Enlace iónico TIPOS DE ENLACES Enlace metálico Enlace

ENLACE QUíMICO
ENLACE QUíMICO
TIPOS DE ENLACES
Enlace metálico
Enlace iónico
ENLACE METÁLICO
Enlace covalente
Modelo del mar de electrones: conjunto de cationes
metálicos sumergidos en un mar de electornes de valencia
libres de moverse por todo el cristal. Explica las altas
conductividades eléctrica y térmica , la capacidad de
deformación. No predice correctamente los PF.
EJEMPLO
EJEMPLO
ANIMACIÓN
ENLACE METÁLICO
ENLACE IÓNICO
ENTRE UN ELEMENTO DE
BAJO P.I. (METAL) Y OTRO DE ALTA A.E.
(NO METAL)
VOLVER
1
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
VOLVER
ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE
TEORÍA DE LEWIS
ENLACE COVALENTE
par de electrones compartidos entre dos átomos
Las propiedades químicas de un elemento dependen de los
electrones más externos del átomos. Esos electrones más
externos son llamados ELECTRONES DE VALENCIA.
Lewis representa esos electrones de valencia con puntos.
Ejemplo
El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones de
valencia indicados por los 7 puntos
F
Símbolo de Lewis
2
ENLACE COVALENTE
Dos átomos pueden combinarse para formar una molécula,
y cuando lo hacen, una unión se forma entre ellos. Si la
unión entre los átomos resulta de compartir los electrones es
una UNIÓN COVALENTE.
Ejemplo
Formación de la molécula de flúor (F2)
ENLACE COVALENTE
REGLA DEL OCTETO
En la formación de enlaces covalentes, los átomos se acercan
todo lo posible a completar sus octetos compartiendo pares de
electrones.
F F
F F
Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando
dos átomos forman una molécula comparten un par de
electrones.
ENLACE COVALENTE
ESTRUCTURAS DE LEWIS
EJEMPLO 1: H2O
F F
Par de electrones “en la unión”
o par ligante
Par de electrones “libres”
o par solitario o par no enlazante.
UNIÓN SIMPLE
Dos átomos comparten un par de electrones
UNIÓN DOBLE
Dos átomos comparten dos pares de electrones
UNIÓN TRIPLE
Dos átomos comparten tres pares de electrones
PASO 1: Contar los electrones de valencia.
H 1s1
O 1s2 2s2 2p4
2 x1 + 6 = 8 electrones
4 PARES
PASO 2: Ubicar los átomos.
Los átomos unidos están
indicados mediante rectángulos.
O
H
H
3
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 2: Reglas para ubicar los átomos.
PASO 2: Reglas para ubicar los átomos.
I) Se ordenan los átomos simétricamente alrededor del átomo
central.
II) Para los oxácidos, los H van unidos a los O, los cuales se
unen al átomo central.
SO2 OSO y no SOO
O
H2O HOH y no OHH
Excepción: N2O NNO y no NON
H
O
S
O H
O
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 3: Localizar los pares de electrones
que forman las uniones.
PARES DE ELECTRONES
NO ENLAZANTES
H
PASO 4: Contar los pares de electrones aún no ubicados.
::
..
.. O
..
..
H
..
O
2 PARES
PASO 5: Completar los octetos.
Recordar que el H
adquiere la configuración
de gas noble con 2 e-
PASO 6: Representar los enlaces.
..
.. O
..
H
ESTRUCTURAS DE LEWIS
H
H
H
2 ENLACES
COVALENTES
SIMPLES
1 PAR DE ELECTRONES COMPARTIDOS
=
ENLACE COVALENTE SIMPLE
4
ESTRUCTURAS DE LEWIS
EJEMPLO 2: CO2
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 3: Localizar los pares de electrones
que forman las uniones.
PASO 1: Contar los electrones de valencia
C 1s2 2s2 2p2
O 1s2 2s2 2p4
O:C:O
PASO 4: Contar los pares de electrones aún no ubicados.
4 + 2 x 6 = 16 electrones
::::::
6 PARES
8 PARES
PASO 5: Completar los octetos.
PASO 2: Ubicar los átomos.
O C O
Los átomos unidos están
indicados mediante
rectángulos.
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 6: Representar los enlaces.
PARES DE ELECTRONES
NO ENLAZANTES
..
..
:O=C=O:
O::C::O
:O
.. : : C : : O.. :
ESTRUCTURAS DE LEWIS
EJEMPLO 3: N2
PASO 1: Contar los electrones de valencia
N 1s2 2s2 2p3
2 x 5 = 10 electrones
5 PARES
PASO 2: Ubicar los átomos.
2 ENLACES COVALENTES DOBLES
2 PARES DE ELECTRONES COMPARTIDOS
=
ENLACE COVALENTE DOBLE
N N
5
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 3: Localizar los pares de electrones
que forman las uniones.
PASO 6: Representar los enlaces.
PAR DE ELECTRONES
NO ENLAZANTES
N:N
PASO 4: Contar los pares de electrones aún no ubicados.
:N=N:
:::: 4 PARES
1 ENLACE COVALENTE TRIPLE
PASO 5: Completar los octetos.
:
3 PARES DE ELECTRONES COMPARTIDOS
=
ENLACE COVALENTE TRIPLE
:N :: N:
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
EJEMPLO 3: NH4+
PASO 3: Localizar los pares de electrones
que forman las uniones.
PASO 1: Contar los electrones de valencia
H
N 1s2 2s2 2p3 H 1s1
N .. H
H
:
H
4 PARES
:
H
5 + 4 x1 = 9 e- – 1 e- = 8 e-
..
PASO 4: Contar los pares de electrones aún no ubicados.
PASO 2: Ubicar los átomos.
H
N
H
H
Ninguno
PASO 5: Completar los octetos.
Están completos
6
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
EJEMPLO 4: CO32-
PASO 6: Representar los enlaces.
Carga
[
H
H_N_H
H
]
+
PASO 1: Contar los electrones de valencia
C 1s2 2s2 2p2
O 1s2 2s2 2p4
4 + 3 x 6 + 2= 24 electrones
O
12 PARES
PASO 2: Ubicar los átomos.
Para iones
O
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 3: Localizar los pares de electrones
que forman las uniones.
O
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 5: Completar los octetos.
O
C
O
C
:
::
O
C
O
O
O
PASO 4: Contar los pares de electrones aún no ubicados.
9 PARES
7
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
PASO 6: Representar los enlaces.
EJEMPLO 5: Na2 CO3.
Carga
O
O
]
-2
[Na] [
+
O
C
-2
=
=
[
O
C
O
O
] [Na]
+
Para iones
ESTRUCTURAS DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
CÁLCULO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
1) Se asignan los electrones compartidos al elemento más
electronegativo .
[
O
C
=
Ejemplo:
O
O
[
La estructura de Lewis NO describe la forma
de la molécula: simplemente muestra cómo
están unidos los átomos y cuáles tienen
pares no enlazantes.
-2
8
ENLACE QUíMICO
ESTRUCTURAS DE LEWIS
2) Tengo en cuenta que el átomo original con sus electrones de
valencia era neutro.
Como cada O tiene 2 electrones más que los 6 que tenía cuando era
neutro, cada O queda con carga -2.
El C quedó con 4 electrones menos que los que tenía: su carga es +4.
-2
=
[
[
O+4
-2
-2 C
O
O
-2
ENERGÍA DE ENLACE: Energía requerida para romper los enlaces
en un mol de moléculas gaseosas.
A-B(g) A(g)
+
B(g)
D(AB) > 0
• Escala de Pauling de electronegatividad:
D(AB) calc = [D(A2) x D(B2)]1/2
∆ = D(AB) exp – D(AB) calc
D(AB) : Energía de disociación
de la molécula AB
ENA – ENB = 0,102 ∆1/2
ENF = 4
ELECTRONEGATIVIDAD
ENERGÍAS DE ENLACE
Energías de enlace
Longitud de enlace
H-H
432 kJ/mol
H-F
565 kJ/mol
74 pm
92 pm
F-F
159 kJ/mol
143 pm
C-C
347 kJ/mol
154 pm
C=C
614 kJ/mol
134 pm
CΞC
839 kJ/mol
121 pm
O=O
498 kJ/mol
121 pm
NΞN
945 kJ/mol
110 pm
9
ENLACE QUíMICO
ENLACE QUíMICO
Electronegatividad
Modelo
iónico
Modelo
covalente
Diferencia de
electronegatividad
en aumento
• Se puede usar para predecir si una unión es iónica o covalente
Para el compuesto AB:
Si | ENA – ENB | ≥ 1.7
Enlace iónico
Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7
Enlace covalente POLAR
Si | ENA – ENB | < 0.4
Enlace covalente NO POLAR
ENLACE QUíMICO
ENLACE QUÍMICO
Compuestos iónicos: Altos puntos de fusión, alta conductividad
en estado fundido. Generalmente vinculado
Polarizabilidad:
Tendencia de la nube de electrones a deformarse debido a
las fuerzas electrostáticas externas
a la variación de EN:
Catión polarizante
∆EN
TF
Conductividad
NaCl
2,1
800
100
MgCl2
1,7
700
25
AlCl3
1,5
200
0,0002
SiCl4
1,2
-70
0
PCl3
0,9
-100
0
Cl2
0
-100
0
Nube electrónica
distorsionada
Anión polarizable
Mayor carga, menor radio → cationes más polarizantes → > carácter
covalente
Mayor radio:
→
aniones polarizables
→ > carácter
covalente
10
ENLACE QUíMICO
POLARIDADDE
DEENLACE
ENLACE Y
Y MOMENTO
MOMENTO DIPOLAR
POLARIDAD
DIPOLAR
Molécula compuesta por átomos distintos
Modelo
iónico
Modelo
covalente
diferencia de electronegatividades
polaridad
H
Aumento del poder
polarizante del catión y de la
polarizabilidad del anión
Momento dipolar ( µ )
es el producto entre las cargas y la distancia que las separa:
Las moléculas poliatómicas también muestran un
comportamiento dipolar. Por ejemplo, en la molécula de agua, el
O tiene mayor electronegatividad que H. Claramente, este
resultado está de acuerdo con la suma vectorial de los dipolos a
lo largo de cada enlace que forman un ángulo por lo que la suma
de los dos vectores produce un dipolo resultante según se señala.
µ=Q×r
Moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2) no poseen momento dipolar
Moléculas diatómicas heteronucleares (HF, HCl, CO, NO) poseen momento
dipolar y son polares
POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
F
POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
No todas las moléculas formadas por heteroátomos son polares,
a pesar de que cada enlace en particular, sea polar. Ocurre que la
contribución de cada uno, en forma vectorial, termina
anulándose recíprocamente debido a la suma vectorial. Un
ejemplo de este caso es la molécula CO2 que, debido a la
naturaleza opuesta de sus dipolos, no posee momento dipolar
resultante.
11
RESONANCIA
RESONANCIA
RESONANCIA
Combinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos
pero diferentes arreglos de electrones.
Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda
la molécula y da como resultado una energía más baja.
Ejemplo:
Estructura de Lewis del ion nitrato NO3-
[O
O
N O
-
] [O
O
N O
-
] [O
O
ESTABILIZA la molécula por disminución de la ENERGÍA TOTAL
-
]
N O
HIBRIDO DE RESONANCIA
Estructura combinada de las estructuras participantes
Hay más de una forma de distribuir los electrones !!!
CARGAS FORMALES
CARGAS FORMALES
Indica la medida en que un átomo ha ganado o perdido
electrones en el proceso de formación del enlace covalente,
las estructura con menores cargas formales probablemente
tienen la menor energía un átomo en una estructura de
Lewis.
Electrones
de valencia
del átomo libre
CARGA FORMAL =
V -( L
Electrones
compartidos
+
Electrones
presentes como
pares libres
Ejemplo 1:
Calcular las cargas formales en el dióxido de carbono CO2
1.- Escribir la estructura de Lewis.
2.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo
libre ( V ), electrones presentes como pares libres ( L ) y
electrones compartidos ( S ) de cada átomo.
4.- Calcular las cargas formales como = V - L - S / 2
S/2 )
O
C
O
12
CARGAS FORMALES
Ejemplo 2:
Calcular las cargas formales en N2O si:
i) el O es el átomo central;
ii) uno de los N es el átomo central.
Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este
criterio?
Ejemplo 3:
Calcular las cargas formales en el H2SO4 si:
i) se permite la ampliación delocteto del S;
ii) No se permite la ampliación del octeto del S.
Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este
criterio?
ENLACE COVALENTE
RADICALES
Especies que tiene electrones con espín no apareado
Ejemplo: radical metilo CH3, NO2
EXPANSIÓN DEL OCTETO
Elementos del período 3 y posteriores
•Pueden mostrar covalencia variable (capacidad de formar
diferentes números de enlaces covalentes)
Ejemplo: SF4, SF6, PF5
ENLACE COVALENTE
OCTETO INCOMPLETO
Elementos del GRUPO 13/III : Compuestos de BORO y
ALUMINIO pueden tener estructuras con octetos incompletos o
con átomos de halógeno como puentes.
Ejemplo: BF3, BCl3
13