El enlace químico Profesora: Clara Turriate Manrique.

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1 El enlace químico Profesora: Clara Turriate Manrique

2 Enlace Químico ¿Por qué se unen los átomos? ¿Qué fuerzas hacen posible que los átomos individuales se agrupen para formar moléculas? ¿Estas fuerzas son las mismas para todas las moléculas?. ¿Porque las sustancias se componen de iones y otras de moléculas?

3 El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los iones, a los átomos y a las moléculas.
Los átomos tienden a minimizar su energía formando una configuración de “capa cerrada” como la de los gases nobles. ns2 np6 Para ello existen dos posibilidades:

4 1. Perder o ganar electrones para formar iones
1. Perder o ganar electrones para formar iones. Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen electrostáticamente para formar compuestos iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están unidos por un “enlace iónico”. 2. Compartir los electrones con otros átomos. Los átomos se combinan entre ellos formando moléculas. Los átomos de una molécula están unidos por “enlaces covalentes”.

5 ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE COVALENTE IÓNICO COVALENTE POLAR

6 ENLACE COVALENTE ENLACE IÓNICO NO POLAR POLAR

7 ¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o comparten?????
Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen como electrones de valencia y son los que participan de los enlaces químicos. Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales cada punto representa un electrón de valencia. ¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten????? Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia.

8 Símbolos de puntos de Lewis
Los elementos de los grupos 1A y IIA tienden a perder e-, mientras que los elementos de los gruposVIA y VIIA tienden a ganar e-. Cuando se encuentran átomos de los grupos IA, IIA, VIA y VIIA, forman compuestos iónicos

9 Clasificación de los enlaces
Interatómicos Iónico o electrovalente Covalente y metálico Intermoleculares Vander Waals Puente de hidrógeno

10 TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD
1,7 0,5

11 Compuestos iónicos Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente Pierde 1 e- Gana 1 e-

12 Na · Na+ + e- Cl (7e-) + e- Cl- (8e-) ·Ca· Ca+2 + 2e-
Sodio ión sodio (catión) Cl (7e-) + e Cl- (8e-) cloro ión cloro (anión) ·Ca· Ca e- calcio ión calcio (catión) O (6e-) e O-2 (8e-) oxígeno ión oxígeno (anión)

13 El enlace iónico - - - Cristales Li+ F 1s22s1 Li + F 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne] Estructuras de Lewis Li Li+ + e- e- + F - F - Li+ + Li+

14 Moléculas o Compuestos Moleculares
Molécula – un ágregado de 2 o más átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.

15 COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). COMPUESTOS COVALENTES 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

16 Formación de un cristal iónico
Enlace iónico Formación de un cristal iónico La fuerza que mantiene unidos actúan en todas las direcciones, de modo que cada Ion positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.

17 ENLACE IÓNICO

18 Energía reticular en los compuestos iónicos (Hreticular)
Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la energía reticular corresponde a la reacción: Na+(g) + Cl–(g)  NaCl(s) Hreti (-) Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.

19 NaCl(s)  Na+(g) + Cl–(g) Hred(+)
Energía de red (Hred ) es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. NaCl(s)  Na+(g) + Cl–(g) Hred(+) Q+ es la carga en el catión E = k Q+Q- r Q- es la carga en el anión r es la distancia entre los iones Energía de red (E) aumenta como Q aumenta y/o como r disminuye. cmpd Energía de red LiF LiCl 1036 853 r F- < r Cl-

20 Ley de Hess En 1846 el químico Suizo G.H. Hess enuncio lo siguiente:
“ La energía térmica emitida o absorbida en un cambio dado es igual, aunque este ocurra en un paso o en varios pasos” El ciclo de Born Haber es una aplicación de la Ley de Hess.

21 Ciclo de Born-Haber para determinar energías de red
ΔH reticular = -ΔH red ΔH reticular = ΔH°5 f DHf = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 o

22 Ciclo de Born y Haber Determinar la energía reticular en la formación del NaCl. Dado los datos siguientes: Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ) Na (s)  Na (g) (Hsubl = +107,8 kJ) ½ Cl2 (g)  Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ) Cl (g)  Cl– (g) (AHAE = –348,8 kJ) Na (g)  Na+ (g) (AHEI = + 495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Hret = ?)

23 Solución.- Na (s)  Na (g) (Hsubl = + 107,8 kJ)
Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ) Na (s)  Na (g) (Hsubl = + 107,8 kJ) ½ Cl2 (g)  Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ) Cl (g)  Cl– (g) (HAE = –348,8 kJ) Na (g)  Na+ (g) (HEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (Hret i = ?) De donde puede deducirse que: Hret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI) Hret = –411,1 kJ – (107,8 kJ + 121,3 kJ –348,8 kJ + 495,4 kJ) = –786,8 kJ

24 ENLACE COVALENTE Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Molécula de Agua H2O

25 Estructura de Lewis del F2
Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F Estructura de Lewis del F2 Lone pair: par electrónico no enlazante lone pairs Enlace covalente simple F Enlace covalente simple F

26 Enlace covalente simple
Estructura de Lewis del agua Enlace covalente simple 2e- 8e- 2e- H + O + H O H or Enlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones 8e- 8e- 8e- Enlaces dobles O C o O C Enlaces dobles Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones Enlace triple 8e- N 8e- o N Enlace triple 9.4

27 Enlace covalente coordinado (ión molecular o poliatómico)
H+ + Ión amonio (ión molecular o poliatómico)

28 Estructuras de Lewis ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. Número de electrones que forman octetos (excepción el hidrógeno) Numero de electrones que forman enlace Número de enlaces Se dibuja una estructura esquemática . Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo. Carga formal

29 Cargas formales Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Número e Capa valencia Número e Desapareados Mitad e compartidos - + = La carga formal total para un compuesto es cero, para un ion es igual a la carga del ion

30 En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable: El valor de Cf sea mas proximo a 0 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo

31 - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0 - Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
Estructuras de Lewis I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0 - Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0 Correcta! II) - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1 - Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1 Otro ejemplo: - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1 - Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0

32 Estructuras de Lewis de moléculas Tetracloruro de carbono
Agua Amoníaco Tetracloruro de carbono Acido acético

33 Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión. A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

34 En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

35 Condiciones para escribir formas resonantes:
1.      Para pasar de una forma resonante a otra solamente puedo mover electrones, nunca átomos. 2.    Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser estructuras de Lewis válidas. 3.     Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número de electrones desapareados. 4.    Las estructuras resonantes más importantes son las de menor energía potencial.

36 Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP, ozono.
(N,N-dimetilamino)piridina DMAP Ozono

37 Ejercicio: Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual (1.2 Å) del nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho? La molécula de nitrometano es un híbrido de resonancia de dos especies idénticas. El enlace N-O ni es simple ni doble, tiene un carácter intermedio en ambos extremos.

38 Excepciones a la regla del Octeto
Estructuras de Lewis Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete: Moléculas con nº de e- impar. NO (5+6=11 e- de valencia) Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

39 c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
Estructuras de Lewis c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. PCl5 XeF4 nº de e- de v  5+7x5= 40 e- nº de e- de v  8+7x4= 36 e- Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

40 Parámetros de enlace a) Energía de enlace es la energía requerida para romper un enlace H2(g) + EE- H + H b) Longitud de enlace (L) es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazado L

41 c) Angulo de enlace es el ángulo interno producto de la intersección entre dos líneas trazadas desde los núcleos de dos átomos enlazaos a un átomo central. (b) Y (c) determinan el tamaño y la forma de la molécula. NH3 H2O 107° Y 104,5° La longitud y el ángulo de enlace puede medirse utilizando técnicas de rayos x

42 Energía de disociación (kcal/mol)
PARÁMETROS DE ENLACE Enlace Longitud típica (A) Momento dipolar (D) Energía de disociación (kcal/mol) C-H 1.07 0.40 99 X-H 1.01(N) 0.96(O) 1.31(N) 1.51(O) 93(N) 111(O) C-C 1.54 83 C=C 1.33 146 CºC 1.20 200 C-N 1.47 0.22 73 C=N 1.30 1.90 147 CºN 1.16 3.50 213 C-O 1.43 0.74 86 C=O 1.23 2.30 184 C-Cl 1.78 1.46 81 C-Br 1.93 1.38 68 C-I 2.14 1.19 51

43 Tipos de orbitales híbridos.
Ejemplos

44 Enlaces sigma (s) y Pi (p)
Enlace sencillo 1 enlace sigma Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces s y p están en la molécula de ácido acético ( vinagre) CH3COOH? C H O s enlaces = 6 + 1 = 7 p enlaces = 1

45 (Geometría electrónica)
GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos Cuatro pares de e- rodeando el átomo de nitrógeno. Se dirigen hacia los vértices de un tetraedro (Geometría electrónica) Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal (Geometría molecular)

46 < < Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana Cuatro pares de e: Molécula tetraédrica Cuatro enlazados Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados Repulsión entre pares de electrones Enlazado- Enlazado < < No enlazado- No enlazado No enlazado- Enlazado

47 Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

48 En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

49 Polaridad de los enlaces y las moléculas