Enlace químico: moléculas diatómicas

Química General e
Inorgánica A
Enlace químico:
moléculas diatómicas
Tema 5
Los electrones de valencia son los electrones del nivel
exterior de un átomo. Los electrones de valencia son
los electrones que participan en el enlace químico.
Grupo
Configuración electrónica
Nº e- valencia
1A
ns1
1
2A
ns2
2
3A
ns2np1
3
4A
ns2np2
4
5A
ns2np3
5
6A
ns2np4
6
7A
ns2np5
7
5.1
1
Símbolos de puntos de Lewis
5.2
moléculas diatómicas
•
homonucleares
• heteronucleares
H2, O2, N2
HCl, NaF
Tipos de enlace
Enlace covalente
los electrones son compartidos por dos átomos
|XA - XB| ≤ 2
donde: X = electronegatividad
Enlace iónico
hay una transferencia de electrones
|XA - XB| > 2
5.3
2
Electronegatividad es la capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace químico
Afinidad electrónica (medible), Cl es la más alta
X- (g)
X(g) + e-
Electronegatividad (relativa), F es la más alta
5.4
Electronegatividad de los elementos comunes
Aumento de electronegatividad
Aumento de electronegatividad
5.5
3
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace
covalente con mayor densidad electrónica alrededor
de uno de los dos átomos.
región pobre
en electrones
región rica
en electrones
pobre
F
H
rica
H
δ+
F
δ-
5.6
Clasificación de enlaces por diferencia de electronegatividad
|XA - XB|
Tipo de enlace
0
covalente
>2
0<y<2
iónico
covalente polar
Aumento en la diferencia de electronegatividad
covalente
comparten e-
covalente polar
transferencia parcial
de e-
iónico
transferencia
de e5.7
4
El enlace iónico
Li+ F -
Li + F
1s22s11s22s22p5
1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li
Li+ + e-
F
F -
F -
Li+ F -
e- +
Li+ +
LiF
5.8
CICLO DE BORN-HABER
Ef
PI
Na (g)
Na+ (g)
- 1e-
+
Ep
NaF (g)
-AE
F- (g)
F (g)
+
1e-
D
PI – AE + Ep + D = 0
Ep = -
N | n+ n- | q1 q2
r
PI – AE + Ep - Ef = 0
5.9
5
Comparación de compuestos covalentes y iónicos
5.10
Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más
electrones son compartidos por dos átomos.
¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
F
7e-
+
F
F F
7e-
8e- 8e-
Estructura de Lewis del F2
enlace covalente simple pares libres
pares libres
F F
pares libres
F
F
pares libres
enlace covalente simple
5.11
6
Teoría del enlace valencia (TEV)
- el enlace se forma por superposición de orbitales
atómicos
- los e- que forman un enlace son los e- de valencia
- los orbitales son orbitales de valencia y poseen un ecada uno con espines contrarios
- la superposición de orbitales debe ser máxima para que
el enlace sea más fuerte
s + s ⇒ enlace σ
s + p ⇒ enlace σ
p + p (cab-cab) ⇒ enlace σ
p + p (lateral) ⇒ enlace π
- el enlace σ es más fuerte que el enlace π porque la
superposición de orbitales atómicos es mayor
5.12
Ejemplos
Li2
Li [He] 2 s1
s+s→σ
Li : Li
Li −Li
O2
O [He] 2s2 2px2 2py1 2pz1
p + p (cab-cab) → σ
p + p (lateral) → π
O
O
5.13
7
Enlaces sigma (σ) y pi (π)
Enlace simple
1 enlace sigma
Enlace doble
1 enlace sigma y 1 enlace pi
Enlace triple
1 enlace sigma y 2 enlaces pi
¿Cuántos enlaces σ y π hay en
la molécula de N2?
5.14
El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace
particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de
disociación del enlace (D).
Energía D
H2 (g)
H (g) + H (g) ΔH0 = 436.4 kJ
Cl2 (g)
Cl (g) + Cl (g) ΔH0 = 242.7 kJ
HCl (g)
H (g) + Cl (g) ΔH0 = 431.9 kJ
O2 (g)
O (g) + O (g) ΔH0 = 498.7 kJ
O
O
N2 (g)
N (g) + N (g) ΔH0 = 941.4 kJ
N
N
Energías de disociación del enlace
Enlace simple < Doble enlace < Triple enlace
5.15
8
Energía potencial
Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Distancia de separación
5.16
Cambio en la densidad
electrónica a medida
que dos átomos de
hidrógeno se acercan
uno al otro.
5.17
9
Longitud de enlace: distancia que separa a los núcleos
Longitud
Tipo de
de enlace
enlace
(pm)
C-C
154
C=C
133
C≡C
120
C-N
143
C=N
138
C≡N
116
Longitudes de enlace
enlace triple < enlace doble < enlace simple
5.18
Cómo hace la teoría del enlace valencia (TEV) para
explicar los enlaces en H2 y F2?
Energía de disociación
H2
436.4 kJ/mol
F2
150.6 kJ/mol
Longitud de
enlace
74 pm
142 pm
solapamiento
1s
2p
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman
por apareamiento de e- por solapamiento de
orbitales atómicos.
5.19
10
Momento dipolar y carácter iónico parcial
(CIP)
Región pobre en
carga electrónica
Región rica en
carga electrónica
H
F
δ+
δ−
μ= |δ |. d
μ es el momento dipolar [=] Debye (D)
δ es la carga transferida [=] u.e.s.
d es la longitud de enlace (LE) [=] Å
5.20
Comportamiento de moléculas polares
5.21
11
- moléculas homonucleares
μ=0
son no polares
porque la distribución de la carga electrónica es
simétrica
- moléculas heteronucleares
→
μ≠0
H─F
son polares
porque la distribución de la carga electrónica es
asimétrica
Enlace = % carácter iónico + % carácter covalente
╚ carácter iónico parcial (CIP)
5.22
Ejemplo: calcular el CIP para la molécula HCl
H-Cl
heteronuclear
μ ≠ 0 polar
μ = 1.07 D y LE= 1.27 Å
datos experimentales:
μ = |δ |. d
1D= 1 x 10-18 ues.cm
1 Å = 1 x 10-8 cm
|δ | = μ / d
|δ| = 1.07 x 10-18 ues.cm / 1.27 x 10-8 cm
|δ | = 0.843 x 10-10 ues
4.8 x 10-10 ues ─ 100 % carácter iónico
0.843 x 10-10 ues ─ x = 17.6 % CIP
HCl es covalente
5.23
12
Cuanto más polar sea un enlace se cumple:
• mayor momento dipolar (μ)
|XA - XB| α μ
• mayor porcentaje de carácter iónico
• mayor fortaleza del enlace
5.24
Resonancia
H-Cl
estructura covalente
estructura contribuyente I
↔
H+ Clestructura iónica
estructura contribuyente II
La resonancia consiste en combinar matemáticamente las
funciones de onda de las estructuras contribuyentes para
obtener una función de onda molecular que se denomina
hibrido de resonancia
El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor
energía y por lo tanto la más estable
La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la
estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de
resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de
resonancia con respecto a la estructura contribuyente de
menor energía.
5.25
13
Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
O
O
e- apareados
sustancia diamagnética:
es repelida por un campo
magnético porque tiene
todos los e- apareados
Teoría del Orbital Molecular (TOM): los enlaces se
forman por la interacción de orbitales atómicos
para formar orbitales moleculares
5.26
Postulados TOM
-
Los centros atómicos (núcleo + e- internos) generan un
campo de energía potencial donde se mueven los e- de
valencia
-
Los orbitales atómicos (OA) de valencia se combinan
linealmente para formar orbitales moleculares (OM) que
pertenecen a toda la molécula, es decir que son
policéntricos (método CLOA)
-
El número de OM formado siempre es igual al número de
orbitales atómicos combinados
-
En base a su energía los OM se clasifican en OM
enlazantes, OM antienlazantes y OM no enlazantes.
-
El llenado de los OM procede de menor a mayor energía,
cumpliendo el principio de exclusión de Pauli y la regla de
5.27
Hund
14
Niveles de energía de orbitales moleculares
enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H2).
Un OM enlazante tiene menor energía y mayor estabilidad
que los orbitales atómicos de los cuales proviene.
Un OM antienlazante tiene mayor energía y menor
estabilidad que los orbitales atómicos que lo originan.
5.28
Interferencia constructiva
e interferencia destructiva
de dos ondas de
la misma longitud
de onda y
amplitud
Onda 1
Onda 1
Onda 2
Onda 2
Suma de 1 y 2
Suma de 1 y 2
5.29
15
Combinación lineal de dos orbitales atómicos p
equivalentes y los orbitales moleculares (OM) que se
obtienen
Energía
Molécula
Átomo
Interacción destructiva
Átomo
Orbital molecular
Molécula
Energía
Orbital molecular
sigma antienlazante (σ*)
Átomo
Interacción constructiva
sigma enlazante (σ)
Interacción destructiva
Orbital molecular
pi antienlazante (π*)
Átomo
Interacción constructiva
Orbital molecular
pi enlazante (π)
5.30
Segundo período de moléculas diatómicas
homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2
Energía
Molécula
Átomo
Átomo
5.31
16
(
número de een los OM
enlazantes
-
antienlazantes
)
½
0
número de een los OM
Energía
orden de enlace = 1
2
orden
de enlace
½
1
5.32
Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo*
Orden de enlace
Longitud de enlace (pm)
Energía de enlace
kJ/mol
Propiedades magnéticas
Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética
* Por simplificación se omiten los orbitales σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz-
5.33
17
Configuración electrónica
• H2
2 e- de valencia
σs2
• He2
4 e- de valencia
σs2 σs*2
Electrones internos:
1 s2 → K
2 s2 2 p 6 → L
• Li2
2 e- de valencia
K K σs2
• O2
12 e- de valencia
K K σs2 σs*2 πx2 πy2 σz2 πx*1 πx*1
5.34
18