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1 Energía Química General e Inorgánica 9 y 11 de mayo de 2016 Prof. Dr. Pablo Evelson Enlace químico Enlace químico Fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos en las moléculas. Tipos de enlace químico Enlace iónico: Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones. ay una transferencia de electrones de un átomo a otro. Enlace covalente: Resulta de compartir un par de electrones. Enlace metálico: un gran número de cationes se mantienen unidos por un mar de electrones. Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica (regla del octeto). El enlace iónico El enlace covalente 1

2 Atracción Repulsión Energía potencial (kj) Cómo se forma un enlace covalente? Formación del enlace covalente Atracción Nube electrónica Distancia internuclear (pm) Repulsión Núcleo = átomo de Teorías que explican la formación del enlace covalente Teorías que explican la formación de enlaces químicos Estructuras de Lewis Teoría del enlace de valencia (TEV) Teoría de los orbitales moleculares (TOM) Estructuras de Lewis Recapitulando 2

3 Modelo de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Nos permite comprender y predecir la disposición espacial de los átomos. C NO explica cómo se produce el enlace dónde se produce Este modelo se repasará durante el Taller de enlace Metano, C 4 Momento dipolar Medida de la polaridad Producto de la carga (q) por la distancia (r) = q. r CO 2 Expresado en Debye (D) 1 D = 3,33 x C. m = 0 para un molécula no polar 2 O Momento dipolar Teorías que explican la formación del enlace covalente Teoría del enlace de valencia (TEV) Teoría de los orbitales moleculares (TOM) 3

4 Teoría del enlace de valencia Recordemos Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. La acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo. Los orbitales ocupan una misma región del espacio, se solapan o traslapan. Orbitales s Recordemos Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes Región de solapamiento Región de solapamiento Orbitales p Teoría del enlace de valencia C De acuerdo a la geometría de la molécula, todos los enlaces C- son equivalentes Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. El proceso de mezclar y con ello alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se denomina hibridación. El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron. 4

5 Be: 2 2 F Be F Tipos comunes de hibridación Estado basal: ibridización: sp sp ibridización Dos orbitales híbridos sp Un orbital híbrido sp Otro orbital híbrido sp Un átomo con hibridación sp F : Be : F 2 sp Región de solapamiento B: ibridización Estado basal: Tres orbitales sp 2 Un orbital sp 2 ibridización: sp 2 Vista lateral Un átomo con hibridación sp 2 5

6 Metano (C 4 ) C: Estado basal: C BF 3 ibridización: sp 3 ibridización Cuatro orbitales sp 3 tetraédricos Cuatro orbitales sp 3 del carbono Metano Un orbital híbrido sp 3 Cuatro orbitales del hidrógeno Par solitario Electrones enlazantes Átomo de N aislado Átomo de N hibridizado Metano Pares solitarios Electrones enlazantes Átomo de O aislado Átomo de O hibridizado 6

7 Orbitales atómicos Enlaces múltiples En el enlace la nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje del enlace (s-s o s-p). Enlace y y En el enlace la nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace. Enlace Enlace Enlace Un enlace C C N N Un enlace más un enlace Un enlace más dos enlaces : : Unión Unión Eteno (C 2 4 ) Uniones (sp 2 -sp 2 s-sp 2 ) y uniones (pz-pz) 7

8 Energía Teoría de orbitales moleculares (TOM) Nodo La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto. Energía Antienlazante + * Orbital atómico Orbital atómico La molécula de 2 posee un orbital molecular enlazante y un orbital * antienlazante de mayor energía. Átomo Molécula Enlazante Átomo Teoría de orbitales moleculares (TOM) * Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (método Aufbau) Se colocan dos electrones en un orbital con espín opuesto (Principio de exclusión de Pauli) Átomo de Átomo de Si hay más de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distrbuir dos en el mismo (Regla de und) Molécula de 2 8

9 Energía Energía Energía Energía Orden de enlace * Es el número de enlaces entre dos átomos en una molécula. OE = ½ (Nº de e - enlanzantes - Nº de e - antienlanzantes ) Átomo de Átomo de Cuanto mayor es el orden de enlace de una molécula, mayor será su estabilidad. A mayor estabilidad, menor reactividad química. Molécula de 2 Orbitales moleculares y Átomo de N Molécula de N 2 Átomo de N x x x x y * y y y z * z z z Átomo de N Molécula de N 2 Átomo de N Átomo de O Molécula de O 2 Átomo de O * * * * 9

10 Energía Energía Propiedades magnéticas Antienlazante Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, es atraída por un campo magnético. Enlazante Antienlazante Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético. Orden de enlace Diamagnética Paramagnética Diamagnética Enlazante Diagrama de orbitales moleculares para el N 2, O 2 y F 2. Se muestran sólo los orbitales que provienen de orbitales atomicos y. Átomo de N Molécula de NO Átomo de O Bibliografía * Chang R. Química. 10 ma edición. Ed. McGraw ill Capítulo 9 y 10. Atkins P.W, Jones L. Principios de Química. 3 ra edición. Ed Panamericana Capítulos 2 y 3. * Consultas: - A través del campus virtual - Correo electrónico - Clases de consulta presenciales 10

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