El enlace químico. Por qué se unen los átomos?

Transcripción

1 El enlace químico Unidad 2 1 Por qué se unen los átomos? Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia). Diagrama de energía frente a distancia interatómica 2 1

2 Excepciones a la teoría de Lewis Moléculas tipo BeCl 2 en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones. Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF 3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl 5 osf 6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e ). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales d y puede haber más de cuatro enlaces. 3 Tipos de enlaces Intramoleculares: Iónico. Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno. Metálico. 4 2

3 Enlace iónico Se produce por la atracción electrostática entre catiónes positivos y aniones negativos, que se unen formando redes cristalinas. Las reacciones de pérdida o ganancia de e se llaman reacciones de ELECTROVALENCIA ionización: (VALENCIA IÓNICA) Ejemplo: Na 1 e Na + O + 2e O 2 Reac. global: O + 2 Na O Na + Fórmula empírica del compuesto Na 2 O 5 Redes cristalinas Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal. Índice de coordinación: Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación. 6 3

4 Principales tipos de estructura cristalina NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 6 CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 8 7 Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos (U o H u ) Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la U corresponde a la reacción: Na + (g) + Cl (g) NaCl (s) ( H u < 0) Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber. 8 4

5 Ciclo de Born-Haber La reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) ( H f = 411,1 kj) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s) Na (g) ( H subl = +107,8 kj) ½ Cl 2 (g) Cl (g) (½ H dis = +121,3 kj) Cl (g) Cl (g) (ΔH AE = 348,8 kj) Na (g) Na + (g) (ΔH EI = +495,4 kj) Na + (g) + Cl (g) NaCl (s) (U=?) U = H f ( H subl + ½ H dis + AH AE + AH EI ) U = kj (107 8 kj kj kj kj) = kj Ciclo de Born-Haber[1].swf 9 Factores de los que depende la Energía reticular En general, la energía de red es grande y negativa y compensa el déficit de energía que suponen el resto de los procesos. Está influenciada por la carga y el tamaño de los iones A mayor carga de los iones mayor H u. Ejemplo: Así el CaO (Ca 2+ y O 2 ) tendrá H u mayor que el NaCl (Na + y Cl ). A menor tamaño de los iones mayor H u. Ejemplo: Así el NaCl (Na + y Cl ) tendrá H u mayor que el KBr (K + y Br ). 10 5

6 Propiedades de los compuestos iónicos Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor H U ) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor H U )e insolubles en disolventes apolares. Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas). 11 Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar Solubilidad de un cristal iónico 12 6

7 Fragilidad en un cristal iónico presión Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. ACTIVIDADES: Ejemplo 1 pág. 44, ejemplo 2 pág 46 Pág 66: 2 y 3; Pág 67: 20; pág 72: 3. PAU: Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. 7

8 Ocurre cuando se COMPARTEN pares de e- Entre átomos de la misma especie (elementos No Metálicos), y compuestos del C La mayoría de las sustancias de Interés biológico se forman mediante enlace Covalente. O 2, CO 2,H 2 O, NH 4, COMPUESTOS ORGANICOS Cómo se puede formar la molécula de H 2? H + H H:H Cómo se puede formar la molécula de F 2? Cómo se puede formar la molécula de HCl? Cómo se puede formar la molécula de Cl 2? Cómo se puede formar la molécula de O 2? Cómo se puede formar la molécula de N 2? 8

9 Diferentes tipos de enlace covalente Si se comparten un par de e - : enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e - : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e - : enlace covalente triple Enlace covalente dativo o coordinado Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo) Ejemplos : HClO, HClO 2, H 3 O +,NH 4+,SO 3 9

10 Estructuras de Lewis Como se dibujan las estructuras de Lewis? 1. Se sitúa cada uno de los elementos alrededor del átomo central. Generalmente, el átomo central es el átomo menos electronegativo, en especies del tipo ABx. 2. Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos implicados. 3. Se determina el número de electrones necesarios para completar el octeto de todos los átomos implicados. 4. Se calcula el número de electrones compartidos (3-2 ). 5. Se dibujan los enlaces sencillos. 6. Se determina el número de electrones que forman enlaces múltiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunos enlaces sencillos de los dibujados en el apartado 5) deberán ser múltiples. (4-5). 7. Se calcula el número total de electrones no compartidos (2-4). 8. Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada átomo cumpla con la regla del octeto. pág : Ejemplo 3, Ejemplo 4; pág. 67: 21 Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO 3 2 el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O. Esto conllevaría a que las distancias C O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos. Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O C O son iguales

11 Resonancia. Para explicar tales datos, se supone que los e de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta. En el caso del ion CO 3 2, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO 3 2, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres. 21 Resonancia. Los tres enlaces C O tienen 1 / 3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia. Los tres átomos de oxígeno participan de 2 / 3 de carga negativa. Se utiliza el símbolo entre las distintas formas resonantes

12 Excepciones a la teoría de Lewis Moléculas tipo BeCl 2 en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones. Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF 3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl 5 o SF 6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e ). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales d y puede haber más de cuatro enlaces. Moléculas tipo NO y NO 2 que tienen un número impar de electrones. Pág. 50: 4; pág. 67: 21, 23; pág. 66: 5 y Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo :O S O: Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :O S O: :O: 12

13 Polaridad en moléculas covalentes.momento dipolar. Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e - compartidos, por lo que el enlace es polar. En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ - ) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ + ) y por tanto se forma un dipolo. δ + δ - H - Cl Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). 25 Momento dipolar (cont). Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales,... Ej: H 2 O, NH 3. Moléculas apolares. Tienen nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H 2, Cl 2. = 0. Ej: CH 4, CO

14 Polaridad de las Moléculas Polarity of bonds H Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Cl Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad Polaridad de las Moléculas Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular CO 2 H 2 O Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal. 14

15 Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central. Pág.53: Act: 7 y 8 Pág: 66-67: 6,7 y 25 Teoría del enlace de valencia (E.V.) Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e de orbitales semiocupados. Así, 2 átomos de H (1s 1 ) tienen cada uno 1 e desapareado en un orbital s y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e. Se llama covalencia al nº de e desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma

16 Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama σ (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales s b) Entre un orbital s y uno p c) Entre dos orbitales p. Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato 31 MOLÉCULA DE HIDRÓGENO: H 2 MOLÉCULA DE HCl y Cl

17 Enlace covalente múltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal σ (sólo 1). Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral π (pi). Si el enlace es triple, existe un solapamiento σ y dos π. Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato 33 MOLÉCULA DE OXÍGENO: O 2 MOLÉCULA DE NITRÓGENO: N

18 MOLÉCULA DE HIDRURO DE BERILIO: BeH 2 MOLÉCULA DE BORANO: BH 3 35 MOLÉCULA DE METANO: CH

19 Hibridación de orbitales atómicos. Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la teoría de la hibridación. Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH 4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p). Los tipos de hibridación se utiliza, sobre todo, en compustos de química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos. 37 Se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar enlaces Las parejas de e sin compartir. No se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace. Los orbitales atómicos vacíos

20 Tipos de hibridación sp 3 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e sin compartir. Ej: NH 3 2 enlaces sencillos + 2 par e sin compartir. Ej: H 2 O sp 2 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino 39 Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos 40 20

21 Orbitales atómicos; Hibridación Orbitales Atómicos Orbitales Híbridos Geometría Ejemplos Enlaces Múltiples Orbitales atómicos; Hibridación Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales híbridos. Enlace sigma, : Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.todos los enlaces sencillos son sigma. Enlace pi, : Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. Consta de más de un lóbulo. - Un enlace doble consiste en un enlace yun. -Unenlacetripleconsisteenunenlace ydos. 21

22 Orbitales atómicos; Hibridación Etileno, C 2 H 4 Orbitales atómicos; Hibridación Acetylene, C 2 H 2 22

23 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X. Las moléculas diatómicas como H 2 o Cl 2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta. Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e del átomo central. Las parejas de e se sitúan lo más alejadas posibles. 45 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (cont.). Para saber la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases: El átomo central sólo tiene pares de e de enlace, ej BeCl 2, BCl 3, CH 4, etc El átomo central tiene pares de e sin compartir, ej: NH 3, H 2 O, etc El átomo central tiene un enlace doble, ej: eteno, 46 23

24 El átomo central sólo tiene pares de e de enlace. BeF 2 : El Be tiene 2 pares de e Ang. enl. = 180º. BCl 3 : El B tiene 3 pares de e Ang. enl. = 120º. CH 4 : El C tiene 4 pares de e Ang. enl. = 109,4º. BeF 2 Lineal BCl 3 Triangular CH 4 Tetraédrica 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. NH 3 : El N tiene 3 pares de e compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107 3º < 109 4º (tetraédrico) H 2 O: El O tiene 2 pares de e compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104 5º < 109 5º (tetraédrico) Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e - no compartidos requieren más espacio que los compartidos, ya que estos están atraídos por dos átomos. Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º) Metano (109,4º) 48 24

25 El átomo central tiene un enlace doble. La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno. CH 2 =CH 2 : Cada C tiene 2 pares de e compartidos 122º con el otro C y 2 pares de e 116º compartidos con sendos 122º átomos de H. Ang. enl. H C=C: 122º > 120º (triangular) Ang. enl. H C H: 116º < 120º (triangular) 49 El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal. Ejemplos: Etino (acetileno) CO

26 Propiedades de los compuestos covalentes Sust. moleculares: Sólidos covalentes: Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases), líquidos (H 2 0, Br 2, etanol), sólidos (I 2, naftaleno). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E. Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. 51 Diamante Grafito 52 26

27 Redes covalentes Estructura del diamante, C Estructura del cuarzo, SiO 2 Grafito: láminas de átomos de carbono La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados. 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. Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles. Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas

28 Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno desnudo atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H 2 O NH 3 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua 28

29 Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida Fuerzas Intermoleculares Punto de ebullición normal (K) Masa molecular (u) Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición. 29

30 Enlaces de hidrógeno en el ADN Enlaces de hidrógeno Apilamiento de las bases. Esqueleto desoxiribosa - fosfato Enlaces de hidrógeno Bases nitrogenada A: adenina s G: guanina C: citosina T: timina Interior hidrófobo Repul electrost Exteri hidróf o Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de tipo electrostático que unen a las moléculas tanto polares como apolares. Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son interacciones débiles. Modifica los P.E. y P. F. de estas sustancias (HCl, HBr, HI ) 60 30

31 Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Los dipolos instantáneos (inducidos) se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula. Ej. H 2, Cl 2, I 2 CCl 4 Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas, con la masa molecular. Pág.60: Act: 11, 12 y 13; Pág.62: Act: 14 y 15 Pág: 66-67: 9,10,11,30, 31 y Enlace metálico Lo forman los metales y es un enlace bastante fuerte. Se comparten los e de valencia colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. Existen dos modelos que lo explican: Modelo del mar de electrones: Modelo de bandas: 62 31

32 Modelo del mar de electrones: Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o resto metálico. Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas. Modelo de bandas: Se basa en la T.O.M (bandas en el espectro de emisión). Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se producen bandas de orbitales moleculares. Los e ocupan los O.M. enlazantes de menor energía (banda de valencia). Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía libres formando la 64 32

33 En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial. En los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero hay una importante diferencia de energía entre una y otra por lo que los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales. En los semiconductores la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas,la diferencia de energía entre ellas es pequeña y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si. Propiedades de los compuestos metálicos. Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e. Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier que inmediatamente emiten (reflejo y brillo). Pág: 66-67: y