Tema 3. Enlaces químicos

Transcripción

1 Tema 3. Enlaces químicos 3.2 Enlace Covalente Tecnológico Nacional de México Instituto Tecnológico de Toluca Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda [email protected] Page 1

2 Competencia específica a desarrollar: Comprende la formación de los diferentes tipos de enlaces y su origen en las fuerzas que intervienen para que los elementos reaccionen y se mantengan unidos. Page 2

3 Contenido de la presentación: 3.1 Introducción 3.2 Enlace covalente 3.3 Enlace iónico Enlace metálico* Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas* Page 3

4 3.2 ENLACE COVALENTE Page 4

5 3.2 Enlace covalente La mayor parte de las sustancias que existen no tiene características de compuestos iónicos. Un enlace químico que se forma al compartir un par de electrones se conoce como enlace covalente. Page 5

6 3.2 Enlace covalente Cuando se comparte un par de electrones se forma un enlace covalente sencillo, que en general se conoce como enlace sencillo. En algunas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo más de un par de electrones. Si se comparten dos pares de electrones se tiene un enlace doble. Si se comparten tres pares de electrones resulta un enlace triple. Page 6

7 Enlace covalente no polar o covalente puro Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de atracción de los electrones hacia su mismo núcleo. Los enlaces covalentes apolares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos iguales o con el mismo grado de electronegatividad. Page 7

8 Enlace covalente polar Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con parte negativa y otra parte positiva (dipolo). Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos diferentes. El grado de polaridad de la molécula resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la electronegatividad. Como ejemplos de sustancias que poseen en su estructura enlaces covalentes polares podemos citar el agua, alcohol isopropílico, metanol, butanol. Page 8

9 Polaridad de enlace y electronegatividad La polaridad de enlace es una medida de qué tan equitativamente se comparten los electrones en cualquier enlace covalente. Puede utilizarse la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos. Por ejemplo: F 2, HF, LiF F 2 HF LiF Diferencia de electronegatividad 4-4= = =3 Tipo de enlace Covalente puro Covalente polar Iónico Page 9

10 Polaridad de enlace y electronegatividad En el HF, ya que el átomo de flúor es más electronegativo que el átomo de hidrógeno, los electrones se comparten de forma desigual, haciendo que el enlace sea polar. Como el flúor es más electronegativo atrae la densidad electrónica hacia sí, alejándola del átomo de hidrógeno. Por esta razón deja una carga parcial positiva en el hidrógeno y una carga parcial negativa en el flúor. d + d - H-F H-F Representación de la polaridad de la molécula Page 10

11 Momentos dipolares La polaridad de las moléculas ayuda a determinar muchas propiedades observadas a nivel macroscópico, en el laboratorio y en la vida diaria. Las moléculas polares se alinean unas a respecto a otras, con el extremo negativo de una molécula y el extremo positivo de otra atrayéndose entre sí. También son atraídas por los iones. El extremo negativo de una molécula polar es atraído por un ion positivo, y el extremo positivo es atraído por un ion negativo. Page 11

12 Momentos dipolares Siempre que una distancia separa a dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signos contrarios, se establece un dipolo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se conoce como momento dipolar. Se representa como. Si dos cargas de igual magnitud, pero signos contrarios, Q 1 y Q 2, están separadas una distancia r, la magnitud del dipolo es: μ = Qr Por lo regular los momentos dipolares se reportan en debyes (D). 1 D = 3.34 x10-30 C-m La carga se mide en unidades de la carga electrónica, e, que equivale a 1.6 x10-19 C Page 12

13 Ejercicio La longitud del enlace en la molécula de HCl es 1.27 Å. a) Calcule el momento dipolar en debyes, que resulta si las cargas de los átomos de H y Cl fueran +1.6 x10-19 C y -1.6 x10-19 C, respectivamente. b) El momento dipolar de HCl (g), medido experimentalmente es de 1.08 D, qué magnitud de carga para los átomos de H y Cl produciría este dipolo? Exprese su resultado en unidades de e a) = 6.08 D b) e Page 13

14 GEOMETRÍA MOLECULAR Page 14

15 Geometría molecular Las estructuras de Lewis nos ayudan a entender la composición de las moléculas y sus enlaces covalentes pero no muestran su forma tridimensional. El tamaño y la forma de una molécula junto con la fuerza y polaridad de sus enlaces determinan sus propiedades. Un cambio pequeño en el tamaño o forma de una sustancia medicinal puede aumentar su eficacia o reducir su efecto. El olfato y la vista dependen en gran parte de la forma de las moléculas (sitios receptores de la nariz, interacción de la luz reflejada por los objetos y pigmentos del ojo). Page 15

16 3.2 Enlace covalente La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. Influye en sus propiedades físicas y químicas: punto de ebullición, densidad y tipo de reacciones en que puede participar. La longitud y el ángulo de enlace se deben determinar experimentalmente, pero existe un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis. Este método se basa en la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. Page 16

17 Geometría molecular Tomando como ejemplo la molécula de tetracloruro de carbono, CCl 4 : Su estructura real tridimensional es un tetraedro, donde el átomo central es el carbono y cada átomo de cloro está ubicado en una de las esquinas del tetraedro. Page 17

18 Geometría molecular La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de las moléculas. Los ángulos de enlaces junto con la longitud de enlace es lo que define el tamaño y forma de una molécula. Page 18

19 Geometría molecular Las moléculas que tienen un solo átomo central y unido a dos o más átomos del mismo tipo, tienen la forma general AB n, donde A es el átomo central que está unido a n átomos B. La forma que las moléculas pueden AB n pueden adoptar depende del valor de n. Para un valor dado de n sólo se observan unas pocas formas generales. Por ejemplo, una molécula AB 2 puede adoptar una geometría lineal (ángulo de enlace=180 ) o angular (ángulo de enlace diferente a 180 ). Page 19

20 Geometría molecular Las moléculas AB 3 pueden adoptar formas en las que los átomos B están en las esquinas de un triángulo equilátero. Si el átomo A está en el mismo plano que los átomos B, la forma se llama trigonal plana. Si el átomo A está arriba del plano de los átomos B, la forma se llama pirámide trigonal. Page 20

21 Geometría molecular La forma de una molécula AB n por lo regular se deriva de una de las cinco estructuras geométricas básicas que se muestran a continuación: Page 21

22 Predicción de la geometría molecular Si A es un elemento representativo, del bloque p de la tabla periódica, se puede predecir la geometría molecular a partir del MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV). Page 22

23 3.2 Enlace covalente El modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) y explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática de dichos pares. Page 23

24 3.2 Enlace covalente Alcohol etílico Page 24

25 Modelo RPECV Cuando se atan tres globos de idéntico tamaño los globos se orientan naturalmente de tal forma que apuntas en direcciones opuestas, tratando de no estorbarse mutuamente. Los globos tenderán a adoptar la forma de un triángulo equilátero. Page 25

26 Modelo RPECV Si se agrega un cuarto globo, los globos adoptarán de forma natural una forma tetraédrica. Page 26

27 Dominio de electrones La región donde se encuentra (o es más probable encontrar) un par enlazante de electrones (enlace químico) se denomina dominio de electrones. Un par no enlazante de electrones también se denomina dominio de electrones. Cada enlace múltiple (doble o triple) también constituye un dominio de electrones. Page 27

28 Dominio de electrones Dado que los dominios de electrones tienen carga negativa, se repelen entre sí. El mejor acomodo será aquel que minimiza las repulsiones entre los dominios de electrones. Page 28

29 Geometría molecular Para predecir la forma de las moléculas se siguen los siguientes pasos: 1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ion y contar el número total de dominio de electrones que rodean al átomo central. 2. Determinar la geometría de dominios de electrones acomodando el número total de dominios de modo tal que las repulsiones entre ellos sean mínimas, siguiendo las formas estudiada para moléculas AB n. 3. Con base en el acomodo de los átomos enlazados, determinar la geometría molecular. Page 29

30 Geometría molecular Page 30

31 Geometría molecular Page 31

32 Efecto de los electrones no enlazantes y de los enlaces múltiples sobre los ángulos de enlace El metano, el amoniaco y el agua tienen geometría tetraédrica, pero sus ángulos de enlace no son iguales. El ángulo de enlace disminuye conforme aumenta el número de electrones no enlazantes. Page 32

33 Efecto de los electrones no enlazantes y de los enlaces múltiples sobre los ángulos de enlace Esto ocurre porque los pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Los pares no enlazantes sólo son atraídos por el núcleo de un átomo. Por esta razón pueden extenderse más en el espacio. Page 33

34 Efecto de los electrones no enlazantes y de los enlaces múltiples sobre los ángulos de enlace Los enlaces múltiples contiene una densidad de carga electrónica más alta que los enlaces sencillos, por lo que representan dominios de electrones más grandes (más gordos o extendidos en el espacio). En el fosgeno podríamos esperar una geometría trigonal plana con ángulos de enlace de 120, pero el doble enlace actúa de forma parecida a un par de electrones no enlazados y modifica los ángulos de la molécula Page 34

35 Moléculas con capas de valencia expandidas Las moléculas con cinco o seis dominios de electrones alrededor del átomo central (más de 8 electrones de valencia) presentan diversas geometrías moleculares basadas en la bipirámide trigonal. Page 35

36 Moléculas con capas de valencia expandidas Las moléculas con cinco o seis dominios de electrones alrededor del átomo central (más de 8 electrones de valencia) presentan diversas geometrías moleculares basadas en la bipirámide trigonal. Page 36

37 Geometría molecular Page 37

38 Teorías para explicar el enlace covalente Page 38

39 Teoría del enlace de valencia En la teoría de Lewis se forman enlaces covalentes cuando se comparten electrones. En la teoría del enlace de valencia se puede imaginar que la acumulación de la densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo. El traslape de orbitales permite a dos electrones con espín opuesto compartir el espacio común entre los núcleos y así formar un enlace covalente. Región de traslape Page 39

40 Orbitales híbridos El concepto de traslape de orbitales ayuda a la comprensión de la formación de enlaces covalentes, pero puede no ser útil para explicar la geometría molecular de las moléculas poliatómicas. Para estos casos se puede suponer que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para obtener nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. La forma de estos orbitales híbridos es diferentes a la de los orbitales atómicos originales. El proceso de mezclar y alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se llama hibridación. Page 40

41 Orbitales híbridos sp Cloruro de Berilio, BeCl 2 Orbital lleno 4Be: 1s 2 2s 2 17Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 4Be: 1s 2 2s 1 2p 1 Page 41

42 Orbitales híbridos sp 2 Trifluoruro de Boro, BF 3 Puede compartir/ceder un electrón 5B: 1s 2 2s 2 2p 1 5B: 1s 2 2s 1 2p 2 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 Page 42

43 Orbitales híbridos sp 3 Metano, CH 4 Puede compartir dos electrones 6C: 1s 2 2s 2 2p 2 1H: 1s 1 6C: 1s 2 2s 1 2p 3 Page 43

44 Orbitales híbridos sp 3 d Pentafluoruro de fósforo, PF 5 15P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 Puede compartir/ceder tres electrón 15P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 1 Page 44

45 Orbitales híbridos sp 3 d 2 Hexafluoruro de azufre, SF 6 Puede compartir/ceder tres electrón 16S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 16S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 Page 45

46 Orbitales híbridos d Page 46

47 Enlaces múltiples: enlaces s y p Los enlaces presentados en las diapositivas anteriores (donde la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea que conecta los núcleos de la molécula) se denominan enlaces sigma. Los enlaces sigma surgen de la combinación de orbitales: 1. 2 orbitales s 2. 2 orbitales p 3. 1 orbital s y 1 orbital p Es el enlace más fuerte y estable debido a que su densidad electrónica se dispone de manera simétrica entre los núcleos de los átomos. Page 47

48 Enlaces múltiples: enlaces s y p En los enlaces múltiples está presente otro tipo de enlace donde el traslape de orbitales se realiza de manera perpendicular. A este se le denomina enlace pi. El enlace pi es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p, aunque los orbitales d también pueden participar de este tipo de enlace. No posee tanta energía como el enlace sigma pues los electrones están más alejados del núcleo. Page 48

49 Enlaces múltiples: enlaces s y p Dado que el traslape total de los enlaces pi tiende a ser menor que en los enlaces sigma, los enlaces pi son más débiles. Page 49

50 Enlace Sigma De acuerdo con la teoría de orbitales moleculares, cuando dos electrones forman un enlace covalente, sus orbitales atómicos se traslapan, formando un orbital molecular que pasa a depender de dos o más núcleos de la molécula. Según esta teoría, el número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos que lo formaron, es decir que cuando dos orbitales atómicos se traslapan, se forman dos orbitales moleculares, uno llamado enlazante, y otro antienlazante. Page 50

51 Enlace Sigma De esta manera, cuando dos orbitales s se hibridan, se forma un orbital sigma (s) enlazante y un orbital (s*) antienlazante. El orbital enlazante es de menor energía que los orbitales atómicos que lo formaron, y el antienlazante tiene mayor energía, por lo tanto los electrones ocupan el orbital molecular enlazante primero, dejando vacío el orbital antienlazante. Page 51

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53 Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes Compuestos iónicos Sus moléculas pueden contener átomos de cualquier elemento, incluso carbono bajo la forma de CO, CO 2, carbonatos y bicarbonatos. Se conocen aproximadamente unos compuestos. Sólidos cristalinos (hechos de iones) Altos Puntos de Ebullición y Fusión Compuestos covalentes Sus moléculas contienen fundamentalmente átomos de C, H, O, N, y en pequeñas proporciones, S, P, halógenos y otros elementos. El número de compuestos conocidos supera los 10 millones, y son de gran complejidad debido al número de átomos que forman la molécula. Gases, líquidos, o sólidos (hechos de moléculas) Debido a la atracción débil entre las moléculas, tienen puntos de fusión y ebullición bajos. Page 53

54 Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes Compuestos iónicos Muchos son solubles en H 2 O y en disolventes polares. Fundidos o en solución son buenos conductores de la corriente eléctrica: son "electrólitos". Las reacciones que originan son generalmente instantáneas, mediante reacciones sencillas e iónicas. Compuestos covalentes La mayoría no son solubles en H 2 O (solo lo son algunos compuestos que tienen hasta 4 ó 5 átomos de C). Son solubles en disolventes orgánicos: alcohol, éter, cloroformo, benceno. No son electrólitos. Reaccionan lentamente y complejamente. Page 54