Simbolismo de Lewis Tipos de enlace I Geometría de las moléculas

Presentación del tema: "Simbolismo de Lewis Tipos de enlace I Geometría de las moléculas"— Transcripción de la presentación:

1 Simbolismo de Lewis Tipos de enlace I Geometría de las moléculas Tipos de enlace II

2 U2 |Simbolismo de Lewis o diagrama de Lewis
Electrones de valencia: Electrones mas exteriores de los átomos Capa de valencia: Capa electrónica más externa de los átomos Simbolismo de Lewis: Indica los electrones de valencia de un átomo mediante puntos alrededor de su símbolo. El simbolismo de Lewis indica el número de electrones desaparejados en cada átomo Simbolismo de Lewis para el átomo de flúor y aluminio. Simbolismo de Lewis para la molécula de bromo o dibromo. Simbolismo de Lewis para la molécula de amoníaco.

3 U2 |Simbolismo de Lewis o diagrama de Lewis
Regla del octeto: los átomos tienden a adquirir, por compartición de electrones, la configuración electrónica estable de gas noble con ocho electrones en la capa de valencia (excepto la del hidrogeno que adquiere la del helio con dos electrones) Sin embargo hay numerosas excepciones a la regla del octeto, puede decirse que, en la formación de enlaces covalentes, lo importante es el apareamiento de electrones formando dobletes.

4 U2 |Concepto de resonancia
Se denomina mesomería o resonancia la propiedad que tienen ciertas moléculas o iones de no poder ser representados mediante un único diagrama de Lewis. Modelo molecular del dióxido de azufre y sus fórmulas límite. A cada una de las fórmulas estructurales, con la misma distribución atómica, pero diferente distribución electrónica, se la denomina fórmula límite. La molécula es un estado intermedio entre todas las fórmulas límite llamado híbrido de resonancia (o forma mesómera)

5 U2 |Energía de enlace y longitud de enlace.
En la formación de un enlace se desprende energía, y viceversa: se necesita una aportación de energía para romper cualquier enlace. La energía de enlace es la energía desprendida, a 25 ºC y 105 Pa, cuando en estado gaseosos forma un mol de enlaces a partir de los átomos aislados. Según esta definición, las energías de enlace son negativas. La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente. El ángulo de enlace es el ángulo hipotético formado entre el núcleo del átomo central y los núcleos de los átomos unidos a éste. Modelo molecular del agua, con el ángulo y las longitudes de enlace.

6 U2 | Tipos de enlace químico
Covalente Covalent dativo Propiedades enlaces covalentes Geometria de las moleculas Enlace de hidrogeno Iónico Metálico

7 U2 |Enlace covalente El enlace covalente consiste en la compartición de uno o más pares de electrones por dos átomos. Cada átomo cede parcialmente un electrón y acepta parcialmente otro. Si se comparte un par, la unión está formada por un enlace sencillo; si se comparten dos pares, por un doble enlace; si son tres por un triple enlace. Moléculas con enlaces covalentes Modelo molecular del Nitrógeno. Modelo molecular del hidrógeno. Modelo molecular del eteno o etileno.

8 U2 |Enlace covalente dativo
Enlace covalente en el cual el par de electrones compartidos por dos átomos son aportados por un solo átomo, de manera que cada átomo queda en una configuración electrónica estable. Se da especialmente en iones poliatómicos. Moléculas con enlaces covalentes dativos. Modelo molecular del amoníaco Modelo molecular del tetracloruro de carbono

9 U2 |Propiedades enlaces covalentes I.
Si los electrones del enlace están igualmente compartidos por los dos átomos unidos, el enlace covalente es homopolar o no polar. Si los dos átomos son diferentes, los electrones del enlace están desigualmente compartidos por los dos átomos (los electrones están más próximos al átomo más electronegativo), el enlace covalente es polar. Modelo molecular del monofluoruro de bromo. El par de electrones del enlace es más atraído hacia el átomo de flúor, más electronegativo. Sobre el modelo molecular se muestra la estructura de Lewis de esta molécula. Las pequeñas cargas negativa y positiva se indican, respectivamente, por δ+ y δ– (δ = delta, letra griega).

10 U2 |Propiedades de los enlaces covalentes II.
La unión entre los átomos que constituyen una molécula es muy fuerte. En cambio, las fuerzas de atracción entre las moléculas son débiles. Las sustancias formadas por moléculas no polares y de poca masa molecular presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos. Las sustancias covalentes son muy malas conductoras de la electricidad, tanto en estado sólido como fundidas.

11 U2 |Geometría de las moléculas.
Modelo del enlace de valencia Modelo de las repulsiones de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)

12 U2 |Modelo del enlace de valencia.
Según el modelo del enlace de valencia, cuando se forma un enlace covalente, dos orbitales atómicos, OA, semiocupados, pertenecientes a dos átomos, penetran uno en el seno del otro. Cuanto más grande es esta interpenetración, más fuerte será el enlace covalente formado. Los dos núcleos se acercan hasta llegar a una posición de equilibrio o energía mínima, en la que las fuerzas de atracción quedan contrarrestadas por las repulsiones entre ambos núcleos. En este momento, la interpenetración de los dos orbitales atómicos ha llegado al máximo y da lugar a una mayor probabilidad de densidad electrónica entre núcleos. Formación molécula de hidrogeno.

13 U2 |Enlace σ (sigma) La unión de dos átomos se puede representar por la superposición de dos orbitales atómicos, p, semiocupados. Cuando la superposición tiene lugar en la dirección del eje que une los dos átomos, da un enlace covalente denominado de tipo σ (sigma). Los enlaces de tipo σ se forman por superposición de orbitales atómicos s-s, p-p o s-p. La superposición de dos orbitales atómicos en la dirección del eje que une los dos átomos da lugar a un enlace covalente σ (sigma).

14 U2 |Enlace π (pi) Dos átomos además del enlace σ que los una, pueden tener cada uno de ellos un orbital atómico, p semiocupado, con su eje perpendicular a la dirección del enlace. Estos orbitales p pueden superponerse también para formar un segundo enlace covalente llamado π (pi). El enlace π es más débil que el σ, ya que su interpenetración es menor. La superposición lateral de dos orbitales atómicos p da lugar a un enlace π (pi). El enlace π es más débil que el σ.

15 U2 |La hibridación de orbitales. Orbitales sp
Estudiaremos la geometría de las moléculas i las diferentes hibridaciones de los orbitales a partir de ejemplos. Molécula de cloruro de berilio, BeCl2, orbital sp. Los datos experimentales indican que la molécula es lineal, no polar y los enlaces Be-Cl son equivalentes. La configuración electrónica del berilio en estado fundamental es: L.C. Pauling postuló la hibridación de orbitales. Se acepta que un electrón del orbital 2s del átomo de berilio salta al orbital 2p. El proceso es ligeramente endotérmico. Orbitales híbridos sp lineales. Seguidamente los dos orbitales se hibridan, dan lugar a dos orbitales equivalentes en forma y energía. Una vez hibridados los dos orbitales se colocan en el espacio tan separados como sea posible, formando un ángulo de 180º. Esta hibridación se denomina sp.

16 U2 |Hibridación de orbitales. Orbitales sp2
Molécula de BCl3, orbitales sp2 Los datos experimentales indican que la molécula es plana, trigonal y no polar; los tres enlaces B-Cl son equivalentes. Los ángulos de enlace son de 120º. La configuración electrónica del boro en estado fundamental es: Para explicar la covalencia tres, se admite que con poca energía salta un electrón del orbital 2s al 2p. Seguidamente los tres orbitales, semiocupados se hibridan y, una vez formados, se colocan en el espacio lo más separados posible formando, dos a dos, ángulos de 120º. Esta hibridación se denomina sp2

17 U2 |Hibridación de orbitales. Orbitales sp3
Molécula de metano, CH4, orbitales sp3 Los datos experimentales indican que esta molécula es tetraedrica y no polar, y que el carbono ocupa el centro de un imaginario tetraedro regular. Para formar los cuatro enlaces covalentes equivalentes, se admite que un electrón del orbital 2s salta al 2p Los cuatro orbitales semiocupados se hibridan: hibridación sp3. Los orbitales apuntan desde el centro hasta los vértices de un tetraedro regular con un ángulo de enlace de 109º28’ Modelo molecular que indica las direcciones de los enlaces.

18 U2 |Hibridación de orbitales
Molécula de NH3 La geometría de la molécula de amoníaco también puede explicarse a partir de una hibridación sp3. Cada uno de los tres orbitales hibridados semiocupados se solapa con un orbital s del hidrógeno para formar tres enlaces σ equivalentes. Los dos electrones no restantes ocupan el cuarto orbital hibridado, que no participa en los enlaces y se denomina orbital no enlazante. Configuración electrónica del nitrógeno. La repulsión del orbital no enlazante y los enlazantes es mayor que la de los enlazantes entre sí. Esto comporta una pequeña aproximación entre estos orbitales de manera que el ángulo de enlace es 107,3º Interpretación de la geometría de la molécula de NH3 a partir de una hibridación sp3 de los orbitales del átomo de nitrógeno.

19 U2 |Hibridación de orbitales. Moléculas con enlaces dobles
Molécula de eteno o etileno. Los datos experimentales demuestran que la molécula es plana y tiene un ángulo de enlace de 120º. La estructura de la molécula de eteno se explica por una hibridación sp2 de los orbitales de carbono. Configuración electrónica del carbono post-excitación energética Configuración electrónica del carbono Tiene lugar una hibridación sp2 y queda un orbital p sin hibridar. El cuarto orbital sin hibridar semiocupado de cada átomo de carbono se encuentra en un orbital perpendicular al plano x-y de la molécula. Los orbitales sin hibridar se superponen por encima y por debajo del plano de la molécula formando un enlace π. El doble enlace entre los dos átomos de carbono consta de un enlace σ y uno π. Formación del doble enlace de la molécula de etileno. Las líneas azules representan los enlaces σ y la roja el enlace π

20 U2 |Hibridación de orbitales. Moléculas con enlaces triples.
Molécula de etino o acetileno. Los datos experimentales demuestran que la molécula es lineal y que la longitud de los enlaces C-C es menor que en el eteno. La estructura lineal del etino se explica por una hibridación sp de los orbitales de los dos átomos de carbono. Una vez saltado el electrón del orbital 2s al 2p tiene lugar una hibridación sp y quedan dos orbitales p sin hibridar. De acuerdo con este modelo, el triple enlace entre los dos átomos de carbono consta de un enlace σ y dos π. Formación de dos enlaces π C–C (uno, por superposición de dos orbitales py; y, el otro, por superposición de dos orbitales pz). Para simplificar el dibujo, se han representado las uperposiciones de los orbitales py y pz mediante unos trazos horizontales que los unen. Interpretación de la geometría de la molécula de CH≡CH. Formación de los enlaces σ en el eje x (un enlace C–C y dos enlaces C – H).

21 U2 |Modelo RPECV El método de las repulsiones de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), dice: la geometría de una especie química- molécula o ión- será aquella que permita minimizar las repulsiones de los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) de la capa de valencia del átomo central. Los pares de electrones del átomo central se orientan en el espacio de manera que la separación sea máxima y, por tanto, la repulsión sea mínima. Los pares de electrones no enlazantes causan más repulsión a sus vecinos que los pares enlazantes. Con el modelo RPECV, únicamente se puede prever la geometría de especies químicas discretas aisladas, formadas por un átomo central enlazado covalentemente a otros átomos periféricos. La molécula de BeCl2 es lineal y apolar. La molécula de BF3 es plana, trigonal y apolar. En la molécula de metano cada ángulo de enlace H–C–H es de 109,5°.

22 U2 |Enlace iónico. El enlace iónico se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro, de manera que las configuraciones electrónicas resultantes tengan una mayor estabilidad que las iniciales. El enlace iónico consiste en la unión de los iones con cargas eléctricas opuestas, como consecuencia de su mutua atracción electrostática. El átomo que pierde electrones se transforma en un ion positivo o catión; el que gana electrones se convierte en un ion negativo o anión. Red cristalina de cloruro de sodio

23 U2 |Propiedades del enlace ionico
Las entidades fundamentales de estos compuestos son los iones; por lo tanto, no forman moléculas, sino que forman una red cristalina compacta y tridimensional llamada red cristalina iónica. Son sólidos a temperatura ordinaria y sus estructuras cristalinas son compactas. Poseen puntos de fusión y ebullición elevados y son duros. Fundidos o en disolución, conducen la corriente eléctrica, en estado sólido no. El cloruro de cobre es insoluble en benceno (líquido no polar) y soluble en agua (líquido polar).

24 U2 |El enlace metálico Según el modelo denominado del gas electrónico o del mar de electrones, el enlace metálico puede describirse como un enlace comunitario entre una multitud de centros positivos, que son los núcleos con los electrones de las capas internas, y una multitud de electrones, que son los de valencia, relativamente independientes. El número de estos electrones es igual, por lo menos, al número de átomos. Los iones positivos están dispuestos en un retículo cristalino compacto o empaquetamiento metálico. Cada átomo, sin sus electrones de valencia, está rodeado, empaquetado, por el número máximo de otros centros positivos – todos iguales– que ocupan los nudos del retículo. Los electrones de valencia pueden moverse libremente entre los intersticios que dejan los centros positivos, formando lo que se llama gas electrónico o mar de electrones En el llamado gas electrónico, los electrones de valencia se mueven libremente entre los intersticios que dejan los iones positivos

25 U2 |El enlace metálico. La teoría actual del enlace metálico se basa en el denominado modelo de Bandas. Se considera que, en el interior del metal, los electrones están retenidos por todos los átomos que forman el cristal, ocupando un número muy grande de niveles energéticos muy próximos uno de otro. Cada nivel puede contener sólo dos electrones. Se considera que los electrones ocupan «bandas» y que pueden pasar de un nivel a otro con poca energía. Esto justifica que estén relativamente libres. Hay tres retículos o empaquetamientos metálicos típicos a· empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo o estructura cúbica simple, como el del litio, el sodio y el potasio. b· empaquetamiento cúbico centrado en las caras, como el del cobre y la plata. c· empaquetamiento hexagonal compacto, por ejemplo, el de zinc y el de cadmio.

26 U2 |El enlace de hidrógeno.
Se produce cuando el hidrogeno está enlazado con un átomo muy electronegativo, como por ejemplo el flúor o el oxígeno. El átomo electronegativo atrae fuertemente los electrones del enlace y deja una fuerte densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno, lo queda lugar a que éste atraiga al átomo electronegativo de una segunda molécula. Así, el átomo de hidrógeno queda unido simultáneamente a dos átomos muy electronegativos: con uno, mediante un enlace covalente polar; y, con el otro, mediante fuerzas de carácter electroestático. Esta última unión constituye el llamado enlace de hidrógeno (o puente de hidrógeno). Debido al enlace de hidrógeno, se produce una asociación molecular. Asosiación molecular del floruro de hidrogeno