Enlaces químicos

Enlacesquímicos Enlaces químicos

• Tres tipos básicos de enlace:– Iónico

• Atracción electrostática entre iones.

– Covalente• Compartición de

electrones.

– Metálico• Átomos metálicos

enlazados a otros átomos.

Enlace iónicoEnlace iónico

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Aspectos energéticosdel enlace iónico

Como vimos en el último capítulo, se requieren 495 kJ/mol para eliminar electrones del sodio.

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Recuperamos kJ/mol dando electrones al cloro.

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¡Pero estos números no explican por qué la reacción del metal sodio y del gas cloro para formar cloruro de sodio es tan exotérmica!

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• Debe existir una tercera pieza del rompecabezas.

• La que explique la atracción electrostática entre el catión sodio y el anión cloruro recién formados.

Enlacesquímicos Energía de red

• Esta tercera pieza del rompecabezas es la energía de red:– La energía requerida para separar por completo un

mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

• La energía asociada con las interacciones electrostáticas están regidas por la ley de Coulomb:

Eel = Q1Q2

Enlacesquímicos Energía de red

• Entonces, la energía de red aumenta con la carga en los iones.

• También se incrementa con el descenso de tamaño de los iones.

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Al comprender estas tres energías (energía de ionización, afinidad electrónica y energía de red), podemos tener una buena idea de los aspectos energéticos involucrados en tal proceso.

Aspectos energéticos del enlace iónico

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Aspectos energéticos del enlace iónico

• Estos fenómenos también ayudan a explicar la “regla del octeto”

• Por ejemplo, los metales tienden a dejar de perder electrones una vez que alcanzan una configuración de gas noble, debido a que se expandiría la energía que no puede ser superada por las energías de red.

Enlacesquímicos Enlace covalente

• En los enlaces covalentes los átomos comparten electrones.

• Existen varias interacciones electrostáticas en estos enlaces:– Atracciones entre electrones y

núcleos.– Repulsiones entre electrones.– Repulsiones entre núcleos.

Enlacesquímicos Enlaces covalentes polares

• Aunque los átomos forman con frecuencia compuestos compartiendo electrones, no siempre pueden compartirse de forma equitativa.

• El flúor atrae más fuertemente a los electrones que comparte con el hidrógeno de lo que lo hace el hidrógeno.

• Por lo tanto, el extremo del flúor de la moléculatiene más densidad electrónica que el extremodel hidrógeno.

Enlacesquímicos Electronegatividad

• La electronegatividad es la habilidad de los átomos en un molécula de atraer electrones hacia sí.

• En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta a medida que va…– …de izquierda a derecha

a través de un periodo.– …de la parte inferior a la

superior de un grupo.

• Cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace dipolar.

• El momento dipolar, , producido por dos cargas iguales pero opuestas separadas por una distancia, r, se calcula así:

• Se mide en debyes (D).

A mayor diferencia en electronegatividad, más polar es el enlace.

Enlacesquímicos Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis son representaciones de moléculas que muestran todos los electrones de enlace y los no enlazantes.

Enlacesquímicos Trazado de estructuras de Lewis

1. Encuentre la suma de los electrones de valencia de todos los átomos en el ión o molécula poliatómica.

– Si es un anión, adicione un electrón por cada carga negativa.

– Si es un catión, sustraiga un electrón por cada carga positiva.

PCl35 + 3(7) = 26

Enlacesquímicos Trazado de estructuras de Lewis

2. Al átomo central es el elemento menos electronegativo que no sea el hidrógeno. Conecte los átomos externos a éste con enlaces sencillos.

Realice un seguimiento de los electrones:

26 - 6 = 20

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3. Llene los octetos de los átomos externos.

Realice un seguimiento de los electrones:

26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2

Trazado de estructuras de Lewis

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4. Llene el octeto del átomo central.

Realice un seguimiento de los electrones

26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2; 2 - 2 = 0

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5. Si se acaban los electrones antes de que el átomo central tenga un octeto…

…forme enlaces múltiples hasta que lo tenga.

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• Asigne cargas formales.– Para cada átomo, cuente los electrones en pares solitarios

y divida entre dos los electrones que comparte con otros átomos.

– Réstelo del número de electrones de valencia para ese átomo: la diferencia es su carga formal.

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• La mejor estructura de Lewis…– …es la que tiene menos cargas.– …coloca una carga negativa en el

átomo más electronegativo.

Enlacesquímicos Resonancia

Es la estructura de Lewis que trazamos para el ozono, O3.

• Pero no corresponde con la verdadera estructura observada del ozono, en la que…– …ambos enlaces O-O

bonds tienen la misma longitud.

– …ambos oxígenos externos tienen una carga de -1/2.

• Una estructura de Lewis no puede representar con exactitud una molécula como la del ozono.

• Utilizamos estructuras múltiples (estructuras de resonancia) para describir la molécula.

Tal como el verde es la síntesis del azul y el amarillo …

…el ozono es una síntesis de estas dos estructuras de resonancia.

• En realidad, los electrones que forman el segundo enlace C-O en los enlaces dobles debajo no siempre permanecen entre ese C y ese O, más bien pueden moverse entre los dos oxígenos y el carbono.

• No están localizados; están deslocalizados.

• El compuesto orgánico benceno, C6H6, tiene dos estructuras de resonancia.

• Comúnmente se representa como un hexágono con un círculo interior para señalizar los electrones deslocalizados en el anillo.

Enlacesquímicos Excepciones a la regla del octeto

• Existen tres tipos de iones o moléculas que no siguen la regla del octeto:– Iones o moléculas con un número impar

de electrones.– Iones o moléculas con menos de un

octeto.– Iones o moléculas con más de ocho

electrones de valencia (octeto expandido).

Enlacesquímicos Número impar de electrones

Aunque relativamente raros y por lo regular bastante inestables y reactivos, existen iones y moléculas con un número impar de electrones.

Enlacesquímicos Menos de ocho electrones

• Considere el BF3:– El dar al boro un octeto lleno coloca una carga

negativa en el boro y una carga positiva en el flúor.

– Ésta no sería una representación exacta de la distribución de los electrones en el BF3.

Por lo tanto, las estructuras que colocan un enlace doble entre el boro y el flúor son mucho menos importantes que la que deja al boro con únicamente 6 electrones de valencia.

La lección es: si el llenado del octeto del átomo central resulta en una carga negativa en el átomo central y una carga positiva en el átomo externo más electronegativo, no complete el octeto del átomo central.

Enlacesquímicos Más de ocho electrones

• La única forma en la que el PCl5 pudiera existir es si el fósforo tuviera 10 electrones alrededor de él.

• Se permite expandir el octeto de los átomos en el 3er periodo o debajo.– Es probable que los

orbitales d en estos átomos participen en el enlace.

Aún cuando podemos trazar una estructura de Lewis para el ión fosfato que únicamente tiene 8 electrones alrededor del fósforo central, la mejor estructura coloca un enlace doble entre el fósforo y uno de los oxígenos.

• Esto elimina la carga en el fósforo y la carga en uno de los oxígenos.

• La lección es: cuando el átomo central esté en el 3er periodo o debajo y expanda su octeto, elimine algunas cargas formales. Hágalo.

Enlacesquímicos Fuerza del enlace covalente

• Sencillamente, la fuerza de un enlace se mide determinando cuánta energía se requiere para romper el enlace.

• Esto es la entalpía de enlace.• La entalpía de enlace para un enlace Cl-Cl,

D(Cl-Cl), se mide de 242 kJ/mol.

Enlacesquímicos Entalpías de enlace promedio

• Esta tabla lista las entalpías de enlace promedio para varios tipos distintos de enlaces.

• Las entalpías de enlace promedio son positivas, debido a que el rompimiento del enlace es un proceso endotérmico.

Enlacesquímicos Entalpías de enlace promedio

NOTA: Estas entalpías son de enlace promedio, no entalpías de enlace absolutas; los enlaces C-H en el metano, CH4, serán ligeramente distintas al enlace C-H en el cloroformo, CHCl3.

Enlacesquímicos Entalpías de reacción

• Otra manera de calcular H para una reacción es comparar las entalpías de enlace de los enlaces rotos con las entalpías de enlace de los nuevos enlaces formados.

• En otras palabras,Hrxn = (entalpías de enlace de los enlaces rotos) –

(entalpías de enlace de los enlaces formados)

CH4 (g) + Cl2 (g)

CH3Cl (g) + HCl (g)

En este ejemplo se rompen un enlace C-H y un enlace Cl-Cl; se forman un enlace C-Cl y un enlace H-Cl.

H = [D(C-H) + D(Cl-Cl)] - [D(C-Cl) + D(H-Cl)]

= [(413 kJ) + (242 kJ)] - [(328 kJ) + (431 kJ)]

= (655 kJ) - (759 kJ)

= -104 kJ

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Entalpía de enlacey longitud de enlace

• También podemos medir una longitud de enlace promedio para distintos tipos de enlace.

• A medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, la longitud de enlace disminuye.

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