Enlace Químico

Enlace Covalente

Según la Teoría del Enlace de Valencia para que se forme un enlace

covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar,

interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un

orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar

ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.

MOLÉCULA DIATÓMICA HOMONUCLEAR.

Eenlace = 109,46 kcal/mol

Emínima

Estructura de Lewis.

1. Electrones de Valencia.

2. Regla del Octeto.

2. Excepciones a la Regla

del Octeto.

Estructuras de Lewis

Resonancia. La resonancia consiste en la combinación lineal de estructuras de una

molécula (estructuras resonantes) que no coinciden con la estructura real,

pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura real.

CO32-

Todos los enlaces tienen igual longitud

La molécula posee un m igual a 0.

Cada longitud de enlace es más corta que un

enlace C-O y más larga que un enlace C=O.

Estructuras Canónicas o Resonantes.

Híbrido Resonante

⅓

⅓ ⅓

Yhíbrido resonante = aYI + bYII + cYIII ; a = b = c

Eresonancia

Reglas para Estructuras Resonantes

1. Las formas individuales de resonancia son imaginarias; no

son reales.

2. Las formas resonantes solo difieren en la colocación de sus

electrones p o no compartidos.

3. No es necesario que las distintas formas resonantes de una

sustancia sean equivalentes.

4. Las formas resonantes deben ser estructuras de Lewis

válidas y obedecer las reglas normales de valencia.

5. El híbrido de resonancia es más estable que cualquiera de

las formas resonantes individuales.

Como escribir estructuras resonantes

1. Los átomos deben permanecer en el mismo lugar.

P O

H

O

O

HH_

_

_

__ _

P OO

O

HH

H

_

_

_

_

_ _

_

Estas especies no corresponden a dos estructuras

resonantes, ya que el átomo de hidrógeno cambia de lugar.

Esto se conoce como un “equilibrio tautomérico”. (isómeros

estructurales en equilibrio).

2. Si la molécula real tiene todos sus electrones

apareados, cada estructura resonante también debe

tenerlos.

[ IN=N=Ol lN≡N–Ol lN–N≡Ol ] _ _ _

_ _ _

-1 +1 +1 -1 -2 +1 +1

Estructuras con electrones desapareados son distintas a

estructuras con separación de carga.

Ej. N2O, diamagnética.

Contribución de las Estructuras Resonantes.

1. A mayor número de enlaces covalentes mayor

contribución.

[ IO≡C–Ol lO=C=Ol IO–C≡Ol ] _ _ _ _

_ -1 +1 +1 -1

Ej. CO2

lO=C–Ol _ _ _

-1 +1

“prácticamente no hay contribución

al híbrido de resonancia”

2. Las estructuras iónicas, o sea, con separación de

carga, son en general menos importantes. Cuando

existen cargas iguales muy cerca en la molécula

aumenta la repulsión electrostática, por lo tanto

disminuye su aporte a la estabilización.

[ IO≡C–Ol lO=C=Ol IO–C≡Ol ] _ _ _ _

_ -1 +1 +1 -1

“la estructura número 2, es más estable que 1 y 3,

por lo tanto aporta más al híbrido de resonancia”

1 2 3

_

TRePEV.(RPECV o VSEPR)

Está basada en la idea de que la geometría de una molécula, o ion poliatómico, del

tipo ABn, donde A es el átomo central y B los átomos periféricos, o ligandos, está

condicionada, principalmente, por la repulsión, de tipo culombiana, entre los pares

de electrones de la capa de valencia alrededor del átomo central.

La geometría es aquella que proporciona a los pares

de electrones de la capa de valencia la energía mínima.

Hibridación.(O.A.H.)

Combinación lineal de orbitales atómicos, para generar

orbitales atómicos híbridos.

Hibridación sp.

1 orbital s + 1 orbital p = 2 orbitales sp

+ + - + -

+ + - + -

50% s y 50% p

Ejemplo: BeCl2

Be (Z=4) : 1s22s22px py pz

sp sp

E

s s

Geometría Lineal

Etino.

1 orbital ssp - ssp

2 orbitales pp - pp

Hibridación sp2.

1 orbital s + 2 orbital p = 3 orbitales sp2

+ + - + -

33% s y 66% p

Ejemplo: BF3

sp2 sp2

E

sp2

3 orbitales ssp2 - Fp

Eteno.

Enlace s 100 kcal/mol

Enlace p 45 kcal/mol

Hibridación sp3.

1 orbital s + 3 orbital p = 4 orbitales sp3

+ + - + -

25% s y 75% p

Hibridación dsp3.

1 orbital s + 3 orbital p + 1 orbital d = 5 orbitales dsp3

5 O.A.H. dsp3

E

1s

2s

3s

2p

3p

3d Promoción

DE n=

DE n

P (Z=15) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 py

1 pz1

Hibridación d2sp3.

1 orbital s + 3 orbital p + 2 orbital d = 6 orbitales d2sp3

6 O.A.H. d2sp3

E

1s

2s

3s

2p

3p

3d Promoción

DE n=

DE n

S (Z=16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 py

1 pz1

< carácter s, 2,14 Å

> carácter s, 2,02 Å

A > carácter s,

- Mayor ángulo.

(Distribución esférica en torno al núcleo)

- Menor longitud de enlace.

(orbital más penetrante)

- Mayor energía de enlace.

(mayor atracción nuclear)

Ejemplos:

Difluoruro de azufre

Tetrafluoruro de azufre

Amoniaco

Trifluoruro de cloro

Pentafluoruro de yodo

SF2

SF4

IF5

ClF3

NH3

Híbridos No Equivalentes

j

j

i

i

qii

qjj

qji El enlace C-F se forma a

partir de O.A.H. que poseen

distinto carácter p y/o s que

para el enlace C-H.

Cálculo del Índice de Hibridación.

Si, i = j, entonces,

Siendo li2 = índice de hibridación

Fracción de carácter p

a=1, sp

a=2, sp2

a=3, sp3

“Química Física”

Díaz Peña

Por lo tanto, si para el CH2F2, el ángulo F-C-F es 108,3°

Entonces,

qii

li2 = 3,185

ssp3,185

j

j

i

i

qii

Desde,

2(C-F) 2(C-H)

lj2 = 2,83

ssp2,83

C-F

C-H

(3,185)

23,89% carácter s

76,11% carácter p

Para los enlaces C-F,

Para los enlaces C-H,

(2.83)

26,11% carácter s

73,89% carácter p

A mayor carácter s, mayor ángulo de enlace,

108,3°

qij= 109,45°

qij= ?°

108,3°

qii= 110,67°

qii= ?°

¿qii ?

109,45°

Costo Energético de la Hibridación

Carbono 2p -10,66 eV

2s -19,46 eV

Esp3 = ¼ (Es + 3Ep) = ¼ [(-19,46) + 3(-10,66)]

Esp3 = -12,86 eV

E

2s

2p

-10,66 eV

-19,46 eV

-12,86 eV

No hibridado Hibridado

Para un sistema sin hibridar,

ET1 = Σ (Es + 3Ep) = -51,44 eV

Para un sistema hibridado,

ET2 = -51,44 eV

Conclusión,

La hibridación no tiene costo energético, por otro lado mejora

la superposición de orbitales generando geometrías mas

adecuadas.

4 O.A.H. sp3

P

2s

3s

2p

3p

3d

POCl3. Cloruro de Fosforilo

2s

2p

O

Cl

3 O.A.H. sp2

4 O.A.H. sp3

Parámetros Químicos

Electronegatividad

Pauling estableció una escala de electronegatividad y

una ecuación que permite determinar energías de

enlace.

DXX = Energía de disociación de enlaces.

D = “Incremento en la estabilización”

Para los enlaces s heteronucleares.

kcal/mol

Según Mülliken,

Electronegatividad sp > sp2 > sp3

“Ha mayor carácter s, mayor electronegatividad”

EN = Electronegatividad

PI = Potencial de Ionización

EA = Electroafinidad

Carácter iónico parcial de los Compuestos

Covalentes

Cálculo del carácter iónico parcial

Fracción

carácter iónico

Fracción

carácter covalente

Ejemplo

H – F

E.N.: H = 2,1

F = 4,0 Fracción carácter covalente

Fracción carácter iónico

Carácter Covalente

Puro

Radio de los átomos en Compuestos

Covalentes

Distancia

A y B

Radios

Covalentes

• • • •

Radios

de Van der Waals

dAB = Longitud de

Enlace

Momentos Dipolares (m)

H – F d+ d-

1 Debye (D) = 10-18 ues•cm

H – F

m = 4,8x10-10 • 1,28x10-8 = 6,14x10-18 ues•cm

(suponiendo que hay 100% de transferencia electrónica)

m = 6,14 D mexp= 1,03 D

Entonces, si 6,14 → 100%

1,03 → x

x = 16,78% carácter iónico

Fracción carácter iónico = 0,17

H – F +0,17 +0,17 -0,17

Fracción cargas parciales

Podemos comparar,

H-F H-Cl H-I

m(D) 1,75 1,03 0,38

El enlace más polarizado es el del HF, ya que

es más grande la diferencia de E.N.

Para el CO2,

El momento dipolar neto es la resultante de

los momentos dipolares locales de enlace

m = 0

Para el BF3

a

sumatoria de las

proyecciones

60°

x

a

m = 0

m = 0 D m = 1,02 D

m = 1,55 D m = 1,86 D

Si comparamos NH3 y NF3, siendo ambas moléculas

polares. ¿Cuál es más polar?

m = 1,5 D m = 0,21 D

Factores que influyen en la magnitud del momento dipolar, i)

geometría molecular y ii) contribución de los electrones sin

compartir.

H

H H

H

O

H

H

O

H

H

H

O

H

O

H

O

m = 0 D m = 2,3 D

m = 3,0 D