QUÍMICA I. TEMA 5: Enlace Químico 1ª PARTE

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1 QUÍMICA I TEMA 5 Enlace Químico 1ª PARTE Treinta y Tres 1

2 E s q u e m a d e l a C l a s e Tema 5 Enlace químico Fuerzas intramoleculares Enlace químico. Enlace iónico. Energía de Red Enlace covalente Estructuras de Lewis Modelo RPECV Enlace-Valencia Enlace Metálico. Aleaciones. Fuerzas intermoleculares Dipolo-Dipolo Fuerzas de Dispersión de London Puentes de Hidrógeno Propiedades de los compuestos relacionadas con el enlace. 2

3 I n t r o d u c c i ó n En la mayoría de los casos, la materia está formada por conjuntos de átomos unidos, que llamamos MOLECULAS ATOMOS MOLECULAS MATERIA Los átomos, iones y moléculas se unen para formar la materia que nosotros vemos Cómo se unan, define las propiedades físicas y químicas de las sustancias 3

4 I n t r o d u c c i ó n Por qué se unen los átomos? El desarrollo de la tabla periódica y la configuración electrónica, dieron a los químicos fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos. Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo llegan a una situación de mínima energía, o lo que es lo mismo, máxima Estabilidad. Para unirse, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros átomos. Los electrones más externos, o electrones de valencia son los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. 4

5 E n l a c e Q u í m i c o S i m b o l o s d e L e w i s Para conocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, se emplea el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Símbolos de Lewis Forma sencilla de representar los enlaces y los electrones de valencia de los átomos. Cada electrón de valencia se representa por un punto Se colocan en los 4 lados del símbolo químico del elemento, hasta un máximo de 8 electrones. 5

6 E n l a c e Q u í m i c o S i m b o l o s d e L e w i s Ejemplos Símbolos de Lewis H 1s 1 C [He] 2s 2 2p 2 O [He] 2s 2 2p 4 Ne [He]2s 2 2p 6 6

7 E n l a c e Q u í m i c o Enlace Químico Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos que surgen al ceder, ganar o compartir electrones, con el fin de lograr la configuración electrónica más estable De qué depende que se forme un tipo u otro de enlace? De la configuración electrónica de los átomos que intervienen en el enlace 7

8 T i p o s d e E n l a c e Q u í m i c o Tipos de enlace químico Enlace iónico unión entre iones de carga opuesta (Metal + No Metal) Enlace covalente unión entre átomos que comparten electrones (No Metal + No Metal) Enlace metálico unión entre elementos metálicos 8

9 E n l a c e I o n i c o Enlace Iónico Enlace debido a fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga opuesta Formarán enlace iónico átomos que tiendan a ceder electrones con facilidad (izquierda del sistema periódico)- E ionización baja con átomos que tiendan a ganarlos fácilmente (derecha de sistema periódico) Afinidad Electrónica alta Enlace iónico Metal + No Metal Ej Na y Cl ( NaCl); K y Br (KBr); Li y F (LiF) 9

10 E n l a c e I o n i c o Cómo se forma el enlace iónico? REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden a tener 8 electrones en su última capa, para adquirir la configuración más estable (gas noble) Ej NaCl Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Cl 17 =1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 10

11 E n l a c e I o n i c o Cómo se forma el enlace iónico? REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden a tener 8 electrones en su última capa, para adquirir la configuración más estable (gas noble) Ej NaCl Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1-1 e Na + El sodio al perder 1 electrón, se queda con 8 en el nivel 2 Cl 17 =1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1 e Cl - El cloro al ganar 1 electrón, consigue 8 en su ultima capa. 11

12 E n l a c e I o n i c o El sodio le cedió un electrón al cloro que lo ganó Se han formado los iones Na + y Cl - Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto NaCl 12

13 E n l a c e I o n i c o Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto NaCl 13

14 E n l a c e I o n i c o Podemos predecir qué elementos formarán enlace iónico teniendo en cuenta cómo varía en la tabla periódica La Energía de Ionización Afinidad Electrónica Pero cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico? Porque la E de ionización y la afinidad electrónica están definidas para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25ºC 14

15 E n l a c e I o n i c o Conceptos nuevos Entalpía cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema. Se representa con la letra H. Su variación es H Reacción Exotérmica Reacción química que desprende energía ( H < 0, negativa) Reacción Endotérmica Reacción química que absorbe energía ( H > 0, positiva) 15

16 E n l a c e I o n i c o Los iones con cargas opuestas se atraen, se juntan y forman una red, o estructura cristalina, liberando energía. Energía de Red es la Energía necesaria para separar totalmente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. NaCl (s) Na + (g) + Cl - (g) H = - H red Con la Energía de Red, podemos medir la estabilidad de los compuestos iónicos 16

17 E n l a c e I o n i c o Energías en la reacción de formación del NaCl Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) R. Exotérmica Na (s) E de sublimación Na (g) E. de Ionización H > 0 H > 0 Na + (g) ½ Cl 2 (g) E de Disociación Cl (g) A. Electrónica H > 0 H < 0 Cl - (g) Si la mayoría de las etapas de la reacción son endotérmicas (necesitan aporte de energía para que ocurran), por qué se forma el NaCl? Y por qué la reacción es Exotérmica? 17

18 E n l a c e I o n i c o Variación de la E de red teniendo en cuenta carga y tamaño? La Energía de Red se puede calcular mediante al Ley de Coulomb E α Q+ Q- r La magnitud de la Energía de Red depende de la carga de los iones del tamaño de los iones La Energía de Red aumenta a medida que aumenta la carga, y aumenta a medida que disminuye el radio 18

19 E n l a c e I o n i c o Energías de Red y puntos de Fusión Existe cierta correlación entre Energía de Red y Puntos de Fusión Cuanto mayor E de Red más estable es el sólido los iones se unen con más fuerza Se necesita mayor energía para fundir el sólido mayor punto de fusión 19

20 E n l a c e I o n i c o Estructuras cristalinas 20

21 E n l a c e I o n i c o Propiedades de los compuestos iónicos Forman estructuras cristalinas No forman moléculas Los átomos ocupan posiciones muy ordenadas Cada ion se rodea de iones de signo contrario Son duros, pero frágiles ya que se rompen con facilidad. Conducen la corriente eléctrica en disolución. 21

22 Enlace Covalente Unión entre átomos que comparten electrones para obtener la configuración electrónica mas estable (8 electrones en su capa de valencia) O [He] 2s 2 2p 4 O + O O 2 22

23 H 1s 1 H. +. H H H ó H - H H 1s 1 Par de electrones compartidos Cl 2 Cl [Ne]3s 2 3p 5 Cl [Ne]3s 2 3p 5 Cl Cl 23

24 Enlaces múltiples Cuando los átomos completan el octeto compartiendo más de un par de electrones Comparten un par de electrones Comparten dos pares de electrons Comparten tres pares de electrones Por regla general la distancia entre dos átomos (distancia de enlace) disminuye al aumentar el número de electrones compartidos 24

25 Cómo dibujar estructuras de Lewis? 1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos Ejemplo PCl 3 P [Ne] 3s 2 3p 3 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 26 electrones de valencia 2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar que átomos están unidos entre sí. 25

26 3. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central Uso 24 electrones de los 26 de valencia 4. Colocar los electrones que sobran en el átomo central El átomo central posee 8 electrones, entonces completamos el octeto 5. Si no hay suficientes electrones de valencia para que el átomo central complete el octeto, se prueba con múltiples enlaces 26

27 Polaridad de los enlaces Nos permite comprender como están compartidos los electrones en un enlace covalente. Cuando los electrones se comparten equitativamente entre los dos átomos ENLACE COVALENTE NO POLAR Cuando uno de los átomos ejerce más atracción sobre los electrones tenemos un ENLACE COVALENTE POLAR 27

28 Electronegatividad Capacidad de un átomo en una molécula para atraer los electrones hacia sí Se relaciona Su energía de ionización Su afinidad electrónica Propiedad del átomo aislado mide la fuerza con la que se aferra a sus electrones Propiedad del átomo aislado mide la fuerza con la que se atrae electrones adicionales 28

29 Si tiene energía de ionización muy alta y además afinidad electrónica muy alta, se negará a perder sus electrones y tenderá a ganar más SERA MUY ELECTRONEGATIVO 29

30 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE Diferencia de Electronegatividad Polaridad del enlace F 2 HF LiF 0 1,9 3,0 COVALENTE NO POLAR COVALENTE POLAR IONICO El F atrae parte de la densidad electrónica dejando cargas parciales δ + δ - 30

31 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE Diferencia de Electronegatividad Polaridad del enlace F 2 HF LiF 0 1,9 3,0 COVALENTE NO POLAR COVALENTE POLAR IONICO Covalente NO POLAR IONICO Covalentes POLARES se diferencian en el grado de polaridad 31

32 MOLECULA POLAR Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero signo opuesto están separadas cierta distancia se establece un DIPOLO δ + δ - + La medida de la magnitud se llama MOMENTO DIPOLAR (µ) 32

33 08/04/2014 Estructuras de resonancia O O O O O O Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar exactamente con una estructura de Lewis. La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas pero la colocación de los electrones no. La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos Ejemplo 33

34 08/04/2014 Estructuras de resonancia O O O O O O Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar exactamente con una estructura de Lewis. La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas pero la colocación de los electrones no. La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos Ejemplo 34

35 Excepciones a la Regla del Octeto Moléculas tipo NO y NO 2 que tienen un número impar de electrones Moléculas tipo BeCl 2 o BF 3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan 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 período, porque a partir del tercero existen orbitales d y puede haber más de cuatro enlaces 35

36 Hemos visto las estructuras de Lewis y como nos ayudan a comprender la composición de las moléculas y los enlaces covalentes, pero NO nos ayudan a comprender su forma tridimensional Que podemos saber? 4 átomos de Cl están enlazados a un átomo de Carbono pero no nos dice CÓMO 36

37 Geometría molecular se refiere a la distribución tridimensional de los átomos de una molécula La geometría afecta a sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo punto de fusión, ebullición, la densidad, tipo de reacciones en que pueden participar Algunas propiedades se pueden determinar experimentalmente, pero, se puede anticipar la geometría teniendo en cuenta el número de electrones que rodea al átomo central, porque Los átomos se van a ubicar en el espacio de manera que SE MOLESTEN MENOS 37

38 Las menores repulsiones entre los átomos de C-Cl se dan cuando los 4Cl se orientan en los vértices de un tetraedro LA MOLECULA DE CCl 4 QUEDA DEFINIDA GEOMETRICAMENTE COMO UN TETRAEDRO DE LONGITUD DE ENLACE 1,78 Å (Tetraedro, ángulo 109º) 38

39 MOLECULAS TIPO AB n AB 2 Como orientamos tres moléculas en el espacio? LINEAL ANGULAR 39

40 MOLECULAS TIPO AB n AB 3 Como orientamos cuatro moléculas en el espacio? 120º TRIGONAL PLANA PIRAMIDE TRIGONAL 40

41 MODELO RPECV (Repulsión del par electrónico de la capa de valencia) PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Por qué no se orientan en el plano con ángulo de 120º? La forma también depende de los electrones no enlazantes. Todos los electrones se orientan de manera de minimizar las repulsiones. Quiénes tendrán estructura trigonal plana? 41

42 Por qué la forma no es un tetraedro entonces? Porque la geometría molecular es la disposición de los átomos en el espacio Los electrones no enlazantes no forman enlaces, pero influyen en la geometría, están ocupando una zona del espacio, pero no forman enlaces. FORMA DEL NH 3 PIRAMIDE TRIGONAL 42

43 Cómo predecimos la forma? 1. Dibujamos las fórmulas de Lewis 2. Ordenamos en el espacio, tanto electrones enlazantes como no enlazantes de manera de minimizar las repulsiones 3. Sólo consideramos los enlazantes para obtener la geometría molecular 43

44 44

45 Pares de e- enlazantes 1 Par de e- NO enlazantes 2 Pares de e- NO enlazantes 3 Pares de e- NO enlazantes 4 Pares de e- NO enlazantes 45

46 Qué EFECTO TIENEN LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS ANGULOS DE ENLACE? 109,5º 107º 104,5º Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares de electrones no enlazantes Por qué? 46

47 3 pares de electrones enlazantes TRIGONAL PLANA 2 pares de electrones enlazantes 2 pares de electrones no enlazantes 4 pares de electrones enlazantes ANGULAR TETRAEDRO 47

48 Este modelo explica la geometría de las moléculas pero no porque existe el enlace entre los átomos, MECANICA CUANTICA La combinación del concepto de Lewis de los enlaces por pares de electrones con la idea de los orbitales atómicos da origen a un nuevo modelo TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA Cuando dos electrones forman un enlace, existe acumulación de densidad electrónica entre núcleos cuando un orbital atómico de valencia de uno se solapa con un orbital atómico de valencia del otro 48

49 H 2 HF H 1s 1 F [He]2s 2 2p 5 49

50 Para explicar la geometría de moléculas poliatómicas suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales ORBITALES HIBRIDOS La forma de los orbitales hibridos es diferente de la de los orbitales originales El proceso por el cual se forman los orbitales híbridos se denomina HIBRIDACION El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomos es igual al número de orbitales atómicos que se combinan 50

51 ORBITALES HIBRIDOS sp BeF 2 La teoria de RPECV predice que es lineal, Cómo lo predecimos con la teoría del enlace de valencia? F [He]2s 2 2p 5 El electrón no apareado del F está en un orbital 2p Se va a aparear con un electrón no apareado del Be, con cual? Be [He]2s 2 51

52 No tiene electrones no apareados en su estado basal entonces no podría formar enlaces Promueve un electrón a un orbital p para poder formar el enlace, este proceso requiere energía Pero los dos electrones no serán iguales porque uno está en un orbital 2s y el otro en uno 2p No hemos explicado la estructura del BeF 2, que sabemos es lineal con los dos enlaces iguales 52

53 Tenemos que hibridar el orbital 2s con uno de los orbitales 2p para generar dos nuevos orbitales idénticos Como son idénticos y apuntan en direcciones opuestas, la molécula es lineal 53

54 La promoción de electrones requiere energía, entonces Por qué se propone este modelo? Estos orbitales tienen un lóbulo más grande y por lo tanto se solapan mejor a otros átomos que los orbitales atómicos no hibridos, entonces lo hacen con mayor fuerza y el resultado es un enlace más fuerte. La energía liberada por la formación del enlace compensa con creces la energía que debe intervenir en la promoción de electrones 54

55 ORBITALES HIBRIDOS sp 2 55

56 ORBITALES HIBRIDOS sp 3 El C forma 4 enlaces, todos ellos híbridos Cada uno tiene un lóbulo grande que apunta hacia los vértices de un tetraedro 56

57 57

58 Un mismo átomo puede formar más de tu tipo de orbitales híbridos, por ejemplo el C forma enlaces con orbitales sp 3, sp 2 y sp Existen los orbitales híbridos sp 3 d y sp 3 d 2 pero no los vamos a estudiar Muchas veces para predecir la hibridación necesitamos saber la geometría, por lo tanto son modelos complementarios 1. Dibujar la estructura de Lewis 2. Determinar la geometría empleando RPECV 3. Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de electrones en base a su geometría 58

59 ENLACES MULTIPLES Cuando la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea que conecta a los núcleos el enlace se denomina ENLACE SIGMA σ En el caso de enlaces múltiples tenemos ENLACES PI π se deben al resultado de solape de orbitales p orientados perpendiculares al eje internuclear. 59

60 No híbrido, orientado perpendicular al plano que contiene los tres orbitales sp 2 Todos los enlaces son de 120 º sugiere hibridación sp2 Hacen más rígidas a las moléculas 60

61 Molécula plana, sugiere hibridación sp Cada carbono emplea un orbital sp para formar el enlace C-C y dos orbitales p no híbridos perpendiculares entre si 61

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