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 porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad (Configuración electrónica de gas noble). Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

2 Por qué se unen los átomos? En la formación de un enlace participan todos los electrones. Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia). curva de Morse 3 Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas. Enlace químico: conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando se presentan en estado líquido o sólido

3 Una primera aproximación para interpretar el enlace A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse tienden a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO Regla del octeto Los átomos tienen una capa electrónica externa que puede contener hasta ocho electrones (ns 2 np 6 ); este octeto de electrones representa una disposición electrónica especialmente estable, ya que corresponde a la estructura de gas noble. Cuando los átomos se unen por medio de enlaces ceden, captan o comparten electrones con el fin de alcanzar ocho electrones en sus capas externas, la máxima estabilidad. 6

4 Excepciones a la teoría de Lewis El hidrógeno: sólo tiene 2 electrones. Octeto incompleto: 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. Octeto expandido: 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. 7 Tipos de enlaces Intramoleculares: Iónico. Covalente. Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Enlaces de hidrógeno. Metálico. 8

5 Enlace iónico El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. Transferencia de e- de un átomo a otro. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Se da entre elementos de menor Energía de Ionización (metales grupo IA) y elementos de Electroafinidad elevada (No metales Halógenos)

6 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. 12

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8 Ciclo de Born-Haber La reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl 2 (g) NaCl (s) ( H formación = 411,1 kj) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s) Na (g) ( H sublimación = +107,8 kj) ½ Cl 2 (g) Cl (g) (½ H disociación = +121,3 kj) Cl (g) Cl (g) (ΔH Afinidad Electrónica = 348,8 kj) Na (g) Na + (g) (ΔH Energía Ionización = +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 15 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 ). 16

9 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). 17 Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar Solubilidad de un cristal iónico 18

10 Fragilidad en un cristal iónico FUERZA ACTIVIDADES: Ejemplo pág. 43, ejemplo 2 pág 45 Pág 65: 1,4,5,6, y 7

11 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?

12 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

13 Estructuras de Lewis Como se dibujan las estructuras de Lewis? Pág 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. 47: Ejemplo ; Actividades 4-6 pág. 49;

14 Estructuras de Lewis 1) 2) Ejercicio 6 pág. 49: SiO 4-4 Si: 3s 2 p 2 4e- O: 2s 2 p 4 6e-x4 = cargas neg. O O Si O O 4-3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) O 4- O Si O O 32 e- 1) 2) Ejemplo: SO 2 S: 3s 2 p 4 6e- O: 2s 2 p 4 6e-x2 = cargas neg. 3) e- de v. libres: 18-4= 14 4) O O O S S S O O O 18 e-

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16 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. 2 En el caso del ion CO 3, 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 2 estructura del ion CO 3, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres. 31

17 Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :O S O: :O S O: :O: pág. 67: 23 y 24; pág 66: 5 Parámetros moleculares pág. 50 Energía de enlace Longitud de enlace Ángulo de enlace Polaridad de enlace 34

18 Parámetros moleculares pág. 50 Energía de enlace Energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental. Enlace simple Se obtiene a partir de la energía de disociación Energía de enlace Enlace doble Energía de enlace Enlace triple Energía de enlace C C 346,1 C=C 611,1 C C 818,4 C N 292,6 C=N 614,0 C N 888,7 C O 350,3 C=O 713,9 C O 1073,4 C S 258,3 C=S 476,1?? N N 158,8 N=N 417,2 N N 939,7 N O 221,5 N=O 606,1 O O 137,9 O=O 497,4 S O 346,5 S=O 497,4 35 Parámetros moleculares pág. 50 Longitud de enlace Es la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos correspondiente al valor de la energía de enlace en la curva de acercamiento interatómico. Se denomina también distancia internuclear. Son valores promedios 36

19 Parámetros moleculares pág. 51 Ángulo de enlace El ángulo hipotético formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos enlazados a él. Son valores promedios Depende del átomo central y no de los que se hallan unidos a él 37

20 Polaridad de moléculas 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 Polaridad de las Moléculas Polarity of bonds H Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Cl Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad

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22 Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV) 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. 43 Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (cont.) Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si se encuentran formando enlaces (pares de enlace) como cuando están sin compartir (pares solitarios). Los pares de electrones (tanto solitarios como de enlace) se distribuyen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones entre ellos La geometría molecular viene definida por distribución espacial de los átomos que integran la molécula.

23 Notación en el modelo RPECV AX n E m A: átomo central X: átomos periféricos E: pares solitarios asociados al átomo central Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (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.: BeF 2 BCl 3 CH 4 46

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 BCl 3 CH 4 Lineal Triangular Tetraédrica 47 Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (cont.) El átomo central tiene pares de e sin compartir, ej: SnCl 2 NH 3 H 2 O 48

25 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) Amoniaco (107,3º) 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. Agua (104,5º) Metano (109,4º) 49 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (cont.). El átomo central tiene un enlace doble, ej: eteno. 50

26 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) 51

27 Teoría del enlace de valencia (T.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. RECUERDA!!! Se llama covalencia al nº de e desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma. 53 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. 54

28 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. 56

29 MOLÉCULA DE OXÍGENO: O 2 MOLÉCULA DE NITRÓGENO: N 2 57 MOLÉCULA DE HIDRURO DE BERILIO: BeH 2 MOLÉCULA DE BORANO: BH 3 58

30 MOLÉCULA DE METANO: CH 4 59 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 orbitales 2p). Los tipos de hibridación se utiliza, sobre todo, en compuestos de química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos. 60

31 Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos 61 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 sp 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino 62

32 Orbitales atómicos; Hibridación Enlaces Múltiples Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales híbridos. H H C C H C C H H H 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 y un. - Un enlace triple consiste en un enlace y dos.

33 Se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar enlaces Las parejas de e sin compartir. No se hibridan: No se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace. Los orbitales atómicos vacíos. 66

34 Efecto estérico La molécula de agua tiene dos pares electrónicos libres procedentes del átomo de oxígeno, la geometría molecular del H 2 O no presenta ángulos de enlace de 109,5, sino un poco menores. Así, el ángulo anómalo observado de 104 es debido a la repulsión inter-electrónica entre los pares libres que fuerza el cierre del ángulo de los enlaces entre átomos Orbitales atómicos; Hibridación La molécula de amoniaco (NH 3 ), que presenta hibridación sp 3 con ángulos de enlace de 106,5, puesto que uno de sus cuatro orbitales híbridos no es equivalente a los otros tres al estar ocupado por un par electrónico libre; esto provoca repulsión sobre los enlaces cercanos y, por ello, el cierre angular observado Pág: 57: 8, Pág. 65: 13,18, 19 EXAMEN Semana enero 2018??????????????????????

35 Propiedades de los compuestos covalentes Sólidos covalentes: 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. Sust. moleculares: 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 69 P.F y P.E. 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.

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37 Modelo de bandas: Los átomos se encuentran muy cercanos Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se produce un conjunto de orbitales de energía muy parecidas (banda de niveles energéticos). Explica el fenómeno de conductividad. Ej. litio (1s 2, 2s 1 ) 73 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.

38 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. 75 Propiedades de los compuestos metálicos. 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). 76

39 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. 77 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

40 Enlace de hidrógeno en la molécula de agua Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido.

41 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.

42 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 ) 83 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.59: Act: 12, 13 y 14; Pág.63: Act: 15 y 16 Pág: 66: 20-26,