FUNDAMENTOS QUÍMICOS PARA LA INGENIERÍA TEMA 3 ENLACE QUÍMICO FUNDAMENTOS QUÍMICOS PARA LA INGENIERÍA 3. Enlace químico 3.1. Enlace iónico. Energía reticular 3.2. Enlace covalente 3.2.1. Teoría de Lewis 3.2.2. Resonancia 3.2.3. Momento dipolar 3.2.4. Teoría del enlace de valencia 3.2.5. Hibridación de orbitales atómicos: s, p, d 3.2.6. Hibridación en moléculas con dobles y triples enlaces 3.3. Enlace metálico 3.4. Fuerzas intermoleculares 3.4.1. Fuerzas dipolo-dipolo 3.4.2. Fuerzas de dispersión 3.4.3. Enlace de hidrógeno ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE El enlace covalente se caracteriza por una compartición de pares de electrones entre dos átomos Existen varias interacciones electrostáticas en estos enlaces: - Atracciones entre electrones y núcleos - Repulsiones entre electrones - Repulsiones entre núcleos ENLACE COVALENTE 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 tiene más densidad electrónica que del hidrógeno. la el molécula extremo ENLACE COVALENTE Por lo tanto, el extremo del flúor de tiene más densidad electrónica que del hidrógeno. la el molécula extremo ENLACE COVALENTE 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: =Qxr Se mide en debyes (D) Q+ Q- r ENLACE COVALENTE Momento dipolar y moléculas polares Zona pobre en electrones Zona rica en electrones H F d+ d- =Qxr El momento dipolar aumenta al Q es la carga aumentar la magnitud de las cargas r es la distancia entre cargas separadas y al aumentar la distancia entre las cargas -30 1 D = 3.36 x 10 Cm Podemos visualizar dos casos extremos en el grado en que los pares de electrones se comparten. En un extremo tenemos los enlaces entre dos átomos idénticos, como en H2, donde los pares de electrones se comparten equitativamente. En el otro extremo, ilustrado por el NaCl, los electrones prácticamente no se comparten. Los enlaces que ocurren en la mayor parte de las sustancias covalentes quedan en algún punto entre estos dos extremos. ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Compuesto Longitud de enlace (A) Diferencia de electronegatividad Momento dipolar (D) HF 0,92 1,9 1,82 HCl 1,27 0,9 1,08 HBr 1,41 0,7 0,82 HI 1,61 0,4 0,44 Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar será el enlace. ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LEWIS Las estructuras de Lewis son representaciones de moléculas que muestran todos los electrones: enlazantes y no enlazantes REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia (como los gases nobles) ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS: El átomo menos electronegativo es el átomo central, el resto de los átomos se unen mediante enlaces sencillos, hasta llegar a tener ocho electrones PCl3 Ejemplos: NH3, H2O ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS Cl PCl3 P Cl Cl ENLACE COVALENTE ESTRUCTURAS DE LEWIS PCl3 FUNDAMENTOS QUÍMICOS PARA LA INGENIERÍA Estructura de Lewis para el ozono: O3 + - Pero no corresponde con la verdadera estructura observada del ozono, en la que… …ambos enlaces O-O tienen la misma longitud …ambos oxígenos externos tienen una carga de -1/2 La flecha con dos puntas indica que las estructuras mostradas son estructuras en resonancia. ¿Cuál es la estructura molecular correcta? Cada una requiere que un enlace O—O sea diferente del otro, lo que no concuerda con la estructura observada. Estas dos estructuras de Lewis alternativas para el ozono son equivalentes; y se denominan estructuras de resonancia. EL BENCENO C6H6 Podemos escribir dos estructuras de Lewis equivalentes para el benceno, cada una de las cuales satisface la regla del octeto. Experimentalmente los seis enlaces C-C del benceno tienen la misma longitud, 1.40 Á Intermedia entre los valores de un enlace C-C sencillo (1.54 Á) y un doble enlace C=C (1.34 A). ENLACE COVALENTE 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 ENLACE COVALENTE 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) ENLACE COVALENTE Aunque relativamente raros y por lo regular bastante inestables y reactivos, existen iones y moléculas con un número impar de electrones: ENLACE COVALENTE Caso del BF3: Octeto incompleto F B F Carga formal F 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 ENLACE COVALENTE 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 ENLACE COVALENTE 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 ENLACE COVALENTE 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 Teoría del Enlace de Valencia Teoría del Enlace de Valencia ENLACE COVALENTE Energía potencial Variación de la energía potencial de dos átomos de H Distancia de separación Variación de la densidad electrónica para dos átomos de hidrógeno que interaccionan entre si ENLACE COVALENTE TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA: los enlaces se forman compartiendo los e- procedentes del solapamiento de los orbitales atómicos E. de disociación de enlace Longitud de enlace Solapamiento H2 436.4 kJ/mol 74 pm 2 orbitales 1s F2 150.6 kJ/mol 142 pm 2 orbitales 2p Longitud del enlace: molécula de N2 La distancia media entre dos átomos de nitrógeno enlazados varía según el número de pares de electrones compartidos Los átomos se unen entre sí para formar moléculas compartiendo pares de electrones del nivel de valencia Los pares de electrones repelen entre sí tratarán estorbarse mutuamente lo menos posible. ¿La mejor disposición de los pares de electrones? la que minimiza las repulsiones entre ellos Esta sencilla idea es la base del modelo RPENV. El modelo RPENV (modelo de repulsión electrónicoa del nivel de valencia ) Si se atan dos globos idénticos por sus extremos. Agregamos un tercer globo Si agregamos un cuarto globo HAY UNA GEOMETRÍA ÓPTIMA PARA CADA NÚMERO DE GLOBOS Teoría RPENV (Teoría de la repulsión de los electrones del nivel de valencia) Se utilizan estructuras de Lewis para explicar las fórmulas de los compuestos covalentes Los ángulos de enlace de una molécula, junto con las longitudes de los enlaces definen con exactitud el tamaño y la forma de la molécula El tamaño y la forma del CCl4 se describen por completo diciendo que es tetraédrico con enlaces C—Cl de 1.78 Á de largo ENLACE COVALENTE Teoría del enlace de valencia y NH3 N – 1s22s22p3 3 H – 1s1 Si los enlaces se forman por solapamiento de 3 orbitales 2p del nitrógeno con el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, ¿cual sería la geometría molecular del NH3? Usando los 3 orbitales 2p se predicen 900 El ángulo real de los enlaces de H-N-H es de 107,30 ENLACE COVALENTE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Mezcla de dos o más orbitales atómicos para formar un nuevo conjunto de orbitales híbridos 1. Se mezclan al menos 2 orbitales atómicos no equivalentes (por ejemplo: s y p). Los orbitales híbridos presentan formas muy diferentes a los orbitales atómicos originales del los que proceden 2. El número de orbitales híbridos es igual al número de los orbitales atómicos puros empledos en el proceso de hibridación 3. Los enlaces covalentes se forman mediante: a. Solapamiento de los orbitales híbridos con orbitales atómicos b. Solapamiento de los orbitales híbridos con otros orbitales híbridos ENLACE COVALENTE Formación de Orbitales Híbridos sp3 s px Hibridación py px 4 orbitales híbridos sp3 Formación de Enlaces Covalentes ENLACE COVALENTE Hibridación sp3 del átomo de C en CH4 ángulo de 109.4º ENLACE COVALENTE Hibridación sp3 del átomo de N en NH3 ángulo de 107.4º El modelo RPENV; predice Al tener un par no enlazante, correctamente que los átomos del el NH3 es una molécula NH3 no están todos en el mismo tetraédrica a la que le falta un plano; átomo. Al describir la forma de una molécula, siempre indicamos la geometría molecular, no la geometría de los pares de electrones. Orbitales híbridos más importantes y sus formas Orbitales atómicos puros del átomo central Hibridación del átomo central Número de orbitales híbridos Forma de los orbitales híbridos Lineal Trigonal plana Tetraédrica Trigonal bipiramidal Octaédrica Ejemplos Efectos de los electrones no enlazantes y de los enlaces múltiples sobre los ángulos de enlace Podemos refinar el modelo RPENV para predecir y explicar pequeñas distorsiones de las moléculas respecto a las geometrías ideales. *el metano CH4 Consideremos *el amoniaco NH3 *el agua H2O geometrías de pares de electrones tetraédricas pero sus ángulos de enlace con pequeñas diferencias. ¿qué le ocurre a los ángulos de enlace conforme aumenta el número de pares de electrones no enlazantes? Disminuyen ENLACE COVALENTE CH4 NH3 Repulsión par solitario Repulsión par solitario > > frente a par solitario frente a par enlazante H 2O Repulsión par enlazante frente a par enlazante H C H H 109.5º N H H H O H H <109.5º H <109.5º ENLACE COVALENTE Formación de orbitales híbridos sp2 s Hibridación Px 3 orbitales híbridos sp2 py BF3 ENLACE COVALENTE Formación de orbitales híbridos sp Hibridación s px 2 orbitales híbridos sp ENLACE COVALENTE ¿Cómo puede predecirse la hibridación del átomo central? Se cuenta el número de pares solitarios y el número de átomos que están unidos al átomo central Nº pares solitarios + Nº átomos unidos Hibridación Ejemplos 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6 Pares de electrones Enlazantes 4 No enlazantes Geometría electrónica Geometría molecular 0 Tetraedrica 3 1 Tetraedrica 2 CH4 NH3 2 H2O Geometrías moleculares dependiendo de los pares de electrones en el nivel de valencia : enlazantes y no enlazantes Pares de electrones Enlazantes 2 3 No enlazantes 0 Geometría electrónica Geometría molecular Lineal Lineal 0 Triangular 2 CO2 1 BF3 Triangular Angular NO2- ENLACE COVALENTE Hibridación sp2 en un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de un electrón Estado de hibridación sp2 Orbitales sp2 ENLACE COVALENTE El orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos ENLACE COVALENTE Enlaces en el etileno Enlaces sigma (): densidad electrónica entre los 2 átomos Enlaces pi (): densidad electrónica sobre y bajo el plano de los núcleos de los átomos enlazantes ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Enlaces en el acetileno ENLACE COVALENTE Hibridación sp en un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de un electrón Estado de hibridación sp Orbitales sp ENLACE COVALENTE Enlaces Sigma () y Pi () Enlace simple 1 enlace sigma Doble enlace 1 enlace sigma y 1 enlace pi Triple enlace 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces and hay en la molécula de ácido acético (vinagre) CH3COOH? H C H O H C O H Enlaces = 6 + 1 = 7 Enlaces = 1 Una molécula es polar si sus centros de carga negativa y positiva no coinciden. Un extremo de una molécula polar tiene una pequeña carga negativa d+ El otro extremo, una pequeña carga positiva. d- H-F ENLACE COVALENTE Resultante del momento dipolar = 1.46 D Resultante del momento dipolar = 0.24 D ENLACE COVALENTE Moléculas Geometría Momento dipolar (D) HF Lineal 1,92 HCl Lineal 1,08 HBr Lineal 0,78 HI Lineal 0,38 H 2O Angular 1,87 H 2S Angular 1,10 NH3 Piramidal 1,46 SO2 Angular 1,60 ¿Presenta la molécula de PCl3 momento dipolar? ¿Presenta la molécula de BF3 momento dipolar? ¿Presenta la molécula de BF3 momento dipolar? ENLACE COVALENTE ¿Presenta la molécula de CH2Cl2 momento dipolar? ENLACE COVALENTE ¿Presenta la molécula de CH2Cl2 momento dipolar? En esta suma de vectores debemos considerar tanto las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace. No polar Polar Polar Polar No polar No polar Polar ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 ENLACE COVALENTE ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O S Momento dipolar molécula polar Momento dipolar molécula polar H O C O No momento dipolar molécula apolar H C H H No momento dipolar molécula apolar ENLACE COVALENTE Comportamiento de las moléculas polares En ausencia de campo eléctrico externo En presencia de campo eléctrico externo Indica la estructura de Lewis más correcta y explica la geometría y polaridad de las siguientes moléculas teniendo en cuenta la teoría de la hibridación: Indica la geometría y polaridad de las siguientes moléculas teniendo en cuenta la teoría de la hibridación: Indica la estructura de Lewis más correcta y explica la geometría y polaridad de las siguientes moléculas teniendo en cuenta la teoría de la hibridación: ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO