enlace quimicoo
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ENLACEENLACE QUÍMICOQUÍMICO
Química General
Petrucci • Harwood • Herring
8ª Edición 2003
Prentice-Hall
Principios de Química
Atkins • Jones
3er Edición 2006
Editorial Médica Panamericana
ENLACEENLACE QUÍMICOQUÍMICO Teoría de Lewis.
Enlace iónico.
Enlace covalente. Enlace covalente polar.
Escrituras de las estructuras de Lewis.
Resonancia.
Excepciones a la regla del octeto.
La forma de las moléculas.
Teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV).
Teoría de enlace de valencia (TEV).
Hibridación de los orbitales atómicos.
Enlaces covalentes múltiples.
Existen cuatro teorías que tratan sobre el enlace químico:
Teoría del Octeto de Lewis.
Teoría de la repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).
Teoría del enlace de valencia – valencia dirigida (TEV-VD).
Teoría de orbitales moleculares (TOM).
VISIÓN GENERAL DE LA TEORÍA VISIÓN GENERAL DE LA TEORÍA DE LEWISDE LEWIS
Los electrones de valencia juegan Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace un papel fundamental en el enlace químico.químico.
La transferencia de La transferencia de electroneselectrones conduce a los conduce a los enlaces iónicosenlaces iónicos..
Cuando se comparten uno o más Cuando se comparten uno o más pares de electrones se forma un pares de electrones se forma un enlace covalenteenlace covalente..
Los Los electroneselectrones se transfieren o se se transfieren o se comparten de manera que los comparten de manera que los átomos adquieren una configuración átomos adquieren una configuración de gas noble: de gas noble: el el octetoocteto..
Gilbert Newton Lewis (1875-1946).
ESTRUCTURAS DE LEWISESTRUCTURAS DE LEWIS
Un símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.
Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de valencia o electrones más externos.
Ejemplos de diferentes tipos de enlaces:
- Enlace iónico (MgO; BaCl2).
- Enlace covalente (H2; Cl2).
- Enlace covalente coordinado (NH4+).
- Enlace covalente múltiple (O2; N2).
- Enlace covalente polar (HCl).
Enlace covalenteEnlace covalente
Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes polares
PORCENTAJE DE CÁRACTER PORCENTAJE DE CÁRACTER IÓNICOIÓNICO
(EN2 - EN1) = (EN2 + EN1)
Se denomina a la diferencia de electronegatividades corregida.
CsF = 0,702 representa un 91% de carácter iónico.
1. Calcular las diferencias de electronegatividad corregida para las siguientes sustancias:
NaCl; HCl; H2O; BeCl2; LiF: MgO; H3N; H2S; BF3; Br2.
La electronegatividad describe la capacidad de un átomo para competir por los electrones con otros átomos a los que está unidos.
ESCRITURA DE LAS ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWISESTRUCTURAS DE LEWIS
Todos los electrones de valencia de los átomos de una estructura de Lewis deben aparecer en ella.
Generalmente, todos los electrones están apareados.
Generalmente, cada átomo requiere un octeto:
H sólo requiere 2 e-.
Algunas veces son necesarios enlaces covalentes múltiples:
Los átomos de C, N, O, P y S son los que más fácilmente forman enlaces covalentes múltiples.
ESQUELETO DE LA ESTRUCTURAESQUELETO DE LA ESTRUCTURA
Distinguir entre los átomos centrales y los átomos terminales.
2. Ejemplo: escribir la estructura de Lewis del etanol CH3CH2OH.
H C C O
H H
H H
H
Los átomos de H son siempre átomos
terminales, requieren sólo de dos electrones
para tener configuración estable. En los
ácidos e hidróxidos, los átomos de hidrógeno
están generalmente unidos a oxígeno.
Los átomos centrales suelen ser los de menor
electronegatividad.
Los átomos de C son casi siempre átomos
centrales.
Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí
(salvo en los peróxidos).
Las estructuras suelen ser compactas y
simétricas.
C = N - DC = N - D
C = es el número total de electrones compartidos.
N = número total de electrones que precisan los átomos para tener configuración estable.
D = es el número total de electrones de valencia disponibles.
3. Escriba las estructuras de Lewis para las
siguientes moléculas e iones: H2; N2; Cl2; O2;
HCl; HI; H2S; NH3; CO2; Cl-; Na+; HO-; NH4+; NO3
-;
CO32-; SO2; SO3; H2O; N2O5; C2N2 (cianógeno).
RESONANCIARESONANCIA
O O O••
••
••
••OO O
••••
••
••
••
••
••
••
O O O••
••
••
••
••
Resonancia: es una combinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones. Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y da como resultado una energía más baja.
EXCEPCIONES A LA REGLA EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETODEL OCTETO
Especies con número impar de electrones (NO; OH; CH3).
Octetos incompletos (BF3; BeCl2).
Octetos expandidos (PCl5; SF6).
P
Cl
Cl
••••
Cl
••••
••
••
•••• •• ••
••
Cl
••••
••Cl••
S
F
F
••
••
F
••••••••
•••• •• ••
••F
••••••F••
F
••
••
••
La expansión del octeto (expansión del nivel
de valencia a más de 8 electrones) puede
ocurrir en los elementos del Período 3 y
posteriores. Estos elementos pueden mostrar
covalencia variable y ser hipervalentes.
Los compuestos de boro y aluminio pueden
tener estructuras de Lewis poco usuales , en
los cuales el boro y el aluminio tienen octetos
incompletos o átomos de halógenos que
actúan como puentes.
La electronegatividad es una medida de la
fuerza de atracción de un átomo sobre los
electrones de un enlace. Un enlace
covalente polar es una unión entre dos
átomos con cargas eléctricas parciales que
surgen de su diferencia de
electronegatividad. La presencia de cargas
parciales da origen a un momento eléctrico
dipolar.
LA FORMA DE LAS MOLÉCULASLA FORMA DE LAS MOLÉCULAS
Longitudes de enlace.
Ángulos de enlace.
Longitudes de enlace: distancias entre los núcleos.
Ángulos de enlace: ángulos entre líneas adyacentes que representan los enlaces.
Geometría electrónica: distribución de los pares de electrones.
Geometría molecular: distribución de los núcleos.
Modelo TRPECV: Las regiones de alta densidad electrónica
adoptan posiciones que maximizan sus separaciones.
Todos los enlaces se repelen los unos a los otros en la misma medida, ya sean simples, dobles o triples.
El enlace alrededor de un átomo central es independiente de si la molécula tiene más de un átomo central.
Los pares solitarios contribuyen a la forma de la molécula, aunque no están incluidos en la descripción de la forma molecular.
Los pares solitarios se repelen con más intensidad que los pares enlazantes y, por lo tanto, tienden a comprimir los ángulos de enlace.Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazante > par enlazante-par enlazante.
METANO, AMONÍACO Y AGUAMETANO, AMONÍACO Y AGUA
POSIBLES DISTRIBUCIONES DE POSIBLES DISTRIBUCIONES DE LOS GRUPOS DE ELECTRONESLOS GRUPOS DE ELECTRONES
Geometrías de grupos de electrones alrededor del átomo central:
Dos grupos de electrones, la molécula es lineal.
Tres grupos de electrones, trigonal plana.
Cuatro grupos de electrones, tetraédrica.
Cinco grupos de electrones, trigonal-bipiramidal.
Seis grupos de electrones, octaédrica.
Aplicación de la teoría Aplicación de la teoría TRPECVTRPECV
Escriba una estructura de Lewis aceptable.
Determine el número de grupos de electrones y establezca si son grupos enlazantes o pares solitarios.
Establezca la geometría de grupos de electrones (electrónica).
Determine la geometría molecular.
Recordar: los enlaces múltiples cuentan como un grupo de electrones.
Más de un átomo central se puede manejar individualmente.
FUERZAS Y LONGITUDES DE FUERZAS Y LONGITUDES DE LOS ENLACES COVALENTESLOS ENLACES COVALENTES
La fuerza de un enlace entre dos átomos se mide por su energía de disociación; a mayor energía de disociación, más fuerte es el enlace.
H-Cl (g) H (g) + Cl (g)
La ruptura del enlace es homolítica, cada átomo retiene uno de los electrones del mismo.
La fuerza de un enlace aumenta con el incremento del número de enlaces (orden), se reduce cuando es mayor el número de pares solitarios en los átomos vecinos y disminuye cuando el radio atómico crece. Los enlaces se fortalecen con la resonancia.
La longitud de enlace es la distancia entre los centros de los dos átomos unidos por un enlace covalente, y corresponde a la distancia internuclear con el mínimo de energía potencial para los dos átomos.
Los enlaces entre átomos más pesados tienden a ser más largos (radios mayores).
Entre dos elementos iguales los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces simples. Cuanto más fuerte es el enlace más corto es.
MOMENTOS DIPOLARESMOMENTOS DIPOLARES
Momento dipolar, = d
= carga parcial.
d = distancia.
4. Dada las siguientes especies:
BeCl2; BF3; H4C; H2O; H3CCl; SO2; H3N; OF2; SiCl4
(a) Encuentre las geometrías electrónica y molecular.
(b) Prediga los ángulos de enlace y la polaridad neta ( total).
Cuando se acercan dos átomos que inicialmente se encuentran muy alejados uno de otro puede ocurrir que:
– Los electrones sean atraídos por los dos núcleos.
– Los electrones se repelan unos a otros.
– Los dos núcleos se repelan entre sí.
En la representación de la energía potencial en función de la distancia entre los núcleos atómicos:
– Las energías negativas corresponden a una fuerza atractiva neta.
– Las energías positivas corresponden a una fuerza repulsiva neta.
TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIATEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
ENERGÍA POTENCIALENERGÍA POTENCIAL
En la TEV se asume que los enlaces se forman cuando se aparean
electrones en los orbitales atómicos de valencia; los orbitales se
superponen extremo con extremo para formar enlaces o lado a lado
para formar enlaces .
El enlace en la molécula de El enlace en la molécula de HH22SS
5. Determine la estructura de la molécula de H3P de acuerdo a la TEV.
HIBRIDACIÓNHIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES DE LOS ORBITALES ATÓMICOSATÓMICOS
Los orbitales híbridos se forman cuando los orbitales atómicos de un átomo se mezclan dando lugar a nuevos orbitales.
El proceso de mezclar y alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar un enlace se denomina hibridación.
Estado fundamental
Estado excitado
Hibridación Hibridación spsp33
Hibridación sp3
El enlace y la geometría de El enlace y la geometría de la molécula de CHla molécula de CH44
El enlace y la geometría de El enlace y la geometría de la molécula del NHla molécula del NH33
Hibridación Hibridación spsp22 y y spsp
OrbitalesOrbitales híbridos y la teoría híbridos y la teoría TRPECVTRPECV
Escribir una estructura de Lewis
aceptable.
Utilizar la TRPECV para predecir la
geometría electrónica.
Seleccionar el esquema de hibridación
correspondiente a la geometría de grupos
de electrones.
Enlaces covalentes Enlaces covalentes múltiplesmúltiples
El etileno (C2H4) tiene un enlace doble
carbono-carbono en su estructura de Lewis.
En la molécula de C2H4 la TRPECV trata a cada
átomo de C como si estuviera rodeado por
tres grupos de electrones en una ordenación
trigonal-plana.
El acetileno (C2H2) tiene un enlace triple.
La teoría RPECV dice que la molécula de C2H2
es lineal.
ETILENO (CETILENO (C22HH44))
ACETILENO (CACETILENO (C22HH22))
Los enlaces múltiples se forman cuando un átomo forma un enlace mediante un orbital híbrido sp o sp2 y uno o más enlaces utilizando orbitales p no hibridados.
La superposición lado por lado que forma un enlace hace una molécula resistente a la torsión, genera enlaces más débiles que los enlaces e impide la formación de enlaces múltiples de átomos con radio grande.