Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson Unión química I

Enlace químico Fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos en las moléculas.

Tipos de enlace químico Enlace iónico: Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones. Hay una transferencia de electrones de un átomo a otro. Enlace covalente: Resulta de compartir un par de electrones. Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica (regla del octeto).

El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.

Fuerza de atracción relativa de cada átomo El átomo B tiene los electrones más cerca

Electronegatividad

Tipos de enlaces químicos en relación a la diferencia de electronegatividades

Diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la unión Tipo de unión Carácter covalente Carácter iónico Covalente Covalente polar Iónico Ninguna Intermedia Alta Aumenta

Polaridad de los enlaces

Enlace covalente

+ Repulsión Atracción Núcleo Electrón

Cambio en la energía potencial de dos átomos de H Distancia de separación 0,74 Ǻ, -436 kJ/mol

Teorías que explican la formación del enlace covalente Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Teoría del enlace de valencia (TEV) Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Nos permite comprender y predecir la disposición espacial de los átomos. NO explica cómo se produce el enlace dónde se produce cuál es la influencia de de los pares de electrones no compartidos

Molécula Estructura. Número de regiones. de Lewis de elevada densidad Molécula Estructura Número de regiones de Lewis de elevada densidad electrónica H C H H CH4 4 H N H H · · NH3 4

Cloruro de berilio, BeCl2 · · Cl Be Cl Cloruro de berilio, BeCl2

Geometría lineal

Trifluoruro de boro, BF3

Geometría plana trigonal

Ion carbonato, CO32-

H C H H Metano, CH4

Geometría tetraédrica

Pentacloruro de fósforo, PCl5

Geometría trigonal bipiramidal

Hexafluoruro de azufre, SF6

Geometría octaédrica

Influencia de los pares solitarios Par solitario Par enlazante Influencia de los pares solitarios

S O · · Dióxido de azufre, SO2

Influencia de los pares solitarios .. CH4 Tetraédrica 109,5° NH3 Pirámide trigonal 107° H2O Angular 104,5° Influencia de los pares solitarios

Trifluoruro de nitrógeno, NF3

H O H · · Agua, H2O

NH3 N H N H H : Estructura de Lewis Geometría electrónica molecular

Momento dipolar  Medida de la polaridad Producto de la carga (Q) por la distancia (r)  = Q • r Expresado en Debye (D) 1 D = 3,33 x 10-30 C•m = 0 para un molécula no polar

Momento dipolar

Bibliografía Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999. Capítulos 7 a 10. Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulos 9 y 10. Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson)