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1 Presenta:

2 ENLACE QUÍMICO To play the movies and simulations included, view the presentation in Slide Show Mode.

3 Enlace Químico Problemas y preguntas
¿Cómo se mantienen unidos los átomos en una molécula? ¿Y los iones en un cristal? ¿Por qué los átomos se orientan en el espacio de una determinada manera? ¿Podemos predecir la estructura de una molécula? ¿Cómo se relaciona la estructura molecular con las propiedades físicas y químicas de las sustancias?

4 Tipos de enlace Químico
Existen dos formas extremas mediante las cuales los átomos pueden unirse: Enlace iónico: Uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Enlace Covalente: Algunos electrones de valencia se comparten (en pares) entre átomos. Muchos enlaces reales se encuentran entre estos dos extremos.

5 Enlace Iónico En esencia consiste en la transferencia de electrones desde un átomo con baja energía de ionización (metal) hacia otro con elevada afinidad electrónica (no metal) 2 Na(s) + Cl2(g) ---> 2 Na Cl- En consecuencia, el enlace iónico se da principalmente entre metales de los grupos 1A, 2A y de transición y no metales como el oxígeno y los halógenos.

6 Enlace Covalente Un par de electrones compartido
Se debe a la mutua atracción de dos átomos por el par de electrones del enlace El resultado: Un par de electrones compartido Existe un balance entre las fuerzas de atracción y repulsión

7 Planteémonos los siguientes objetivos
Comprender: La distribución de los electrones de valencia en moléculas o iones Las diferentes estructuras moleculares Las propiedades del enlace y sus efectos en las propiedades de las moléculas

8 Distribución de los electrones en la molécula
Representación de la distribución electrónica mediante la Notación de puntos de Lewis Los electrones de valencia se disponen como pares de enlace compartidos y pares solitarios no compartidos G. N. Lewis

9 Pares de enlace y solitarios
Los electrones de valencia se distribuyen como PARES DE ENLACE compartidos y (o) PARES SOLITARIOS no compartidos. • •• H Cl Par solitario Par de enlace Esta es la llamada estructura de puntos de Lewis

10 Note que cada átomo posee un único electrón desapareado
Formación del enlace El enlace puede representarse como fruto de una superposición de orbitales atómicos pertenecientes a átomos vecinos Cl H •• • + Superposición de H (1s) y Cl (2p) Note que cada átomo posee un único electrón desapareado

11 Electrones de Valencia
Los electrones del átomo pueden dividirse en INTERNOS y DE VALENCIA B: 1s2 2s2 2p1 Internos = [He] , De valencia = 2s2 2p1 Br: [Ar] 3d10 4s2 4p5 Internos = [Ar] 3d10 , De valencia = 4s2 4p5

12 Las “reglas del juego” •Para los Grupos 1A al 4A:
El N° de electrones de valencia de un elemento coincide con el N° del Grupo de la Tabla Periódica al que pertenece •Para los Grupos 1A al 4A: Nº de electrones de enlace = Nº de grupo • Para los grupos 5A al 7A : Nº de electrones de enlace = 8 – Nº de grupo

13 Las “reglas del juego” •Nº de electrones de valencia = Nº de Grupo
•Para los grupos 1A al 4A: Nº de pares de enlace (PE) = Nº de Grupo •Para los grupos 5A al7A: Nº de pares solitarios (PS) = 8 – Nº de Grupo •Excepto para el H (y a menudo para átomos de elementos del período 3º o superiores): PE + PS = 4 Esto constituye la REGLA DEL OCTETO

14 Construyendo un diagrama de puntos
Amoníaco: NH3 1. Determine el átomo central (el de menor afinidad electrónica). Nunca H Los átomos de hidrógeno son siempre terminales. En consecuencia, N es el átomo central 2. Cuente los electrones de valencia H = 1, N = 5 Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones (4 pares)

15 Construyendo un diagrama de puntos
3. Forme un enlace simple (sigma) entre el átomo central y cada uno de los que lo rodean H N 4. Asigne los electrones restantes a tantos pares solitarios como sea necesario H •• N 3 PE y 1 PS

16 Restan 10 pares de electrones
Ión sulfito: SO32- Paso 1. Átomo central = S Paso 2. Electrones de valencia S = 6 O = 3 x 6 = 18 Carga = 2- TOTAL = 26 e- o 13 pares Paso 3. Formar enlaces Restan 10 pares de electrones

17 Ión sulfito: SO32- Los pares de electrones remanentes se transforman en pares solitarios. Se asignan -en primer lugar- a los átomos externos y luego al átomo central • •• O S •• Cada átomo queda rodeado por un octeto de electrones.

18 Dióxido de carbono: CO2 1. Átomo central = _______
2. Electrones de valencia = ___ o ___ pares 3. Enlaces. Restan 6 pares. 4. Se los asignamos a los átomos externos.

19 Dióxido de carbono: CO2 4. Se los asignamos a los átomos externos.
5. Para que el cabono complete el octeto deberemos formar enlaces dobles con el oxígeno El segundo par de enlace forma un enlace pi (π)

20 Los enlaces múltiples se dan a menudo entre átomos de C, N, P, O y S
H2CO SO3 C2F4

21 Dióxido de azufre: SO2 O S 1. Átomo central = S
2. Electrones de valencia = 18 o (9 pares) 3. Forma enlaces dobles ya que el azufre posee un octeto, pero note que hay dos maneras de lograrlo mediante el par izquierdo mediante el par derecho • O S ••

22 Dióxido de azufre: SO2 Lo que nos conduce a las siguientes estructuras: Estas estructuras equivalentes son llamadas ESTRUCTURAS RESONANTES. La verdadera estructura electrónica es un HÍBRIDO de ambas

23 Urea: (NH2)2CO

24 Urea: (NH2)2CO 1. Nº de electrones de valencia = 24
2. Dibujamos los enlaces sigma (7 PE)

25 Urea: (NH2)2CO 3. Colocamos los electrones restantes (5 PS)

26 Urea, (NH2)2CO 4. Completamos el octeto del carbono con un doble enlace

27 Trifluoruro de boro: BF3
Violaciones de la regla del octeto Trifluoruro de boro: BF3 Átomo central = _____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de Lewis El átomo de boro sólo comparte tres pares de elctrones. En varios de sus compuestos, el B exhibe esta deficiencia electrónica

28 Tetrafluoruro de azufre:SF4
Violaciones de la regla del octeto Tetrafluoruro de azufre:SF4 Átomo central = ____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de Lewis 5 pares de electrones en torno al azufre. Ocurre a menudo con elementos más allá del segundo período.

29 Dióxido de nitrógeno: NO2
Violaciones de la regla del octeto Dióxido de nitrógeno: NO2 Átomo central = ____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de Lewis • •• • •• N O N O • • •• •• •• •• O O • • •• ••

30 Cargas Formales Definición: CF= Nº de Grupo – ½ EE- ES

31 Dióxido de carbono: CO2 6 - ( 1 / 2 ) 4 = • O C 4 - ( 1 / 2 ) 8 =

32 Cargas parciales en el CO2
Amarillo = negativa - Rojo = positiva Tamaño relativo = Carga relativa

33 Anión Tiocianato: SCN-
6 - (1/2)(2) - 6 = -1 5 - (1/2)(6) - 2 = 0 • S N C 4 - (1/2)(8) - 0 = 0

34 Anión Tiocianato: SCN-
• S N C • S N C • S N C ¿Cuál es la estructura resonante más estable?

35 Cargas parciales calculadas en el tiocianato
El azufre es el más negativo en términos relativos • S N C

36 Trifluoruro de boro: BF3
•• • B +1 -1 ¿Qué sucedería si formáramos un enlace doble B=F para satisfacer en el boro la regla del octeto?

37 GEOMETRÍA MOLECULAR

38 TRPEV GEOMETRÍA MOLECULAR
Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de Valencia El factor más importante para determinar la geometría de la molécula es la repulsión electrostática entre los pares de electrones de la última capa La molécula adoptará la forma que minimice las fuerzas de repulsión

39 EJEMPLOS

40 Pares de electrones de valencia
Ejemplo Geometría F—Be—F 2 lineal 180 F 3 B trigonal plana F F 120 H 109 4 tetraédrica C H H H

41 EJEMPLOS

42 Determinación de la geometría molecular mediante la TRPEV
Amoníaco: NH3 4 pares de electrones de valencia se dirigen hacia los vértices de un tetraedro imaginario: La GEOMETRÍA DE PARES ELECTRÓNICOS es TETRAÉDRICA

43 Propiedades del enlace orden – longitud – energía - polaridad
Buckybola dentro de la HIV-proteasa

44 Nº de enlaces entre un par de átomos
Orden de enlace Nº de enlaces entre un par de átomos Enlace doble Enlace simple Acrilonitrilo Enlace triple

45 Orden de enlace Órdenes de enlace fraccionarios en estructuras resonantes. Consideremos el NO2- : El orden del enlace N—O = 1.5

46 Orden de enlace 414 kJ 123 pm 745 kJ 110 pm (a) Energía de enlace
El orden de enlace está vinculado a otras dos propiedades importantes (a) Energía de enlace (b) Longitud de enlace 745 kJ 414 kJ 110 pm 123 pm

47 Longitud de enlace Es la distancia entre los núcleos de los átomos enlazados. Su relación con la energía del sistema resulta evidente en la figura:

48 Longitud de enlace La longitud de enlace depende del orden de enlace
En las figuras las distancias están expresadas en Angstrom. (1 Angstrom = 10-2 pm)

49 Uso de las energías de enlace
Estimemos la energía intercambiada (∆Hreacc) por la reacción H—H + Cl—Cl  2 H—Cl ∆Hreacc = ER+ EP ER= Energía absorbida por la ruptura de enlaces en los reactivos (0) EP= Energía liberada por la formación de enlaces en losproductos (<0) H—H = 436 kJ/mol Cl—Cl = 242 kJ/mol H—Cl = 432 kJ/mol

50 Uso de las energías de enlace
Estimemos la energía intercambiada (∆Hreacc) por la reacción H—H + Cl—Cl  2 H—Cl H—H = 436 kJ/mol Cl—Cl = 242 kJ/mol H—Cl = 432 kJ/mol Energía (molar) absorbida para romper los enlaces H-H y Cl-Cl = 436 kJ kJ = 678 kJ Energía (molar) liberada por la formación de los enlaces H-Cl = -864 kJ Neto = ∆Hreacc = 678 kJ kJ = -186 kJ

51 Polaridad molecular Punto de ebullición = 100 ˚C
¿Por qué el agua y el metano tienen puntos de ebullición tan diferentes? ¿Por qué los compuestos iónicos se disuelven en agua?

52 Polaridad de enlace La molécula de HCl es POLAR porque posee un extremo positivo y un extremo negativo El par de electrones compartido se encuetra más próximo al Cl que al H. Sobre el Cl se establece una zona de carga negativa (-d) y sobre el H una positiva (+ d)

53 Polaridad de enlace ENLACE ENERGÍA “puro” 339 kJ/mol (calculada)
Debido a su polaridad, la energía de disociación del enlace H—Cl es MAYOR que la calculada para un enlace covalente puro ENLACE ENERGÍA “puro” 339 kJ/mol (calculada) “real” 432 kJ/mol (medida) Diferencia = 92 kJ/mol Esta diferencia es proporcional a la diferencia de: ELECTRONEGATIVIDAD ()

54 Electronegatividad ()
 es una medida de la capacidad de un átomo en una molécuala para atraer hacia sí a los electrones del enlace. Concepto propuesto por Linus Pauling ( )

55 Linus Pauling, La única persona (a la fecha) que ha recibido dos Premios Nobel no compartidos (de Química y de la Paz) Dentro de la Química se destacó en diversas áreas como el estudio del enlace químico y la estructura de las proteínas Fue un activo militante por la causa del desarme y la paz mundial.

56 Electronegatividad de Pauling en el sistema periódico

57 Electronegatividad en los tres primeros períodos de la Tabla Periódica
El F presenta la máxima . El átomo con la  más baja es el átomo central en la mayoría de las moléculas. Los valores relativos de  determinan la polaridad del enlace (y un punto de ataque en la molécula)

58 Polaridad de Enlace ¿Cuál de los enlaces es más polar? O—H O—F
  O-H es más polar que O-F Y la polaridad –con respecto al oxígeno- se invierte

59 Polaridad molecular Las moléculas de HCl y H2O son POLARES (o dipolares) Presentan un MOMENTO DIPOLAR La molécula de HCl se orienta en un campo eléctrico

60 Polaridad molecular La magnitud vectorial “momento dipolar” se mide en unidades “Debye”, en homenaje a Peter Debye ( ). Premio Nobel en 1936 por sus trabajos en difracción de rayos X y en la determinación de momentos dipolares

61 ¿Por qué algunas moléculas son polares y otras no?
Momentos dipolares ¿Por qué algunas moléculas son polares y otras no?

62 Polaridad molecular Todas las de arriba son NO polares
Las moléculas serán polares si: a) Presentan enlaces polares y b) NO presentan “simetría” Todas las de arriba son NO polares

63 ¿Polar o No polar? Compare al CO2 y al H2O ¿Cuál es polar?

64 Dióxido de carbono El CO2 es NO POLAR pese a que ambos enlaces CO son polares. La molécula de CO2 es simétrica. +1.5 -0.75 La polaridad de los enlaces C-O determina que el CO2 en H2O produzca H2CO3

65 Aplicaciones de la polaridad del H2O
Horno de microondas Aplicaciones de la polaridad del H2O

66 ¿Polar o No polar? Considere las moléculas AB3: BF3, Cl2CO, y NH3.

67 Polaridad molecular: BF3
El átomo de boro es positivo con respecto al de flúor Los enlaces B—F en el BF3 son polares Pero la molécula es simétrica y en consecuencia, NO polar

68 Polaridad molecular: HBF2
El átomo de B es positivo con respecto al H y al F. B-H y B-F son enlaces polares Pero los momentos dipolares de los enlaces B—F y B—H son diferentes por lo que la molécula es POLAR. (Podemos afirmar que su suma vectorial no es nula)

69 Metano: CH4 ¿Polar o No polar?
Los enlaces C-H son débilmente polares La molécula de metano es simétrica La suma vectorial de los cuatro momentos dipolares es nula La molécula de CH4 es NO POLAR

70 CH3F: ¿Polar O No polar? El enlace C-F es mucho más polar que el enlace C-H La suma vectorial de los momentos dipolares no es 0 La molécula de CH3F es POLAR

71 Etileno Sustituido (cis)
Los enlaces C-F son mucho más polares que los enlaces C-H. Como ambos enlaces C-F están “del mismo lado” de la molécula, sus momentos dipolares no se anulan. La molécula es POLAR.

72 Etileno Sustituido (trans)
Los enlaces C-F son mucho más polares que los enlaces C-H. Como los enlaces C-F están “de lados opuestos” de la molécula, sus momentos dipolares se anulan. La molécula es NO POLAR.

73 Tomado de un trabajo original de:
Prof. Víctor Batista (Ph.D.) Batista reserch group Departament of Chemistry Yale University

74 Traducción y adecuación: