ENLACE QUIMICO GEOMETRIA MOLECULAR.

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1 ENLACE QUIMICO GEOMETRIA MOLECULAR

2 ENLACE QUIMICO Se define como la fuerza que mantiene unidos a los átomos de un compuesto y se clasifica de la siguiente manera: Enlace Iónico Enlace Químico Enlace Covalente Enlace Metálico

3 Enlace Iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas. Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización: Ejemplo: Na – 1 e–  Na+ O + 2e–  O2– Reac. global: O + 2 Na  O2– + 2 Na+ Formula del compuesto (empírica): Na2O

4 Enlace iónico Sodio (Z=11), con una configuración electrónica: 1s22s22p63s1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na+) y con la configuración electrónica del Neón: 1s22s22p6. Por el contrario, el Cloro (Z=17), con una configuración electrónica: 1s22s22p63s23p5 al captar un electrón quedará cargada negativamente (Cl--) y con la configuración electrónica del Argón: 1s22s22p63s23p6. Al acercarse estos iones se producirá una atracción electrostática entre ellos dando lugar a una estabilización del sistema que se llama enlace iónico.

5 Ejemplo Este enlace se dice que es no dirigido, al no estar unidos un ión sodio con un ión cloruro, sino que lo que realmente se produce es un agregado de iones de un signo que rodean a los iones del otro signo.

6 Estructura Cristalina
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.

7 Estructura Cristalina. Factores de los que Depende
El tamaño de los iones. La estequiometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el cristal sea neutro. Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y: Se divide por 8 el nº de iones de los vértices. Se divide por 4 el nº de iones de las aristas. Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras. Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda

8 Principales Tipos de Estructura Cristalina
NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 6 CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 8 CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) Índice de coord. para el F– = 4 Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F Ca2+

9 Concepto de Energía de Red.
La magnitud que determina la mayor o menor estabilidad de un compuesto iónico recibe el nombre de energía de red o energía reticular, que se define como: “La energía que se desprende en el proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso cuando entre ellos no existe interacción alguna”. Su estudio, así como su determinación experimental mediante el ciclo de Born-Haber se pospone al siguiente tema, Termodinámica.

10 Propiedades de las sustancias Iónicas
1.- No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, muy fuertes y estables. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía. 2.- Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) y puntos de ebullición también altos (por encima de los 1500ªC). 3.- Son duros y quebradizos. 4.- Son solubles en disolventes polares, como el agua. 5.- La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, cloroformo (disolventes orgánicos). 6.- Los compuestos iónicos, fundidos o en disolución acuosa, conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). Se dice que son conductores de 2ª especie. 7.- Sin embargo es estado sólido no son conductores de la electricidad, ante la imposibilidad de movimiento de sus iones (sólo vibran alrededor de su posición de equilibrio). Tampoco son conductores térmicos.

11 Disolución de un Cristal Iónico en un Disolvente Polar
Solubilidad de un cristal iónico © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

12 Fragilidad en un Cristal Iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. presión

13 Enlace Covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

14 Enlace Covalente Los enlaces covalentes se pueden clasificar atendiendo a diferentes criterios: Según el tipo de átomos que lo forman, se pueden clasificar en: - Enlace covalente homopolar o apolar: Aquel que está formado por dos átomos iguales. La tendencia a llevarse los electrones sobre sí es igual y no presentan diferencia de electronegatividad. - Enlace covalente heteropolar o polar: Aquel que está formado por dos átomos diferentes. Dependiendo de la mayor o menor diferencia de electronegatividad entre los átomos dará lugar a enlaces más o menos polarizados. Según el número de enlaces formados entre los átomos: Se podrán clasificar en enlaces sencillos, dobles y triples, al compartir uno, dos o tres pares de electrones. Según se aporten los electrones al enlace: - Si cada átomo aporta el mismo número de electrones a los enlaces se denomina enlace covalente puro. Si uno de los átomos aporta los dos electrones al enlace se denomina enlace covalente coordinado o dativo.

15 Estructuras de Lewis Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: El octeto. Los electrones que participan en el enlace químico son los electrones de valencia y pueden formar enlace sencillos, dobles o triples. Los átomos se representan con el símbolo y alrededor los electrones de valencia, mediante puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones.

16 Para moléculas polielectrónicas es necesario seguir un proceso para realizar la estructura de Lewis.
Primero se calcula el número de electrones de valencia de los átomos de la molécula (v) y el número total de electrones de valencia que se necesitan para adquirir la estructura de gas noble (n). El número de electrones compartidos (c) será la resta n – v. El número de electrones no compartidos será la resta v – c. Se coloca el átomo central (el menos electronegativo) y alrededor el resto de átomos. El átomo de hidrógeno puede que esté unido al átomo central o no (en los oxoácidos está unido a un átomo de oxígeno.

17 Por ejemplo, vamos a determinar la estructura de Lewis del ácido nítrico:
Primero se determina el número total de electrones (n) y los de valencia (v): n = 8e (N) + 3x8e (O) + 2e (H) = 34e V = 5e (N) + 3x6e (O) + 1e (H) = 24e número de electrones compartidos: n – v = 34 – 24 = 10e (5 pares o enlaces) número de electrones no compartidos (libres) = v – c = 24 – 10 = 14e (7 pares no enlazantes). Se sitúa el átomo de nitrógeno como central ya que es el menos electronegativo (exceptuando al hidrógeno), alrededor de él los átomos de oxígeno y el átomo de hidrógeno junto a uno de los tres átomos de oxígeno: O N O H O

18 A continuación se coloca un par de electrones enlazantes entre cada dos átomos
y se colocan los pares no enlazantes hasta completar el octete de cada elemento Para finalizar se coloca el par enlazante y el no enlazante de forma que se cumpla la regla del octete. Si se puede escribir alguna estructura más se dice que la molécula presenta estructuras en resonancia y la estructura real será un híbrido de todas ellas.

19 Átomo de Oxígeno (1): CF = 6 – 4 – ½ (4) = 0
Por lo tanto, a la molécula de ácido nítrico contribuyen las dos estructuras en resonancia siguientes: Para determinar qué estructuras son las que mejor se adaptan a la real se recurre al estudio de las cargas formales de cada átomo de la molécula. Estas cargas se calculan de la siguiente manera: Carga formal (CF) = nº electrones de valencia – nº de electrones no enlazantes – ½ nº de electrones enlazantes. Átomo de H: CF= 1 – 1 = 0 Átomo de N: CF = 5 – 0 – ½ (8) = +1 Átomo de Oxígeno (1): CF = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Átomo de Oxígeno (2): CF = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Átomo de Oxígeno (3): CF = 6 – 6 – ½ (2) = - 1 Así, la carga formal de la molécula es cero, ya que están compensadas.

20 Modelo de Repulsión de Pares Electrónicos y Geometría Molecular
Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central. Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

21 Modelo de Repulsión de Pares Electrónicos y Geometría Molecular.
El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace. El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. El átomo central tiene pares de e– sin compartir. El átomo central tiene un enlace doble.

22 El átomo Central sólo tiene Pares de e– de Enlace.
BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Ang. enl. = 180º. BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º. CH4: El C tiene 4 pares de e–  Ang. enl. = 109,4º. BeF2 Lineal BCl3 Triangular CH4 Tetraédrica

23 El Átomo Central tiene Dos dobles Enlaces o uno Sencillo y uno Triple.
Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal. Ejemplos: Etino (acetileno) CO2

24 El Átomo Central tiene Pares de e– sin Compartir
Metano (109,4º) La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace. NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º)

25 En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.

26 En el caso de moléculas en las que el átomo central tenga algún par de electrones sin compartir, la distribución de todos los pares será igual a la estructura geométrica pero para determinación de la geometría de la molécula habrá que fijarse solo en los átomos presentes, sabiendo además que los ángulos de enlace se verán modificados por la presencia de las repulsiones entre pares enlazantes y no enlazantes. Es de destacar el hecho de que los dobles enlaces se cuentan, a efectos de pares, como uno sólo.

27 Por último, la determinación de la geometría de los iones polivalentes se lleva a cabo de modo análogo al caso anterior: Para un estudio más detallado, tanto de la teoría de Lewis como el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (MRPECV) es recomendable visitar la página web siguiente:

28 Propiedades de los Compuestos Covalentes
El enlace covalente se encuentra en una gran cantidad de sustancias, pudiéndose clasificar en dos grandes grupos: - Sustancias moleculares, formadas por verdaderas moléculas. - Sustancias atómicas o sólidos reticulares, formadas por redes de átomos, no siendo moléculas en sentido estricto. Las sustancias moleculares: 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC). El aumento de la punto de fusión y ebullición está relacionado con la polaridad y el peso molecular. 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares, agua, pero pueden serlo conforme se acentúa su polaridad. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, tetracloruro de carbono. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con cargas.

29 Los Sólidos Covalentes:
Las Sustancias Moleculares: 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300 ºC). El aumento de la punto de fusión y ebullición está relacionado con la polaridad y el peso molecular. 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares, agua, pero pueden serlo conforme se acentúa su polaridad. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, tetracloruro de carbono. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con cargas. S Los Sólidos Covalentes: 1. Suelen ser sustancias atómicas, formando redes cristalinas. 2. Puntos de fusión muy elevados ( º C). 3. Son insolubles en cualquier disolvente. 4. Presentan elevada dureza (no se rayan). 5. Tienen baja o nula conductividad eléctrica y térmica, con alguna excepción (C grafito).

30 Enlace Metálico El enlace metálico es característico de los metales, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie, de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones. Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas.

31 Modelo de la Nube Electrónica
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve y los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red. Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos”.

32 Propiedades de los Compuestos Metálicos
1. Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los electrones vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. 2. Son buenos conductores de la electricidad debido a la deslocalización de los electrones. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los electrones de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre. 3. 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. 4. Tienen puntos de fusión y ebullición variable. Los alcalinos y alcalinotérreos suelen tener puntos de fusión bajos. Los metales de transición, por el contrario suelen tener elevados puntos de fusión, dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. 5. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda que inmediatamente emiten (reflejo y brillo). 6. Son, en general, insolubles en cualquier tipo de disolvente. 7. Tienen dureza variable. Los alcalinos pueden ser rayados fácilmente.

33 Fuerzas Intermoleculares
Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menos unidas a las moléculas entre sí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado de agregación, punto de ebullición, etc. Las fuerzas de atracción intermoleculares pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlace por puente de hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals. Son interacciones entre moléculas de naturaleza electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres tipos: fuerzas dipolo-dipolo permanente, fuerzas dipolo permanente dipolo inducido y fuerzas de dispersión. Fuerzas dipolo-Dipolo (permanentes) Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas. Cuanto mayor es el momento dipolar mayor será la fuerza atractiva.

34 Fuerzas Dipolo Permanente-Dipolo Inducido
Las moléculas polarizadas próximas a moléculas no polares o átomos neutros pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre las moléculas con dipolo permanente y las de dipolo inducido aparecerá una fuerza de atracción más débil que en el caso anterior. Esta fuerza desaparecerá en cuanto la molécula polarizada se desplace a otro lugar. Fuerzas de Dispersión o de London Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas. En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción. Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.

35 Enlace por Puente de Hidrógeno
Un enlace de hidrógeno se forma entre moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno (F-H, O-H, N-H ). Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares. Los enlaces de hidrógeno tienen solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tienen importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal. Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido.

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