace, pero mayor energía de enlace

C-C 1,54 AC = C 1,33 ACC 1,20 A

Los radios covalentes de diferentes átomos pueden

sumarse , para obtener long.de enlace razonables .

Ej: Rc(Cl+C ) = 0,77 +0,99 = 1,76 A

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3.-ANGULO DE ENLACEEs el angulo interno de la intersección entre las dos líneas trazadas a través de un núcleo de un átomo central desde los núcleos de los átomos enlazados a el.Sirve para predecir las formas geometricas,usando el principio de repulsión entre pares electrónicos.

29

1.-Por la Polaridad

ENLACE COVALENTE APOLAR Los e- compartidos son atraídos por la misma

fuerza eléctrica por cada núcleoTIPOS

DE

ENLACE

30

ENLACE COVALENTE POLAR Los pares de e- compartidos son atraídos con mayor fuerza eléctrica por el átomo mas

Electronegativo 0 EN 1,9

El enlace covalente polar, tiene importancia en los procesos Biólógicos,polaridad del agua, estabilidad de las proteínas, en la Solubilidad.

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2.- Por la forma de compartir los pares

de electrones

Enlace covalente puroCuando cada átomo aporta 1 e- del enlace compartido

Ejm : H2

Enlace covalente coordinado o dativo.

Un solo átomo aporta los 2e- del enlace

Ejm : NH4 +

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3.-Por el numero de e- compartidos

Enlace covalente simple .

Ejm : H2 ,NH4 +

Enlace covalente multiple

Doble Triple

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ESCRITURA DE LA FORMULA DE LEWIS PARA COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE1.-Elegir un “esqueleto” lo mas simétrico (razonable)considerando: -El atomo central es el elemento menos electronegativo,excepto H y F. -Los atomos de Oxigeno no se enlazan entre si, excepto :O2 , O3 , O2

2- , O2 -

En los oxoacidos el H habitualmente se enlaza a un O, no al atomo central. Ejm: HNO2

H O N O

Excepto,H3PO3 , H3PO2

a) Cuando tienen mas de un átomo central se usan los esqueletos mas simétricos.Ejm: C2H4

H H C C H H

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Ejemplo:Escriba la fórmula de Lewis para el H2SO4

1.- O H O S O H O 2.- N =8 x 5 + 2x2 = 44 electrones necesarios

3.- D =2 x 1(H) + 1 x 6 (S) + 4 x 6 (O) = 32 electrones disponibles

4.- C = N –D 44 – 32 = 12 electrones compartidos ( 6 pares de electrones)

5.- O

H O S O H O 6.-

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Ejm :Para el ión CO3=

N = 8x 4 = 32 electrones necesariosD = 4 + 6 x 3 =22 +2 (carga) = 24

C = 32-24 = 8 electrones ( 4 pares compartidos) 2-

O O C O

CARGA FORMAL.-Es la carga parcial de un átomo en una molécula o ión poliatómicoCF = Z – [(# de enlaces) +(# de electrones no compartidos)].Ejm. La carga formal para el CCFc =4 –[4 +0] = 0La suma de las cargas de cada atomo es igual a la carga del ión.La estructura de menor energia sera la que tenga las menores cargas formales en los atomos.

NOTA:HAY EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO PARA ALGUNOSCOMPUESTOS.

36

37

NO

O

ON

O

O

ON

O

O

O

Ejm: Para el NO3-

NO3– = 24e–

RESONANCIA (ENLACE DESLOCALIZADO)

Ejm, Para la molécula N2O

:N-N ≡ O :--2 + +

CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS COVALENTES

Gases Líquidos (Br2 )

sólidos de bajo punto de fusión

La mayoría son insolubles en disolventes polares,solubles en disolventes apolares

Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

Se concluye:

EJERCICIOS

40

Teorias sobre el enlace covalenteTEVDesarrollada por Heitler y Pauling

TRPEV TOM

5ta SEMANA

41

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIADescribe como se produce el enlace, en función del

traslape de orbitales atómicos (OA).

Se pueden formar orbitales híbridos (mejoran la geometría de las moléculas).

El número de orbitales híbridos formados es siempre igual al número de orbitales atómicos usados.

42

Teoria de Repulsión de los Pares Electronicos de la Capa de ValenciaO Modelo de Repulsion de los Pares Electronicos de la Capa de Valencia

43

metano

amoniaco

Dioxido de carbono

Anion sulfato

At.central C

N C S

N°at.enlaz 4 3 2 4

Pares no compartidos

0 1 0 0

Regiones 4 4 2 4

44

Moléculas con átomo central con pares libres

45

TIPOS DE HIBRIDACION

sp, BeCℓ2 4 Be 1s 2 2s2

46

2s2

2p 2p2p promocionasp sp

2p 2p

G.electronica:Lineal.

Otros ejms:BeCl2 ,BeBr2 ,BeI2

CdX2 ,HgX2.(X= Cl,Br ó I )

TIPO sp2 ( 1s +2p) habrá 3 orbitales hibridos sp2

5 B 1s2 2s2 2p1

2s2

2p1 2p 2p sp2 sp2 sp2

p

G.E trigonal plana

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TIPO sp3

6C 1s2 2s2 2p2

hibridizacion

2s

2p 2p

sp3

2p

G.Etetraédrica

48

Tipo sp3d 1.-Estado basal del P :

3s 3p 3d2.-Estado excitado

3.-Mezcla;OH

sp3d

GeometriaBipiramidaltrigonal

Nota:Pueden formar además del P el As y Sb , no el N

49

Tipo sp3d2 1.-Estado basal de S es [Ne]3s23p4

2.-Est.excitado

3.-Mezc.OH

3s 3p 3d

sp3d2

GeometriaOctaédrica

50

GEOMETRIA MOLECULAR

ORGANIZACIÓN TRIDIMENSIONAL DE LOS ATOMOS EN UNA MOLECULA

DEPENDE DE LA LONGITUD Y DE LOS ANGULOS DE ENLACE .

NO SE PUEDE PREDECIR A PARTIR DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS

SE DEBE DETERMINAR EXPERIMENTALMENTE

Tamaño y forma molecular

Energias de enlace y polaridad

Propiedades físicas y

quimicas de las moleculas

+ =51

ESTRUCTURA MAS ESTABLE

CUANDO LAS REGIONES ESTAN MAS SEPARADAS

MAXIMA ESTABILIDAD-OPUESTOS

Estas disposiciones:GEOMETRIA ELECTRONICA

GEOMETRIA MOLECULAR

52

53

54

55

¿Hay enlaces polares

presentes?

¿Estos enlaces están dispuestos de forma que se

cancelen

¿Estos pares están dispuestos de forma que se

cancelen

La molécula ES POLAR

¿Hay pares solitarios sobre el átomo central?

La molecula ES APOLAR

La molécula es POLAR

La molécula ES APOLAR

Guía para determinar si una molécula poliatómica es polar o apolar

NO NO

NONO NO

Si

Si

Si

SSii

NONONO

Ing. Isabel Ramirez Camac 56

Para analizar la estructura y el enlace se sugiere el procedimiento:

1.-Estructura de Lewis

2.-Hallar las regiones de elevada densidad electrónica. (TRPECV)

3.-Determinar la geometría electrónica

7.-¿Puede identificarse otro átomo central

Determina si la molécula es polar o apolar

4.-Determinar la GEOMETRIA MOLECULAR

6.-Determinar los O.Hibridos,describe el enlace

5.-Ajustar la G.M para los pares solitarios

si

No

57ejercicios