31/08/2011. químicos. Polares. Enlaces covalentes. No polares Triple. Estructuras de Lewis

Transcripción

1 Enlaces iónicos Enlaces iónicos Enlaces No polares Triple Enlaces Se produce la cesión de electrones desde el átomo menos electronegativo al más electronegativo. Se produce entre elementos con diferencia de electronegatividades apreciables. No polares Triple En general participan metales (bajo potencial de ionización) y no metales (alta electroafinidad). Fuerza de atracción relativa: Estructuras de Lewis Se representa cada electrón de valencia (electrón de la capa más externa) con un punto. Diagrama de Bohr Símbolo de Lewis se representa Radio: Radio suma = distancia entre el centro de los iones se representa El ión queda con 8 electrones en la última capa (regla del octeto) 1

2 Estructuras de Lewis Se representa cada electrón de valencia (electrón de la capa más externa) con un punto. Diagrama de Bohr Símbolo de Lewis se representa configuración de capa incompleta configuración de capa completa se representa El ión queda con 8 electrones en la última capa (regla del octeto) Los electrones Enlaces se comparten iónicos de a pares entre los átomos involucrados en el enlace. Cuando cada átomo aporta 1 Enlaces electrón: No polares Triple Este hidrógeno comparte un par de electrones y este hidrógeno comparte un par de electrones 2

3 Distancia internuclear (longitud de enlace) Radio covalente Distancia interniclear (longitud de enlace) Radio covalente muy cerca muy lejos Longitud de enlace Distancia internuclear Los electrones Enlaces se comparten iónicos de a pares entre los átomos involucrados en el enlace. Cuando cada átomo aporta 2 Enlaces electrones: No polares Triple Los electrones Enlaces se comparten iónicos de a pares entre los átomos involucrados en el enlace. Cuando cada átomo aporta 3 Enlaces electrones: No polares Triple 3

4 Longitud de enlace Energía de enlace Se producen Enlaces entre elementos iónicoscon electronegatividades iguales (átomos del mismo elemento). Enlaces No polares Triple Este hidrógeno comparte un par de electrones y este hidrógeno comparte un par de electrones Enlace covalente no polar 4

5 Distancia internuclear (longitud de enlace) Radio covalente Distancia interniclear (longitud de enlace) Radio covalente Se producen Enlaces entre elementos iónicoscon electronegatividades semejantes (en general, entre no metales). Enlaces No polares Triple Momento dipolar (μ): es el producto de la densidad de carga por la distancia que las separa μ = q x d 5

6 Enlace covalente no polar Los electrones se comparten de igual manera Enlace covalente polar Los electrones se comparten de manera desigual Enlace iónico Los electrones se transfieren Enlace covalente polar Los electrones del enlace son atraídos más fuertemente por el Cl que por el H Diferencia de electronegatividades Aumenta el carácter iónico ionic_vs_covalent.swf Porcentaje de carácter iónico Diferencia de electronegatividad 6

7 Polarizabilidad (α): medida de la tendencia a distorsionarse de una nube electrónica al ser sometida a un campo eléctrico. Especies polarizables: Son aquellos átomos cuya nube electrónica experimenta fácilmente grandes deformaciones. Iónico (especies cargadas) Covalente polar (cargas parciales) Covalente no polar (electrónicamente simétricas) Especies polarizantes: Son átomos o iones que pueden inducir grandes deformaciones en las nubes electrónicas de otros átomos o iones. catión polarizante nube electrónica distorsionada anión polarizable Estructura de Lewis de moléculas poliatómicas Modelo iónico Modelo covalente Modelo iónico Modelo covalente Aumento de la diferencia de electronegatividad Aumento del poder polarizante del catión y de la polarizabilidad del anión. 7

8 Geometría molecular. Las estructuras de Lewis no indican la forma de las moléculas, sólo indica el número y tipo de enlaces. Longitud de enlace C-Cl: 1.78 A Ángulo de enlace: 109,5º 8

9 AB H H H AB 2 H AB 3 Compuestos del tipo AB n SO 3 NH 3 Geometrías moleculares Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRPEV) La mejor manera de acomodar pares de electrones es aquella que minimiza la repulsión. lineal angular triangular plana pirámide triangular ti triangular tetraédrica hamaca cuadrado plana bipirámide triangular pirámide cuadrada octaédrica bipirámide pentagonal 9

10 Posiciones de las regiones con alta densidad electrónica AB 4 AB 3 L AB 2 L 2 lineal triangular plana tetraédrica 109,5º 107º 104,5º metano amoníaco agua bipirámide triangular octaédrica bipirámide pentagonal tetraédrica piramidal trigonal angular pares de e - no enlazantes pares de e - enlazantes Repulsión par libre par libre par libre par enlazante par enlazante par enlazante Las regiones de alta densidad electrónica adoptan posiciones que maximizan sus separaciones. Todos los enlaces (simples, dobles o triples) se repelen de igual manera. 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 (geometría electrónica), aunque no están incluidos en la descripción de la forma molecular (geometría molecular). Los pares solitarios se repelen con mayor intensidad que los pares enlazantes y por lo tanto tienden a comprimir los ángulos de enlace. 10

11 Nº de regiones electrónicas Geometría electrónica Ángulo de enlace 1- Dibujar la estructura de Lewis de la molécula. 2- Identificar la geometría electrónica, contando las regiones con pares de electrones (los enlaces dobles y triples se cuentan como una única región). 3- Ubicar los átomos y clasificar la geometría molecular. 4- Identificar la intensidad de las repulsiones y permitir que la molécula se distorsione de acuerdo a ellas. lineal triangular plana tetraédrica bipirámide base triangular Recordar que las repulsiones son: pl pl > pl pe > pe pe octaédrica 11

12 Polaridad de las moléculas. Molécula polar: molécula con momento dipolar permanente no nulo. Enlaces polares Enlaces polares Todas las moléculas diatómicas son polares si sus enlaces son polares. Todas las moléculas diatómicas homonucleares (2 átomos iguales) son no polares, debido a que sus enlaces son no polares. Momento dipolar neto (μ) = 0 Momento dipolar neto (μ) 0 Moléculas poliatómicas: Enlaces polares Asimétricas Enlaces polares Simétricas No polares Rojo: regiones de mayor densidad electrónica Azul: regiones de menor densidad electrónica 12

13 tipo No polar Polar tipo No polar Polar tipo No polar Polar 13