Enlace químico: moléculas diatómicas

Presentación del tema: "Enlace químico: moléculas diatómicas"— Transcripción de la presentación:

1 Enlace químico: moléculas diatómicas
Química General e Inorgánica A Química General e Inorgánica I Química General Enlace químico: moléculas diatómicas Tema 5

2 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7
Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico Grupo Nº e- valencia Configuración electrónica 1A 1 ns1 2A 2 ns2 3A 3 ns2np1 4A 4 ns2np2 5A 5 ns2np3 6A 6 ns2np4 7A 7 ns2np5 5.1

3 Símbolos de puntos de Lewis
5.2

4 Moléculas diatómicas • homonucleares • heteronucleares
H2, O2, N HCl, NaF Tipos de enlace Enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos |XA - XB|  2 donde: X = electronegatividad Enlace iónico hay una transferencia de electrones, el enlace se produce por atracción electrostática del tipo de fuerzas de Coulomb |XA - XB| > 2 5.3

5 Electronegatividad y afinidad electrónica
Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico Afinidad electrónica es la atracción que tiene un átomo aislado por un electrón adicional X- (g) X(g) + e- Afinidad electrónica (propiedad medible), Cl es la más alta Electronegatividad (valor relativo), F es la más alta 5.4

6 Electronegatividad de los elementos
5.5

7 Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos. H F región rica en electrones región pobre en electrones pobre rica F H d+ d- 5.6

8 Clasificación de los enlaces
|XA - XB| Tipo de enlace covalente > 2 iónico 0 < y < 2 covalente polar Aumenta la diferencia de electronegatividad covalente comparten e- covalente polar transferencia parcial de e- iónico transferencia total de e- 5.7

9 El enlace iónico - - - Li+ F Li + F 1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne] Li Li+ + e- e- + F - LiF F - Li+ + Li+ 5.8

10 Ciclo de Born-Haber + Ef PI Ep -AE D N | n+ n- | q1 q2 Ep = - r 5.9
Na (g) Na+ (g) - 1e- Ep + NaF (g) -AE F (g) F- (g) + 1e- D Ep = - N | n+ n- | q1 q2 r 5.9

11 Compuestos covalentes y iónicos
5.10

12 Cristales iónicos fosfato de calcio cloruro de sodio 5.11

13 El enlace covalente 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F F F
Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F Estructura de Lewis pares libres F enlace covalente simple enlace covalente simple F 5.12

14 Teoría del enlace valencia (TEV)
el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos los e- que forman un enlace son los e- de valencia los orbitales son orbitales de valencia y poseen un e- cada uno con espines contrarios la superposición de orbitales debe ser máxima para que el enlace sea más fuerte s + s  enlace σ s + p  enlace σ p + p (cab-cab)  enlace σ p + p (lateral)  enlace π el enlace σ es más fuerte que el enlace π porque la superposición de orbitales atómicos es mayor 5.13

15 Enlace sigma s + s s + p p + p cab-cab 5.14

16 Enlace pi p + p lateral 5.15

17 Ejemplos Li2 O2 Li [He] 2 s1 O [He] 2s2 2px2 2py1 2pz1
s + s → σ p + p (cab-cab) → σ p + p (lateral) → π Li : Li Li −Li O 5.16

18 Enlaces sigma () y pi ()
enlace simple 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 hay en la molécula de N2? 5.17

19 Energía de disociación
La fuerza de un enlace entre dos átomos se mide por su energía de disociación (D) Cuanto mayor es la energía de disociación, más fuerte es el enlace Energía de disociación (D) F2 (g) F (g) + 146 kJ F O2 (g) O (g) + 484 kJ O N N2 (g) N (g) + 932 kJ Denlace simple < Denlace doble < Denlace triple 5.18

20 Energía de disociación
5.19

21 Energía de disociación
Cambios en la energía potencial de dos átomos H Energía potencial distancia internuclear 5.20

22 Cambio en la densidad electrónica a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro
5.21

23 Longitud de enlace Es la distancia que separa a los núcleos. Se calcula en forma aproximada sumando los radios covalentes de los dos átomos participantes 5.22

24 hidrógeno y elementos del bloque p
Radios covalentes hidrógeno y elementos del bloque p (en picometros) 5.23

25 enlace triple < enlace doble < enlace simple
Longitud de enlace Tipo de enlace Longitud de enlace (pm) C-C 154 CC 133 CC 120 C-N 143 CN 138 CN 116 Mayor radio atómico Mayor longitud de enlace Longitudes de enlace enlace triple < enlace doble < enlace simple 5.24

26 H2 F2 Cómo explica la teoría del enlace valencia (TEV)
la formación de los enlaces en H2 y F2? Energía de disociación Longitud de enlace H2 F2 436.4 kJ/mol 150.6 kJ/mol 74 pm 142 pm solapamiento 1s 2p Teoría del enlace valencia Los enlaces se forman por apareamiento de electrones cuando se solapan los orbitales atómicos 5.25

27 Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
e- apareados Sustancia diamagnética es repelida por un campo magnético porque tiene todos los e- apareados Teoría del Orbital Molecular (TOM) Los enlaces se forman por la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares 5.26

28 Postulados TOM Los centros atómicos (núcleo + e- internos) generan un campo de energía potencial donde se mueven los e- de valencia Los orbitales atómicos (OA) de valencia se combinan linealmente para formar orbitales moleculares (OM) que pertenecen a toda la molécula, es decir que son policéntricos (método CLOA) El número de OM formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados En base a su energía los OM se clasifican en OM enlazantes, OM antienlazantes y OM no enlazantes El llenado de los OM procede de menor a mayor energía, cumpliendo el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund 5.27

29 Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el H2
ss* ss Un OM enlazante tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos de los cuales proviene Un OM antienlazante tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo originan 5.28

30 Interferencia constructiva e interferencia destructiva
de dos ondas con la misma longitud de onda y amplitud Onda 1 Onda 1 Onda 2 Onda 2 Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2 5.29

31 Combinación lineal de dos orbitales atómicos p equivalentes
Orbitales Moleculares que se obtienen Orbital molecular sigma antienlazante (σ*) Molécula Interacción destructiva * Átomo Átomo Energía Orbital molecular sigma enlazante (σ) Interacción constructiva Orbital molecular pi antienlazante (π*) Interacción destructiva Molécula * Átomo Átomo Energía Orbital molecular pi enlazante (π) Interacción constructiva 5.30

32 Segundo período de moléculas diatómicas
homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula sz* px*py* Átomo Átomo Energía sz px py 5.31

33 ( ) - ss* ss* ss* ss* ss ss ss ss ½ 1 ½ 1 Orden de enlace = 2 Energía
número de e- en los OM enlazantes número de e- en los OM antienlazantes ( - ) ss* ss* ss* ss* Energía ss ss ss ss orden de enlace 1 5.32

34 Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo*
Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kJ/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz- 5.33

35 Configuración electrónica
H2 2 e- de valencia σs2 He2 4 e- de valencia σs2 σs*2 Electrones internos: 1 s2 → K 2 s2 2 p6 → L Li2 2 e- de valencia K K σs2 O e- de valencia K K σs2 σs*2 πx2 πy2 σz2 πx*1 πy*1 5.34

36 Carácter iónico parcial (CIP)
Momento dipolar Carácter iónico parcial (CIP) H F Región rica en carga electrónica Región pobre en carga electrónica d+ d- = | |. d  es el momento dipolar [=] Debye (D)  es la carga transferida [=] u.e.s. d es la longitud de enlace (LE) [=] Å 5.35

37 Comportamiento de moléculas polares
5.36

38 moléculas homonucleares son no polares
moléculas homonucleares son no polares  = 0 porque la distribución de la carga electrónica es simétrica moléculas heteronucleares → son polares  ≠ 0 H─F porque la distribución de la carga electrónica es asimétrica Enlace = % carácter iónico + % carácter covalente ╚ carácter iónico parcial (CIP) 5.37

39 Ejemplo: calcular el CIP para la molécula HCl
H-Cl heteronuclear  ≠ 0 polar datos experimentales:  = 1.07 D y LE= 1.27 Å = | |. d 1D= 1 x ues.cm 1 Å = 1 x 10-8 cm | | =  / d || = 1.07 x ues.cm / 1.27 x 10-8 cm | | = x ues 4.8 x ues ─ 100 % carácter iónico 0.843 x ues ─ x = 17.6 % CIP HCl es covalente 5.38

40 Cuanto más polar sea un enlace se cumple:
mayor momento dipolar () |XA - XB| α  mayor porcentaje de carácter iónico mayor fortaleza del enlace 5.39

41 Resonancia estructura covalente estructura iónica
H-Cl ↔ H+ Cl- estructura covalente estructura iónica estructura contribuyente I estructura contribuyente II La resonancia consiste en combinar matemáticamente las funciones de onda de las estructuras contribuyentes para obtener una función de onda molecular que se denomina hibrido de resonancia El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor energía y por lo tanto la más estable La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de resonancia con respecto a la estructura contribuyente de menor energía. 5.40