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1 1 Presenta: Presenta:

2 2 ENLACE QUÍMICO ENLACE QUÍMICO

3 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 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 iónico: Uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Enlace Covalente: Algunos electrones de valencia se comparten (en pares) entre átomos.Enlace Covalente: Algunos electrones de valencia se comparten (en pares) entre átomos. Muchos enlaces reales se encuentran entre estos dos extremos.Muchos enlaces reales se encuentran entre estos dos extremos.

5 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) + Cl 2 (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 6 Enlace Covalente 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 7 Planteémonos los siguientes objetivos Comprender: 1)La distribución de los electrones de valencia en moléculas o iones 2)Las diferentes estructuras moleculares 3)Las propiedades del enlace y sus efectos en las propiedades de las moléculas

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

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

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

11 11 Electrones de Valencia Los electrones del átomo pueden dividirse en INTERNOS y DE VALENCIA B: 1s 2 2s 2 2p 1 Internos = [He], De valencia = 2s 2 2p 1 Br: [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 Internos = [Ar] 3d 10, De valencia = 4s 2 4p 5

12 12 Las reglas del juego 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 : Para los grupos 5A al 7A : Nº de electrones de enlace = 8 – Nº de grupo

13 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 14 Construyendo un diagrama de puntos Amoníaco: NH 3 1. Determine el átomo central (el de menor afinidad electrónica). Nunca H Los átomos de hidrógeno son siempre terminales. Los átomos de hidrógeno son siempre terminales. En consecuencia, N es el átomo central En consecuencia, N es el átomo central 2. Cuente los electrones de valencia H = 1, N = 5 H = 1, N = 5 Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones (4 pares) Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones (4 pares)

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

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

17 17 Ión sulfito: SO 3 2- Los pares de electrones remanentes se transforman en pares solitarios. Se asignan -en primer lugar- a los átomos externos y luego al átomo central OO O S Cada átomo queda rodeado por un octeto de electrones.

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

19 19 Dióxido de carbono: CO 2 4. Se los asignamos a los átomos externos. El segundo par de enlace forma un enlace pi (π) 5. Para que el cabono complete el octeto deberemos formar enlaces dobles con el oxígeno

20 20 Los enlaces múltiples se dan a menudo entre átomos de C, N, P, O y S H 2 CO SO 3 C2F4C2F4C2F4C2F4

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

22 22 Dióxido de azufre: SO 2 Lo que nos conduce a las siguientes estructuras: Estas estructuras equivalentes son llamadas ESTRUCTURAS RESONANTES. La verdadera estructura electrónica es un HÍBRIDO de ambas ESTRUCTURAS RESONANTES. La verdadera estructura electrónica es un HÍBRIDO de ambas

23 23 Urea: (NH 2 ) 2 CO

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

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

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

27 27 Trifluoruro de boro: BF 3 Átomo central = _____Átomo central = _____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ paresNº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de LewisLlegamos 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 Violaciones de la regla del octeto

28 28 Tetrafluoruro de azufre:SF 4 Átomo central = ____Átomo central = ____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ paresNº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de LewisLlegamos a la siguiente estructura de Lewis 5 pares de electrones en torno al azufre. Ocurre a menudo con elementos más allá del segundo período. Violaciones de la regla del octeto

29 29 Dióxido de nitrógeno: NO 2 Átomo central = ____Átomo central = ____ Nº de e- de valencia = _____ = _____ paresNº de e- de valencia = _____ = _____ pares Llegamos a la siguiente estructura de Lewis Llegamos a la siguiente estructura de Lewis O O N Violaciones de la regla del octeto O O N

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

31 31 OOC 4 - (1/2)(8) - 0 = (1/2)(4) - 4 = 0 Dióxido de carbono: CO 2

32 32 Cargas parciales en el CO 2 Amarillo = negativa - Rojo = positiva Tamaño relativo = Carga relativa Amarillo = negativa - Rojo = positiva Tamaño relativo = Carga relativa

33 33 Anión Tiocianato: SCN (1/2)(2) - 6 = (1/2)(6) - 2 = (1/2)(8) - 0 = 0 SNC

34 34 Anión Tiocianato: SCN - SNC SNC SNC ¿Cuál es la estructura resonante más estable?

35 35 Cargas parciales calculadas en el tiocianato El azufre es el más negativo en términos relativos SNC

36 36 Trifluoruro de boro: BF 3 ¿Qué sucedería si formáramos un enlace doble B=F para satisfacer en el boro la regla del octeto? F F F B + -

37 37 GEOMETRÍA MOLECULAR

38 38 TRPEV TRPEV Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de ValenciaTeoría 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 TRPEV TRPEV Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de ValenciaTeoría 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 GEOMETRÍA MOLECULAR

39 39 EJEMPLOS

40 40 H H H H tetra é drica 109 º C º trigonal plana FF B F º lineal2 Geometr í a Ejemplo Pares de electrones de valencia F Be F

41 41 EJEMPLOS

42 42 Determinación de la geometría molecular mediante la TRPEV Amoníaco: NH 3 4 pares de electrones de valencia se dirigen hacia los vértices de un tetraedro imaginario: La GEOMETRÍA DE PARES ELECTRÓNICOS es TETRAÉDRICA

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

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

45 45 Orden de enlace Órdenes de enlace fraccionarios en estructuras resonantes. Consideremos el NO 2 - : Órdenes de enlace fraccionarios en estructuras resonantes. Consideremos el NO 2 - : El orden del enlace NO = 1.5

46 46 Orden 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 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 48 La longitud de enlace depende del orden de enlace En las figuras las distancias están expresadas en Angstrom. (1 Angstrom = pm) En las figuras las distancias están expresadas en Angstrom. (1 Angstrom = pm) Longitud de enlace

49 49 Uso de las energías de enlace Estimemos la energía intercambiada (H reacc ) por la reacción HH + ClCl 2 HCl H reacc = E R + E P E R = Energía absorbida por la ruptura de enlaces en los reactivos ( 0) E P = Energía liberada por la formación de enlaces en losproductos (<0) HH = 436 kJ/mol ClCl = 242 kJ/mol HCl = 432 kJ/mol HH = 436 kJ/mol ClCl = 242 kJ/mol HCl = 432 kJ/mol

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

51 51 Polaridad molecular ¿Por qué los compuestos iónicos se disuelven en agua? Punto de ebullición = 100 ˚C Punto de ebullición = -161 ˚C ¿Por qué el agua y el metano tienen puntos de ebullición tan diferentes?

52 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 (- ) y sobre el H una positiva (+ )

53 53 Debido a su polaridad, la energía de disociación del enlace HCl es MAYOR que la calculada para un enlace covalente puro ENLACEENERGÍA puro339 kJ/mol (calculada) real432 kJ/mol (medida) ENLACEENERGÍA puro339 kJ/mol (calculada) real432 kJ/mol (medida) Diferencia = 92 kJ/mol Esta diferencia es proporcional a la diferencia de: ELECTRONEGATIVIDAD ( ) ELECTRONEGATIVIDAD ( ) Diferencia = 92 kJ/mol Esta diferencia es proporcional a la diferencia de: ELECTRONEGATIVIDAD ( ) ELECTRONEGATIVIDAD ( ) Polaridad de enlace

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

55 55 Linus Pauling, La única persona (a la fecha) que ha recibido dos Premios Nobel no compartidos (de Química y de la Paz)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 proteínasDentro 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.Fue un activo militante por la causa del desarme y la paz mundial.

56 56 Electronegatividad de Pauling en el sistema periódico

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

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

59 59 Polaridad molecular Las moléculas de HCl y H 2 O son POLARES (o dipolares) Presentan un MOMENTO DIPOLAR La molécula de HCl se orienta en un campo eléctrico Las moléculas de HCl y H 2 O son POLARES (o dipolares) Presentan un MOMENTO DIPOLAR La molécula de HCl se orienta en un campo eléctrico

60 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 61 Momentos dipolares ¿Por qué algunas moléculas son polares y otras no?

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

63 63 ¿Polar o No polar? Compare al CO 2 y al H 2 O ¿Cuál es polar?

64 64 Dióxido de carbono El CO 2 es NO POLAR pese a que ambos enlaces CO son polares.El CO 2 es NO POLAR pese a que ambos enlaces CO son polares. La molécula de CO 2 es simétrica.La molécula de CO 2 es simétrica La polaridad de los enlaces C-O determina que el CO 2 en H 2 O produzca H 2 CO 3

65 65 Aplicaciones de la polaridad del H 2 O Horno de microondas

66 66 ¿Polar o No polar? Considere las moléculas AB 3 : BF 3, Cl 2 CO, y NH 3.

67 67 Polaridad molecular: BF 3 El átomo de boro es positivo con respecto al de flúor Los enlaces BF en el BF 3 son polares Pero la molécula es simétrica y en consecuencia, NO polar

68 68 Polaridad molecular: HBF 2 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 BF y BH son diferentes por lo que la molécula es POLAR. ( Podemos afirmar que su suma vectorial no es nula) Pero los momentos dipolares de los enlaces BF y BH son diferentes por lo que la molécula es POLAR. ( Podemos afirmar que su suma vectorial no es nula)

69 69 Metano: CH 4 ¿Polar o No polar? Los enlaces C-H son débilmente polaresLos enlaces C-H son débilmente polares La molécula de metano es simétricaLa molécula de metano es simétrica La suma vectorial de los cuatro momentos dipolares es nulaLa suma vectorial de los cuatro momentos dipolares es nula La molécula de CH 4 es NO POLARLa molécula de CH 4 es NO POLAR

70 70 CH 3 F: ¿Polar O No polar? El enlace C-F es mucho más polar que el enlace C-HEl enlace C-F es mucho más polar que el enlace C-H La suma vectorial de los momentos dipolares no es 0La suma vectorial de los momentos dipolares no es 0 La molécula de CH 3 F es POLARLa molécula de CH 3 F es POLAR El enlace C-F es mucho más polar que el enlace C-HEl enlace C-F es mucho más polar que el enlace C-H La suma vectorial de los momentos dipolares no es 0La suma vectorial de los momentos dipolares no es 0 La molécula de CH 3 F es POLARLa molécula de CH 3 F es POLAR

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

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

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

74 74 Traducción y adecuación:


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