Tema 3. Enlaces químicos Introducción Instituto Tecnológico de Toluca

Presentación del tema: "Tema 3. Enlaces químicos Introducción Instituto Tecnológico de Toluca"— Transcripción de la presentación:

1 Tema 3. Enlaces químicos Introducción Instituto Tecnológico de Toluca
Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda

2 Competencia específica a desarrollar:
Comprende la formación de los diferentes tipos de enlaces y su origen en las fuerzas que intervienen para que los elementos reaccionen y se mantengan unidos.

3 Contenido de la presentación:
3.1 Introducción 3.2 Enlace covalente 3.3 Enlace iónico Enlace metálico* Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas* .

4 3.1 Introducción Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de si son enlaces fuertes o fuerzas débiles lo que las mantiene unidas. Los átomos de carbono se unen entre sí y con otros tipos de átomos para formar millones de moléculas distintas (compuestos orgánicos). Carbohidratos, grasas, proteínas, ácidos nucleicos, etc. El monóxido de carbono puede causar la muerte porque con la hemoglobina forma enlaces más fuertes que con el oxígeno. La acción de casi todos los fármacos depende de la forma de su molécula. La forma de las moléculas de los fármacos está determinada por los enlaces que existen en las moléculas. El conocimiento de la estructura y enlaces de las moléculas ha permitido desarrollar fibras sintéticas y plásticos, así como otros compuestos químicos.

5 3.1.1 Concepto de enlace químico
Son las fuerzas que mantienen juntos a los átomos en las moléculas o a los iones en los cristales. Existen diferentes tipos de enlaces químicos, basados todos ellos en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Enlace iónico Enlace covalente Enlace metálico Además existen fuerzas de atracción entre moléculas denominadas fuerzas intermoleculares, las cuales no son consideradas enlaces verdaderos.

6 3.1.1 Concepto de enlace químico
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos son fundamentalmente de naturaleza eléctrica.

7 3.1.1 Concepto de enlace químico
Si los átomos estables son eléctricamente neutros, ¿qué conduce a la formación de enlaces? Si se tiene un átomo A con ZA protones y ZA electrones, y un átomo B con ZB protones y ZB electrones, a acercarlos se producirán nuevas interacciones eléctricas: Fuerzas de atracción: el núcleo de A atrae hacia sí a los electrones de B. El núcleo de B atrae hacia sí a los electrones de A. Fuerzas de repulsión: el núcleo de A repele al núcleo de B, y viceversa. Los electrones de A repelen a los electrones de B, y viceversa.

8 3.1.1 Concepto de enlace químico
Sólo se generará un enlace si las fuerzas atractivas son mayores que las repulsivas.

9 3.1.1 Concepto de enlace químico
La presencia de los electrones en la capa más externa de los átomos provocan que los protones de los átomos A y B queden “apantallados”, por lo que la repulsión que existe entre ellos disminuye. Los electrones de enlace pueden estar: Localizados más cerca de un núcleo y por lo tanto más lejos del otro (enlace iónico). Situados justo en medio de los dos núcleos (enlace covalente) Deslocalizados y distribuidos uniformemente dentro de un conjunto de más de 2 núcleos (enlace metálico). La ubicación de los electrones de valencia dependerá de su electronegatividad.

10 3.1.1 Concepto de enlace químico
La evaluación de la diferencia de sus electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos. El tipo de enlace ayuda a predecir las propiedades y estructuras de los compuestos químicos.

11 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Enlace iónico: Se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas. Los iones pueden formarse a partir de átomos mediante la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas por lo general resultan de la interacción de los metales del lado izquierdo de la tabla con no metales del lado derecho (con excepción de los gases nobles, familia 8A).

12 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

13 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Enlace covalente: se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Los ejemplos más conocidos son los que se aprecian en las interacciones entre elementos no metálicos.

14 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

15 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Enlaces metálicos: se encuentran en los metales como el cobre, hierro y aluminio. Cada átomo de un metal se encuentra unido a varios átomos vecinos; los electrones de enlace se encuentran relativamente libres para moverse a través de la estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan lugar a propiedades metálicas típicas, como la elevada conductividad eléctrica y el brillo.

16 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

17 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos
Además existen fuerzas de atracción entre moléculas que no son consideradas enlaces químicos pero que también tienen influencia en las características de las sustancias: Fuerzas intermoleculares: existen en gases, líquidos y sólidos moleculares pero no en los sólidos iónicos, metálicos ni en los covalentes tridimensionales. Existen varios tipos de fuerzas moleculares: fuerzas de Van der Waals, ión-dipolo, dipolo-dipolo, fuerzas de London, puentes de hidrógeno.

18 3.3 ENLACE IÓNICO 3.3.1 Requisitos para la formación de un enlace iónico

19 Enlaces y Electronegatividad.
Un enlace covalente es el enlace formado entre dos átomos que comparten un par de electrones. Por ejemplo, el hidrógeno gaseoso (H2), los dos átomos son idénticos y se espera que los electrones compartan en forma equitativa. Sin embargo, en la molécula de ácido fluorhídrico (HF) los electrones no se comparten igual por los átomos de hidrógeno y flúor porque son átomos distintos. H _ F H _ Enlace covalente no polar Enlace covalente polar

20 Enlaces y Electronegatividad.
El enlace del ácido fluorhídrico se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar, porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. Se puede pensar en este comportamiento desigual de electrones como una transferencia parcial de electrones o un desplazamiento de la densidad electrónica del H al F. Un enlace covalente polar puede imaginarse como intermedio entre un enlace covalente (no polar), en el cual los electrones se comparten en forma equitativa y un enlace iónico, en el cual la transferencia de electrones es casi completa.

21 Enlaces y Electronegatividad.
La propiedad que ayuda a distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad, es decir, la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Los elementos con electronegatividad alta tienen más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. La electronegatividad es un concepto relativo, pues sólo puede medirse con respecto a la de los demás elementos. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las electronegatividad relativas de la mayoría de los elementos.

22 Enlaces y Electronegatividad.
Electronegatividad según Pauling. Fuente:

23 Enlaces y Electronegatividad.
Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos unos con otros, porque el átomo del elemento menos electronegativo cede sus electrones al átomo del elemento más electronegativo. Los átomos con electronegatividades similares tienden a formar entre ellos enlaces covalentes polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica es pequeño. Solo los átomos del mismo elemento, con igual electronegatividad pueden unirse por medio de un enlace covalente puro. No hay una distinción tajante entre un enlace polar y un enlace iónico, existe una regla que ayuda a distinguirlos. Un enlace iónico se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es de 2.0 o más. Esta regla se aplica para la mayoría (no para todos) los compuestos iónicos.

24 Ejercicio Respuesta: Covalente polar Iónico Covalente no polar
Ejercicio: clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes puros: HCl KF Enlace CC en H3C2H3 Respuesta: Covalente polar Iónico Covalente no polar

25 Ejercicio Solución: a) Diferencia electronegatividad = Electronegatividad cloro – Electronegatividad hidrógeno = = 0.9 Por lo tanto se trata de un enlace covalente polar b) Diferencia electronegatividad = Electronegatividad flúor – Electronegatividad potasio = 4.0 – 0.8 = 3.2 Por lo tanto se trata de un enlace iónico c) Como son átomos iguales se trata de un enlace covalente puro o no polar.

26 Requisitos para la formación de enlaces iónicos

27 ESTRUCTURA DE LEWIS

28 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa de un átomo.

29 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
El químico estadounidense G.N. Lewis sugirió una forma sencilla de mostrar los electrones de valencia de un átomo y de darles seguimiento durante la formación del enlace, por medio de lo que ahora se conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis, o simplemente símbolos de Lewis.

30 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene una configuración electrónica de: 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Por lo tanto, en su última capa (n=3) tiene 6 electrones, y su símbolo de Lewis será: S

31 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, izquierda y derecha; cada lado puede acomodar hasta dos electrones. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes, lo que significa que elegir en qué lado acomodar el quinto y sexto electrón se hace de manera arbitraria. S SON EQUIVALENTES S

32 Ejercicio Dibuje los símbolos de Lewis para Li, C, Ne, Mg, Si, Co, P, Cl, Kr.

33 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestra sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química.

34 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Todos los gases nobles (excepto el Helio) tienen ocho electrones de valencia, por lo que muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio conocido como la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia. Por ejemplo, el sodio tiene una configuración electrónica: 11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Lo que significa que tiene un electrón de valencia.

35 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
Para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, este elemento tiene dos opciones, ganar siete electrones para tener la configuración del Argón (Ar) o perder un electrón para alcanzar la configuración electrónica del Neón (Ne). La segunda opción es más factible, por esta razón los átomos de sodio tienen una valencia de +1. Na è Na+1 + e-

36 3.2.2 Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto
En el caso del cloro, su configuración electrónica es: 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Lo que significa que tiene siete electrones de valencia. Para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, este elemento tiene dos opciones, perder siete electrones para tener la configuración del Neón (Ne) o ganar un electrón para alcanzar la configuración electrónica del Argón (Ar). La segunda opción es más factible, por esta razón los átomos de cloro tienen una valencia de -1.  Cl + e- è Cl-1

37 Reglas para escribir fórmulas de electrón-punto
Los electrones se pueden transferir, aceptar o compartir entre átomos, de tal forma que la mayor parte de los átomos queden en octetos de electrones en los niveles más alejados del núcleo. En ausencia de pruebas experimentales las siguientes reglas ayudan a idear estructuras escuetas probables: Cada enlace sencillo entre dos átomos está formado por dos electrones. En algunos compuestos existen enlaces dobles (4 electrones) y triple enlace (6 electrones). Los átomos de hidrógeno forman sólo enlaces sencillos y están siempre en los extremos de una secuencia de átomos. El hidrógeno suele ir unido a carbono, nitrógeno u oxígeno. Las moléculas y iones poliatómicos suelen consistir en un átomo central rodeado de átomos más electronegativos (el hidrógeno es la excepción, pues está siempre en la parte externa, aun cuando se encuentre ligado a un elemento más electronegativo).

38 Procedimiento general para escribir las estructuras de Lewis (Brown)
Sume los electrones de valencia de todos los átomos. Utilice la tabla periódica de ser necesario. En el caso de un anión, sume un electrón del total de cada carga negativa; para un catión, reste un electrón del total de cada carga positiva. Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles átomos están unidos con cuáles y conéctelos mediante un enlace sencillo (un guión representa dos electrones). Recuerde que el átomo central es el menos electronegativo que los átomos que lo rodean. Complete los octetos alrededor de todos los átomos enlazados al átomo central. Recuerde que sólo se utiliza un par de electrones para el hidrógeno. Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si al hacerlo resulta más de un octeto de electrones alrededor del átomo, pues existen moléculas que no se apegan a la regla del octeto. Si no hay electrones suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intente con enlaces múltiples. Utilice uno o más pares no compartidos de electrones de los átomos enlazados al átomo central para formar enlaces dobles o triples.

39 No. de electrones de valencia = 5 + (3x7) = 26 electrones de valencia.
Ejemplo Represente la estructura de Lewis para el tricloruro de fósforo, PCl3. Solución: este compuesto contiene un átomo de fósforo y tres de cloro. 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Por tanto el número total de electrones de valencia es: No. de electrones de valencia = 5 + (3x7) = 26 electrones de valencia.

40 Ejemplo El fósforo tiene una electronegatividad relativa de 2.1 mientras el cloro de 3.0, por lo tanto el átomo central es el fósforo. En la molécula el fósforo estará en el centro y estará rodeado por tres átomos de cloro: Cada enlace corresponde a dos electrones de valencia, por tanto los electrones de valencia restantes son: No. de electrones de valencia restantes = 26 –(2x3) = 20 electrones de valencia

41 Ejemplo Ahora se complementarán los octetos de los diferentes átomos involucrados: _ _ Cl P Cl _ Cl

42 Electronegatividad de Pauling
Más ejemplos Escriba la estructura de Lewis para: Trifluoruro de nitrógeno, NF3. Disulfuro de carbono, CS2. Amoniaco, NH3. Ácido fórmico, HCOOH. Ión carbonato, CO3-2 Ión nitrito, NO2-1 Nitrógeno gaseoso, N2 Elemento Electronegatividad de Pauling N 3 F 4 C 2.5 S H 2.1 O 3.5

43 Carga formal y estructuras de Lewis

44 Carga formal y estructuras de Lewis
En algunos casos puede dibujarse varias estructuras de Lewis que obedecen la regla del octeto. Si bien se piensa que todas esas estructuras contribuyen al arreglo real de los electrones en la molécula, no todas contribuyen de igual manera. La carga formal nos ayudará a decidir cuál de las estructuras de Lewis es más correcta (más estable). La carga formal representa la carga eléctrica que posee un átomo en determinada molécula. Se calcula con la ecuación:

45 Carga formal y estructuras de Lewis
Por ejemplo, en la molécula del Ozono (O3): 8O: 1s2 2s2 2p4 (6 e- de valencia) _ O

46 Carga formal y estructuras de Lewis
Se observa que no se cumple la regla del octeto para el átomo central. Para resolver esto se convierte un par libre de uno de los átomos terminales en un segundo enlace entre el átomo del extremo y el átomo central como sigue: _ O

47 Carga formal y estructuras de Lewis
Se calculan las cargas formales de los átomos de oxígeno como sigue: Átomo de oxígeno central. La configuración electrónica del oxígeno es: 8O: 1s2 2s2 2p4 Significa que tiene seis electrones de valencia. Tiene dos electrones no enlazantes y tres enlaces que corresponden a seis electrones de enlace. Por lo tanto: _ O

48 Carga formal y estructuras de Lewis
Átomo de oxígeno terminal en O=O. Este átomo tiene seis electrones de valencia, cuatro electrones no enlazados y cuatro electrones enlazados, por tanto: _ O

49 Carga formal y estructuras de Lewis
Átomo terminal de oxígeno en enlace O-O. Tiene seis electrones de valencia, seis electrones no enlazados y dos electrones enlazados: _ O

50 Carga formal y estructuras de Lewis
La estructura de Lewis incluyendo las cargas formales para la molécula de ozono se escribe entonces: _ O +1 -1

51 Carga formal y estructuras de Lewis
Cuando se escriben las cargas formales, las siguientes reglas son útiles: Para las moléculas neutras, la suma de las cargas formales debe ser cero. Esta regla aplica para la molécula de ozono, por ejemplo. Para cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga positiva. Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa. -1

52 Carga formal y estructuras de Lewis
Algunas veces puede haber más de una estructura de Lewis adecuada para una especie dada. En tal caso, con las cargas formales y las siguientes reglas se puede seleccionar la más conveniente: Para moléculas neutras, es preferible una estructura de Lewis que no tenga cargas formales en vez de aquellas en las que haya cargas formales. Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes (+2, +3, -2, -3 o más) son menos probables que aquellas con cargas formales pequeñas. Para elegir entre las estructuras de Lewis que tengan igual distribución de cargas formales, es preferible la que tenga las cargas formales negativas colocadas en los átomos más electronegativos.

53 Carga formal y estructuras de Lewis
Por ejemplo, existen dos estructuras posibles para el formaldehído (CH2O): Las dos estructuras satisfacen la regla del octeto, pero la segunda estructura es la más probable porque no tiene cargas formales.

54 Importante Las cargas formales no representan cargas reales en los átomos. Estas cargas formales solo nos ayudan a arreglar las estructuras de Lewis alternativas en orden de importancia. Las distribuciones de carga reales y en las moléculas y iones se determinan en base a un número de otros factores, que incluyen las diferencias de electronegatividad entre los átomos.

55 El nitrógeno es el átomo más electronegativo.
Ejercicio Las tres probables estructuras de Lewis para el ion tiocianato NCS-1 se presentan abajo. En base al cálculo de las cargas formales, ¿cuál es la estructura dominante? -1 +1 -2 -1 El nitrógeno es el átomo más electronegativo.

56 El concepto de Resonancia
Al dibujar la estructura de Lewis del ozono (O3) se satisface la regla del octeto para el átomo central porque se coloca un doble enlace entre este átomo y uno de los átomos de oxígeno terminales. El enlace doble se puede colocar en cualquier extremo de la molécula: Sin embargo, ninguna de estas estructuras explica las longitudes de enlace conocidas en el ozono.

57 El concepto de Resonancia
Los enlaces dobles son más cortos que los enlaces sencillos. Sin embargo, según resultados experimentales, ambos enlaces oxígeno-oxígeno tiene la misma longitud (128 pm). Para resolver esta discrepancia se utilizan ambas estructuras de Lewis para representar la molécula de ozono: Formas de resonancia Cada una de estas estructuras se denomina estructura de resonancia.

58 El concepto de Resonancia
Una estructura de resonancia es una de las dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis. La doble flecha indica que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia. Recuerde que ninguna de las estructuras de resonancia representa adecuadamente a la molécula real. La resonancia es una invención humana, diseñada para indicar las limitaciones de estos sencillos modelos de enlace. Otro ejemplo de resonancia son los compuestos que contienen un anillo de benceno (C6H6):

59 Ion nitrato

60 Excepciones a la regla del octeto

61 Limitaciones de la Regla del Octeto
La regla del octeto se aplica principalmente a los elementos del segundo periodo. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías: Un octeto incompleto, Un número impar de electrones, o Más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central.

62 Octeto incompleto En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Por ejemplo, el Berilio: 4Be: 1s2 2s2 Tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En la fase gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como molécula discreta, siendo su estructura: H-Be-H Como puede observarse sólo cuatro electrones rodean al átomo de berilio y no es posible satisfacer la regla del octeto para el berilio en esta molécula.

63 Octeto incompleto Los elementos del grupo 3A, particularmente el boro y el aluminio, también tienden a formar compuestos en los cuales sus átomos están rodeados por menos de ocho electrones: 5B: 1s2 2s2 2p1 El boro tiene tres electrones de valencia y reacciona con los halógenos para formar un tipo de compuestos que tienen la fórmula general BX3, donde X es un átomo de halógeno. Por ejemplo, el trifluoruro de boro únicamente hay seis electrones que rodean al átomo de boro:

64 Octeto incompleto Las siguientes estructuras de resonancia contienen un doble enlace entre el boro y el flúor y satisfacen la regla del octeto: El hecho de que la longitud del enlace B-F en el BF2 (130.9 pm) sea más corta que la de un enlace sencillo (137.3 pm), favorece a las estructuras de resonancia-

65 Octeto incompleto Cargas formales: Forma dominante

66 Octeto incompleto El trifluoruro de boro es estable pero reacciona rápidamente con el amoniaco (NH3). La reacción se representa mejor con estructuras de Lewis en las que el boro sólo tiene seis electrones de valencia alrededor:

67 Octeto incompleto El enlace B-N es diferente de los enlaces covalentes vistos anteriormente, ya que los dos electrones para formar el enlace los aporta el nitrógeno. Este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado (enlace dativo). Un enlace covalente coordinado se define como un enlace covalente en el cual uno de los átomos cede los dos electrones. Las propiedades de un enlace covalente coordinado no son diferentes de las de un enlace covalente normal, la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales.

68 Moléculas con número impar de electrones
Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Por ejemplo, el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2). Puesto que se requiere un número par de electrones para completar ocho, la regla del octeto no puede cumplirse para todos los átomos en cualquiera de estas moléculas.

69 Octeto expandido Los átomos de los elementos del tercer periodo en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer periodo también tienen orbitales 3d que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido. Por ejemplo, el hexafluoruro de azufre, SF6.  9F: 1s2 2s2 2p5 (7 electrones de valencia) 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (6 electrones de valencia) Total de electrones de valencia = (1 x 6) + (6 x 7) = 48 electrones de valencia

70 Octeto expandido Cada uno de los seis electrones de valencia del azufre forma un enlace covalente con un átomo de flúor, de tal forma que hay doce electrones alrededor del átomo central de azufre:

71 ¿Preguntas?