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8/17/2019 3- Enlaces (Química)
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Química InorgánicaEstructura y enlaces moleculares
Carlos Pavletic FaviIng. Civil Industrial
MSc. Chalmers U. Tech
1Química Inorgánica - UST 1' 2015
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Las propiedades de una sustancia dependen en gran medida del tipo de
enlace que mantiene unidos a los átomos que forman sus moléculas
En el caso de NaCl, la molécula está compuesta por dos iones: Na+ y Cl-
que se ordenan en una estructura cristalina unida por enlaces iónicos, que
es el resultado de la fuerza de atracción generada por dos iones con
distinta carga
Otra forma de enlace químico es el enlace covalente, que se forma cuando
dos átomos comparten electrones de valencia (los que están en las capas
más externas), que son atraídos por los dos núcleos que componen la
molécula. Se da, por ejemplo en gases diatómicos (Cl2, O2, N2, etc)
El enlace metálico, por ejemplo un cristal de Na metálico consiste en unaestructura regular de átomos de sodio, donde los electrones de valencia
se pueden mover a través del cristal atraídos por los núcleos positivos de
Na+
Enlaces
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Estructura de Lewis
El químico estadounidense Gilbert Lewis logró desarrollar un
método para explicar cómo se combinan los átomos en unamolécula, teniendo en cuenta que:
La estabilidad máxima se logra cuando un gas es isoelectrónico
con un gas noble
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico,sólo participan las capas más externas
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El método consiste en representar al
elemento por su símbolo y a los
electrones de valencia por un punto
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El número del grupo coincide con el número de electrones de
valencia:
Estructura de Lewis
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Las estructuras de Lewis nos permiten explicar el comportamiento
de los enlaces iónicos
Enlace iónico
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Como consecuencia de la formación de iones, se crea
una estructura cristalina
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Una medida cuantitativa de la estabilidad de un sólido iónico, es su
energía reticular , que se refiere a la energía necesaria para separarun mol de compuesto iónico en sus componentes en estado
gaseoso
Se puede calcular la energía reticular mediante la aplicación de la
ley de Coulomb. En el caso de LiF
Energía de los compuestos iónicos
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Donde r es la distancia entre las dos cargas y k es una
constante
Dado que las cargas tienen signo opuesto, la energía es siempre
negativa, y la formación de un enlace iónico es in proceso
exotérmico la energía reticular es positiva
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La energía reticular de un compuesto iónico, tiene relación con sus
propiedades físicas
Energía Reticular
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Una alta energía reticular, puede compensar la energía de
ionización del catión y anión
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Los compuestos iónicos suelen ser sólidos con temperaturas de
fusión altas NaCl =801ºC ; MgO =2800 ºC
Las altas temperaturas se deben a la fuerza que mantienen unido al
cristal (fuerza electromagnéticas)
Propiedades compuestos iónicos
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En la actualidad se han logrado desarrollar compuestos iónicos
líquidos que son usados como solventes con mejor desempeño
ambiental que los compuestos orgánicos volátiles
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Se refiere a un enlace que se forma cuando dos electrones son
compartidos por dos átomos
Los pares que no participan en la formación del enlace se denominan
pares libres
Una estructura de Lewis es una representación de un enlace covalentedonde el par de electrones compartidos se indica con líneas como pares
de puntos entre dos átomos y los pares de libres se muestran como pares
de puntos en cada uno de los átomos
Un átomo (no H) tiende a formar enlaces hasta que se rodea de 8
electrones, lo que se conoce como regla del octeto
Enlace covalente
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Regla del octeto
Cada átomo comparte electrones con sus vecinos hasta alcanzar un
total de ocho electrones de valencia
Se puede construir una estructura de Lewis en 3 pasos
1. Decida el número de e- que serán incluidos, agregando todos los electrones
de valencia
2. Escriba el símbolo químico del átomo en el arreglo mostrando qué átomosestán unidos (en general el átomo menos electronegativo será el átomo
central)
3. Distribuya los e- en pares de modo que haya un par de e- formando un enlace
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Ejemplo:
BF4-
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Electronegatividad y polaridad
Cuando un enlace covalente está uniendo átomos de distinta
naturaleza, el electrón se ubica más cerca del átomo con mayorelectronegatividad
Se genera entonces, un enlace covalente Polar
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La diferencia entre enlace iónico y polar,tiene matices entre una molécula biatómica(0% iónico) hasta LiF
H F
Mayor Actividadelectrónica
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Cuando una estructura de Lewis puede tener más e una forma, se obtiene
mayor estabilidad mediante la generación de «resonancia»
Por ejemplo, para el O3
Cada estructura tiene una función de onda que describe la probabilidad
de encontrar un electrón. La función de onda de una estructura resonante
está dada por la superposición todas las formas posibles
La resonancia promedia las características del enlace en la moléculacompleta
La energía de una estructura resonante es menor que la de una sola de las
formas
Resonancia
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Una medida de la estabilidad de una molécula es su entalpía de
enlace, es el cambio de entalpía necesario para romper un enlaceespecífico de un mol de moléculas gaseosas
Por ejemplo:
Entalpía de enlace
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En este caso, todos los átomoscentrales tienen todos sus
electrones e valencia formando
enlaces
Modelo
RPECV
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En este caso, ABxEy,donde A es el átomo
central B es uno de los
átomos ligantes y E
indica los pares libres
sobre A
Modelo
RPECV
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En la teoría de enlaces de valencia, la función de ondas de un par
electrónico se forma superponiendo las funciones de ondas de losfragmentos separados
Enlaces σ
Enlaces π
Enlaces de valencia
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En el caso de moléculas poliatómicas, como el H2O, donde se
enlazan orbitales p del O con el orbital s de los dos H, se generanenlaces σ, ya que tienen simetría cilíndrica con respecto al eje que
forman los núcleos
Hipervalencia es la capacidad de algunos elementos para formasmás de 4 enlaces. Esto ocurre desde el tercer período, donde
aparecen orbitales d que también pueden formar enlaces
(formando un octeto expandido)
Enlaces en moléculas poliatómicas
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En algunos casos, como el carbono, se
produce una « promoción» de un electrón
desde un orbital 2s a un 2p, de este modo
se explica la capacidad de formar 4 enlaces
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Tipos de enlace
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Ejemplos de enlaces según el
orbital que interactúa
Dos tipos de enlace en el carbono de una
molécula de etileno H2C=CH2
Los enlaces π y σ tienen diferente energía.
270 y 350 kJ/mol respectivamente
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Se forman orbitales híbridos cuando los orbitales atómicos en el
mismo átomo interfieren
Pasa en el caso del carbono cuando forma CH4, que forma cuatro
enlaces híbridos iguales
Orbitales híbridos
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Algunos tipos de orbitales
híbridos y las formas
moleculares , se pueden ver
en la tabla
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Geometría y ejemplos e
orbitales híbridos
Orbitales
híbridos
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A pesar de que la teoría de enlaces de valencia explica la geometría
de las moléculas, falla en explicar otras propiedades de lasmoléculas
Teoría de orbitales moleculares
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Un enlace se forma por una
superposición de funciones
de onda que pueden
generar interferenciaconstructiva o destructiva
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Ocurre lo mismo con los orbitales p, que pueden formar enlaces π o
σ
Teoría de orbitales moleculares (2)
Química Inorgánica - UST 1' 2015 23
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Los electrones se acomodan dentro de los orbitales moleculares
partiendo desde los menos energéticos, luego:1. El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se
combinan
2. Cuanto más estable es el orbital molecular de enlace, menos estable será el orbitalmolecular de antienlace correspondiente
3. El llenado de los orbitales moleculares procede de menor a mayor energía. En unamolécula estable, el número de electrones en los orbitales moleculares de enlacesiempre es mayor que el de los orbitales moleculares de antienlace porque loselectrones se acomodan primero en los orbitales moleculares de enlace, que tienenmenor energía.
4. Al igual que un orbital atómico, cada orbital molecular puede aceptar dos electronescon espín opuesto, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli
5. Cuando se agregan electrones a orbitales moleculares de la misma energía, la regla deHund predice la distribución más estable; es decir, los electrones ocupan estosorbitales moleculares con espines paralelos
6. El número de electrones en los orbitales moleculares es igual a la suma de todos loselectrones
Reglas
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