TEMA : ENLACE QUÍMICO (Universidad del Perú. DECANA DE AMÉRICA) FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE DISENO Y TECNOLOGIA INDUSTRIAL.

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1 TEMA : ENLACE QUÍMICO (Universidad del Perú. DECANA DE AMÉRICA) FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE DISENO Y TECNOLOGIA INDUSTRIAL PROFESORA: Ing. Ana M. Medina Escudero unmsm.amme@gmail.com

2 INTRODUCCIÓN  A través de las reacciones químicas, los átomos tienden a llegar a estados mas estables con menores niveles de energía potencial química.  Los átomos reaccionan químicamente perdiendo o ganando electrones.  Surgen fuerzas por interacciones de transferencia y distribución electrónica.  Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de la misma.  Los enlaces también son responsables de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.  ENLACE QUIMICO: las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre si a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales.  El alcohol etílico se evapora con más rapidez que el agua. Estas propiedades de las sustancias, están relacionadas estrechamente con sus enlaces químicos.

3 ELECTRONES DE VALENCIA: ELECTRONES EN LA CAPA EXTERNA.  Una propiedad destacada de los elementos es su tendencia a formar una estructura con capa externa estable.  Para muchos elementos, esta capa externa estable contiene 8 electrones (dos s y seis p) idéntica a la estructura electrónica externa de los gases nobles.  Los átomos sufren rearreglos de la estructura electrónica para llegar a un estado de mayor estabilidad.  Estos rearreglos se logran perdiendo, ganando o compartiendo electrones.  ELECTRONES DE VALENCIA: son los electrones de la capa externa de un átomo responsable de la mayor parte de la actividad electrónica.  REGLA DEL OCTETO: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa mas externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble mas cercano en el sistema periódico, estos a su vez son químicamente mas estables”. Lewis.

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6 REPRESENTACION DE LOS ELECTRONES DE VALENCIA SEGUN LEWIS  Cuando los atomos interactúan para formar enlaces químicos, solo entran en contacto las regiones exteriores.  Los elementos de configuraciones electronicas externas similares se comportan quimicamente en forma semejante.  Un simbolo de puntos Lewis esta formado por el simbolo del elemento y un punto por cada electron de valencia del atomo de un elemento.

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10 Los atomos de los elementos cuyas energia de ionizacion son bajas tienden a formar cationes, mientras que aquellos con altos valores negativos tienden a formar aniones. Entonces los elementos mas adecuados para formar cationes en los compuestos ionicos son los metales alcalinos y alcalinos terreos, asi como los mas adecuados para formar aniones son los halogenos y el oxigeno. EJEMPLO:. Li 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 → Li + - 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6

11 LA ENERGIA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IONICOS  Estabilidad de los compuestos iónicos sólidos.  La formación de los compuestos iónicos depende del valor de la energía de ionización y afinidad electrónica de los elementos que lo forman. Ambos procesos están definidos en fase gaseosa.  En el estado solido, cada catión se encuentra rodeado de un numero especifico de aniones y viceversa.  La estabilidad global del compuesto iónico solido depende de las interacciones de todos los iones y no solo de un catión o un anión.  Una medida cuantitativa de la estabilidad de cualquier solido iónico es su energía reticular, que se define como la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto solido iónico en sus iones en estado gaseoso. Energia + NaCl(s) → Na + (g) + Cl - (g)La energia reticular = 788 kJ/mol Se necesita suministrar 788 kJ de energia para separar 1 mol de NaCl solido en 1 mol de NaCl solido en 1 mol de iones Na + y 1 mol de iones Cl -.

12 El ciclo de Born-Haber para la determinación de energías reticulares Si se sabe la estructura y composición del compuesto iónico, se puede calcular la energía de red del compuesto utilizando la Ley de Coulomb. Pero también se puede determinar indirectamente, considerando que la formación de un compuesto iónico se efectúa en una serie de pasos conocidos como el ciclo de Born-Haber. El ciclo de Born-Haber relaciona la energía reticular de los compuestos iónico con las energías de ionización, afinidades electrónicas y otras propiedades atómicas y moleculares. Este enfoque se basa en la Ley de Hess. EJEMPLO: Li(s) + 1/2F 2 (g) → LiF(s) ∆H ̊ = - 594.1 kJ Paso1: Conversion de litio solido a vapor de litio vapor (la conversion directa de solido a gas se llama sublimacion. Li(s) → Li(g) La energia de sublimacion del litio es 155.2 kJ/mol ∆H ̊ 1 = 155.2 kJ

13 PASO2: Disociacion de ½ mol de fluor gaseoso F 2 en atomos gaseosos de fluor separados. ½ F 2 (g) → F(g) La energia necesaria para romper los enlaces de 1 mol de moleculas de F 2 es 150.6 kJ. Como se estan rompiendo los enlaces de medio mol de F 2, el cambio de entalpia es 150.6/2 o 75.3 kJ PASO3: Ionizacion de mol de atomos de litio gaseoso Li(g) → Li + (g) + e - Este proceso corresponde a la primera ionizacion del litio. PASO4: Adicion de 1 mol de electrones a 1 mol de atomos de fluor gaseoso. F(g) + e - → F - (g) PASO5: Combinacion de 1 mol de Li + 1 mol de F -, ambos gaseosos para formar 1 mol de LiF solido: Li + (g) + F - (g) → LiF(s) ∆H ̊ 2 = 75.3 kJ ∆H ̊ 3 = 520.0 kJ ∆H ̊ 4 = - 333.0 kJ ∆H ̊ 5 = ???

14 El inverso del paso 5, define la energia reticular del LiF. energia + LiF(s) → Li + (g) + F - (g) 1. Li(s) → Li(g) 2. ½ F 2 (g) → F(g) 3. Li(g) → Li + (g) + e - 4. F(g) + e - → F - (g) 5. Li + (g) + F - (g) → LiF(s) ∆H ̊ 1 = 155.2 kJ ∆H ̊ 2 = 75.3 kJ ∆H ̊ 3 = 520.0 kJ ∆H ̊ 4 = - 333.0 kJ ∆H ̊ 5 = ??? Li(s) + ½ F(g) → LiF(s) ∆H ̊ total = - 594.1 kJ De acuerdo a la Ley de Hess = ∆H ̊ 1 + ∆H ̊ 2 + ∆H ̊ 3 + ∆H ̊ 4 + ∆H ̊ 5 ∆H ̊ 5 = - 1012 kJ. Por lo tanto, la energia reticular del LiF es + 1012 kJ/mol ∆H ̊ total

15  A mayor energía de red, más estable es el compuesto iónico.  La energía reticular es siempre una cantidad positiva dado que la separación de los iones del estado sólido a iones en fase gaseosa es por la Ley de Coulomb un proceso endotérmico.  A mayor energía de red cristalina, es mayor la estabilidad del sólido y los iones se enlazan más fuertemente.

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18 Notese que algunos electrones de valencia no intervienen en la formacion del enelace covalente; estos reciben el nombre de electrones no enlazados o pares libres. 8 e- REGLA DEL OCTETO REGLA DEL OCTETO: un atomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia. Enlaces sencillos Enlaces multiples, formados cuando 2 atomos comparten2 o mas pares de electrones.

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21 Distribucion de cargas ELECTRONEGATIVIDAD  La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace químico. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling.  Los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formara en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de estos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será según la escala de Linus Pauling. - Iónico (diferencia superior o igual a 2.0) - Covalente polar (diferencia entre 2.0 y 0.5) - Covalente no polar (diferencia inferior a 0.5)  El hidrogeno y el cloro necesitan un electrón.  Comparten un par de electrones el HCl.  El cloro es mas electronegativo, por lo tanto, atrae mas fuertemente a los electrones compartidos que el átomo de hidrogeno. - CLORO: carga parcial negativa. - HIDROGENO: carga parcial positiva.

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23 En un periodo, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, coincidiendo con la disminucion del caracter metalico de los elementos. En cada grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar al aumentar el numero atomico, indicando un aumento en el caracter metalico.

24 ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURA DE LEWIS PASOS: 1. Escriba la estructura basica del compuetso en forma que se muestre que atomos estan unidos entre si. En general, el atomo menos electronegativo ocupa la posicion central. El hidrogeno y el fluor, ocupan una posicion terminal en las estructuras de Lewis. 2. Contar el numero total de electrones de valencia. -Para aniones poliatomicos, se agrega el numero total de cargas negativas - Para cationes poliatomicos, se resta el numero de cargas positivas del total. 3. Dibujar un anlace covalente sencillo entre el atomo central y cada uno de los atomos que lo rodean. Completar los octetos d elos atomos enlazados al atomo central. 4. Si no cumple con la regla del octeto para el atomo central, se debe intentar escribir dobles o triples enlaces entre el atomo central y los circunvecinos, haciend uso de los pares no enlazados de estos ultimos.

25 EJEMPLO: NF 3 HNO 3 (CO 3 ) 2-

26 CARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWIS Al dibujar la estructura de Lewis de una molécula, a menudo se encontrará útil comparar el número de electrones de un átomo aislado con el número que se le asocia al mismo átomo en la molécula. Esta comparación revela la distribución de electrones en la molécula y a dibujar la estructura de Lewis más probable. En un ATOMO AISLADO, el número de electrones asociado con el átomo es simplemente el número de electrones de valencia. En una molécula, los electrones asociados con el átomo son los pares libres del átomo más los electrones del par o los pares de enlace entre el átomo de referencia y otro átomo o átomos. CARGA FORMAL numero total de e- - numero total de e- - ½(numero total de un atomo en = de valencia en el no enlazados de e- de enlace una estructura atomo libre de Lewis

27 Calculo de Cargas formales de los atomos de oxigeno: Atomo de O central: En la estructura de Lewis propuesta, el atomo central tiene: 6 electrones de valencia, un par libre (o dos electrones de no enlace) y 3 enlaces (o seis electrones de enlace) Carga formal = 6 – 2 – ½ (6) = +1 Atomo de O terminal con O=O. Este atomo tiene 6 electrones de valencia, 2 pares libres (o 4 electrones de no enlace) y 2 enlaces (o 4 electrones de enlace). Carga formal = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Atomo de O terminal con O-O. Este atomo tiene 6 electrones de valencia, 3 pares libres (o 6 electrones de no enlace) y 1 enlace (o dos electrones de enlace). Carga formal = 6 – 6 – ½ (2) = -1 + -

28 REGLAS: 1.Para moléculas neutras, la adición de las cargas formales debe sumar cero. 2.Para cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga positiva. 3.Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa.

29 RESONANCIA Hasta el momento hemos considerado que los pares de electrones enlazantes se localizan entre los dos átomos. Para algunas moléculas, los datos experimentales referidos a longitudes de enlace, no se ajustan a la estructura de Lewis escrita. EJEMPLO: Molécula de ozono, O 3. Experimentalmente: las distancias oxigeno-oxigeno son identicas y corresponden a una longitud de enlace de 127.8 pm; la cual es menor a la de un enlace simple y mayor a la de un enlace doble. Los enlaces en el ozono son enlaces intermedios entre un enlace simple y un enlace doble. La estructura de Lewis para el ozono, es un hibrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes. Las estructuras aceptables que contribuyen al hibrido de resonancia deben tener todas el mismo esqueleto, solamente pueden diferir en la distribución de los electrones dentro de la estructura.

30 EXCEPCION DE LA REGLA DEL OCTETO

31 RESUMEN