1 El enlace químico Profesora: Clara Turriate Manrique.
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1
El enlace químico
Profesora: Clara Turriate Manrique
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2
Enlace Químico¿Por qué se unen los átomos? ¿Qué fuerzas hacen posible que los átomos individuales se agrupen para formar moléculas?¿Estas fuerzas son las mismas para todas las moléculas?.¿Porque las sustancias se componen de iones y otras de moléculas?
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3
El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los iones, a los
átomos y a las moléculas.
Los átomos tienden a minimizar su energía formando una configuración de “capa cerrada” como la de los gases nobles.
ns2 np6
Para ello existen dos posibilidades:
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4
1. Perder o ganar electrones para formar iones. Las especies iónicas, cationes y aniones, se atraen electrostáticamente para formar compuestos iónicos. Se dice que los compuestos iónicos están unidos por un “enlace iónico”.
2. Compartir los electrones con otros átomos. Los átomos se combinan entre ellos formando moléculas. Los átomos de una molécula están unidos por “enlaces covalentes”.
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5
ENLACE IÓNICO –
ENLACE COVALENTE
IÓNICO
COVALENTE
COVALENTE POLAR
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6
ENLACE IÓNICOENLACE COVALENTE
NO POLAR POLAR
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7
¿Cuáles son los electrones que se pierden, ganan o comparten?????
Son los electrones de la última capa de cada átomo. Se conocen como electrones de valencia y son los que participan de los enlaces químicos.
Para distinguirlos, se usan los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales cada punto representa un electrón de valencia.
¿Cuántos electrones se pierden, ganan o comparten?????
Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se rodean de 8 electrones de valencia.
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8
Símbolos de puntos de LewisSímbolos de puntos de Lewis
Los elementos de los grupos 1A y IIA tienden a perder e-, mientras que los elementos de los gruposVIA y VIIA tienden a ganar e-. Cuando se encuentran átomos de los grupos IA, IIA, VIA y VIIA, forman compuestos iónicos
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9
Clasificación de los enlaces Interatómicos
Iónico o electrovalente
Covalente y metálico
Intermoleculares
Vander Waals
Puente de hidrógeno
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10
TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD
0,5 1,7
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11
Es un compuesto que tiene iones cargados positivamente e iones cargados negativamente
Compuestos iónicos
Pierde 1 e-
Gana 1 e-
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12
Na · Na+ + e- Sodio ión sodio (catión)
Cl (7e-) + e- Cl- (8e-) cloro ión cloro (anión)
·Ca· Ca+2 + 2e- calcio ión calcio (catión)
O (6e-) + 2e- O-2 (8e-) oxígeno ión oxígeno (anión)
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13
Li + F Li+ F -
El enlace iónico
1s22s1
1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
F -Li+ + Li+ F -
Cristales
Estructuras de Lewis
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14
Molécula – un ágregado de 2 o más átomos en una configuración definida, unidos por fuerzas químicas de tipo covalente.
Moléculas o Compuestos MolecularesMoléculas o Compuestos Moleculares
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15
COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el agua..
3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos
con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
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16
Enlace iónico
Formación de un cristal iónico
La fuerza que mantiene unidos actúan en todas las direcciones, de modo que cada Ion positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa.
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ENLACE IÓNICO
METALESNOMETALES
FORMULAGENERAL
IONESPRESENTES
EJEMPLO P.F. (ºC)
I AII AIII A
+++
VII AVII AVII A
MXMX2
MX3
(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)
LiBrMgCl2GaF3
547708800 (subl)
I AII AIII A
+++
VI AVI AVI A
M2XMXM2X3
(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)
Li2OCaOAl2O3
>170026802045
I AII AIII A
+++
V AV AV A
M3XM3X2
MX
(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)
Li3NCa3P2
AlP
8431600
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18
Energía reticular en los compuestos iónicos (Hreticular)
Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.
Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la energía reticular corresponde a la reacción:
Na+(g) + Cl–(g) NaCl(s) Hreti (-)
Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.
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19
Energía de red (E) aumenta como Q
aumenta y/ocomo r disminuye.
cmpd Energía de red
LiFLiCl
1036
853r F
- < r Cl-
E = kQ+Q-
r
Q+ es la carga en el catión
Q- es la carga en el anión
r es la distancia entre los iones
Energía de red (Hred ) es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.
NaCl(s) Na+(g) + Cl–(g) Hred(+)
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20
Ley de Hess
En 1846 el químico Suizo G.H. Hess enuncio lo siguiente:
Ley de Hess
“ La energía térmica emitida o absorbida en un cambio dado es igual, aunque este ocurra en un paso o en varios pasos”
El ciclo de Born Haber es una aplicación de la Ley de Hess.
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21
Ciclo de Born-Haber para determinar energías de red
Hf = H1 + H2 + H3 + H4 + H5o ooooo
ΔH reticular = ΔH°5
ΔH reticular = -ΔH red
f
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Ciclo de Born y HaberDeterminar la energía reticular en la formación del NaCl. Dado los datos siguientes:
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ)
Na (s) Na (g) (Hsubl = +107,8 kJ)
½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ)
Cl (g) Cl– (g) (AHAE = –348,8 kJ)
Na (g) Na+ (g) (AHEI = + 495,4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret = ?)
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23
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hf = – 411,1 kJ)
Na (s) Na (g) (Hsubl = + 107,8 kJ)
½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis = +121,3 kJ)
Cl (g) Cl– (g) (HAE = –348,8 kJ)
Na (g) Na+ (g) (HEI = +495,4 kJ)
Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (Hret i = ?)
De donde puede deducirse que:Hret = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)
HretHret = –411,1 kJ – (107,8 kJ + 121,3 kJ –348,8 kJ + 495,4 kJ) = –786,8–786,8 kJ kJ
Solución.-
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24
ENLACE COVALENTE Las reacciones entre dos no metales
produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando
dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
Molécula de Agua H2O
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25
Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estructura de Lewis del F2
lone pairslone pairs
lone pairslone pairs
Enlace covalente simple
Enlace covalente simple
Lone pair: par electrónico no enlazante
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26
8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estructura de Lewis del agua
Enlace doble: dos átomos comparten 2 pares de electrones
Enlace covalente simple
O C O o O C O
8e- 8e-8e-Enlaces dobles Enlaces dobles
Enlace triple – dos átomos comparten 3pares de electrones
N N8e-8e-
N N
Enlace tripleEnlace triple
o
9.4
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Enlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinado
H+
+
Ión amonio
(ión molecular o poliatómico)
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Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1. Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
2. Número de electrones que forman octetos (excepción el hidrógeno)
3. Numero de electrones que forman enlace4. Número de enlaces5. Se dibuja una estructura esquemática .6. Se distribuyen los e- de forma que se complete
un octeto para cada átomo.7. Carga formal
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29
Cargas formales
Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Carga
Formal=
Número e
Capa valencia
- Número e
Desapareados
+Mitad e
compartidos
La carga formal total para un compuesto es cero, para un ion es igual a la carga del ion
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30
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable: El valor de Cf sea mas proximo a 0 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo
C OH H
H
H
HH OC
H H
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31
Estructuras de Lewis
C OH H
H
H
I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)=
0- Para O: Cf= 6-(4+4/2)=
0II) HH OC
H H
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Correcta!
Otro ejemplo:
C N - Para C: Cf= 4-(2+6/2)=
-1- Para N: Cf= 5-
(2+6/2)= 0
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32
Estructuras de Lewis de moléculasEstructuras de Lewis de moléculas
AmoníacoAmoníaco AguaAgua
Tetracloruro Tetracloruro de carbonode carbono
Acido acéticoAcido acético
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33
Resonancia. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia
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34
En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
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35
Condiciones para escribir formas resonantes:
1. Para pasar de una forma resonante a otra
solamente puedo mover electrones, nunca átomos.
2. Todas las estructuras resonantes que yo
escriba deben ser estructuras de Lewis válidas.
3. Las estructuras resonantes deben poseer el
mismo número de electrones desapareados.
4. Las estructuras resonantes más importantes
son las de menor energía potencial.
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36
(N,N-dimetilamino)piridinaDMAP
Nitrometano
Ejercicio: Escribir las formas resonantes del nitrometano y DMAP, ozono.
O
OO
Ozono
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37
Ejercicio: Se sabe que en el nitrometano los oxígenos distan por igual (1.2 Å) del nitrógeno. ¿Cómo puede explicarse este hecho?
La molécula de nitrometano es un híbrido de resonancia de dos especies idénticas. El enlace N-O ni es simple ni doble, tiene un carácter intermedio en ambos extremos.
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38
Estructuras de LewisExcepciones a la regla del OctetoExcepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del
Octete:
a) Moléculas con nº de e- impar.N O NO (5+6=11 e- de valencia)
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
BF
FF
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
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39
Estructuras de Lewis
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos.
PCl5 XeF4
nº de e- de v 5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
nº de e- de v 8+7x4= 36 e-
XeF
F F
F
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles
para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares
de e- extras.
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40
Parámetros de enlacea) Energía de enlace es la energía
requerida para romper un enlace H2(g) + EE- H + H
b) Longitud de enlace (L) es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazado
L
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41
c) Angulo de enlace es el ángulo interno producto de la intersección entre dos líneas trazadas desde los núcleos de dos átomos enlazaos a un átomo central.
(b) Y (c) determinan el tamaño y la forma de la molécula.
NH3 H2O
107° Y 104,5°
La longitud y el ángulo de enlace puede medirse utilizando técnicas de rayos x
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42
PARÁMETROS DE ENLACE
EnlaceLongitud típica
(A)Momento
dipolar (D)
Energía de disociación (kcal/mol)
C-H 1.07 0.40 99
X-H1.01(N) 0.96(O)
1.31(N) 1.51(O)
93(N) 111(O)
C-C 1.54 0 83
C=C 1.33 0 146
CC 1.20 0 200
C-N 1.47 0.22 73
C=N 1.30 1.90 147
CN 1.16 3.50 213
C-O 1.43 0.74 86
C=O 1.23 2.30 184
C-Cl 1.78 1.46 81
C-Br 1.93 1.38 68
C-I 2.14 1.19 51
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43
Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos
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44
Enlaces sigma () y Pi ()
Enlace sencillo 1 enlace sigma
Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi
Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi
¿Cuántos enlaces y están en la molécula deácido acético ( vinagre) CH3COOH?
C
H
H
CH
O
O H enlaces = 6 + 1 = 7
enlaces = 1
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45
GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones
eléctricas entre ellos
Cuatro pares de e- rodeando el átomo de nitrógeno. Se dirigen hacia los vértices de un tetraedro
(Geometría electrónica)
Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal
(Geometría molecular)
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46
Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana
Cuatro pares de e:
Molécula tetraédrica
Cuatro enlazados
Molécula piramidal
Tres enlazados
Molécula angular
Dos enlazados
No enlazado- No enlazado
No enlazado- Enlazado
Enlazado- Enlazado
Repulsión entre pares de electrones< <
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Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada
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En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples
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Polaridad de los enlaces y las moléculas