ENLACE 2008

ENLACE QUIMICO

Fuerza responsable de la unión entre iones, átomos y moléculas

1. Iónico

2. Covalente Fuerzas Intramoleculares

3. Metálico

Tipos de

Enlace 4.Fuerzas de Van der Waals

5. Enlace de Hidrógeno Fuerzas

Intermoleculares

Modelo de Lewis:Se representa al elemento por su símbolo y los electrones de valencia como puntos

.Na · ( un e- valencia) Mg · (2 e- valencia)

Regla del OctetoLos átomos al enlazarse cumplen la regla del octeto electrónico, cediendo, ganando o compartiendo electrones.

ENLACE IÓNICO

Unión resultante de las fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para formar un compuesto.

Na 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

.. ..ֵNa · + · Cl : → Na+ :Cl: -

. . ..

. . .

· Ca · + · O : → Ca+2 : O: -2.. ..

[Ar] 4s2 [Ar] [Ne]

. ..2 Li · + · O : → 2 Li + : O : -2

¨ ¨[He]2s1 [He] [Ne]

Cloruro de sodio

Pierde un e-

Gana un e-

Átomo neutro Na

Átomo neutro Cl

ENLACE COVALENTEMoléculas homonucleares covalente puro

Moléculas diatómicas: e- igualmente compartidos

H· + · H H ·· H H - H (enlace simple)

dueto

Molécula O2 : octeto (enlace doble)

Molécula N2 : octeto (triple enlace)

Moléculas heteronucleares: Enlace covalente polar.

. . .. ··H · + : Cl : → H · · Cl : H - Cl :

· ·· ..

δ+→ δ-

H Cl Enlace covalente polar o con %

carácter iónico

Concepto de Electronegatividad: E.N.

La energía de ionización es la tendencia de un átomo a ceder electrones. (E.I. ó P.I.)

La afinidad electrónica es la tendencia de un átomo a aceptar electrones. (A.E. ó E.A.)

Estas dos tendencias se pueden combinar en una sola magnitud: la electronegatividad

La E.N. se define como la tendencia relativa de un átomo para atraer los electrones de otros átomos con los que está enlazado.

L. Pauling estableció una escala arbitraria de E.N., asignando al átomo más electronegativo : FLUOR, el valor = 4.0

En los períodos la E.N. aumenta al aumentar Z.

En los grupos aumenta al disminuir Z.

Los gases nobles carecen de valor de E.N. ⇒mínima tendencia a formar enlaces.

Si la diferencia de E.N. entre dos átomos es muy grande, el enlace será iónico.

F ⇒ E.N. = 4.0 y K ⇒ E.N. = 0.8 La diferencia de E.N. = 3.2 ⇒ Enlace iónico 100%

Si la diferencia de E.N. entre dos átomos es pequeña, el enlace será covalente más o menos polarizado.

H ⇒ E.N.=2.1 y Cl ⇒ E.N.=3.0 ; ∆E.N.= 0.9 enlace covalente polar (18% iónico)

Electronegatividad y polaridad del Enlace

Compuesto ∆ E.N. Tipo de enlace

F2 4.0 – 4.0 Covalente no polar

HF 4.0 – 2.1=1.9 Covalente polar

LiF 4.0 – 1.0=3.0 Iónico

Excepciones a la regla del octeto:

1º) Octeto Incompleto: El átomo central de una molécula presenta menos de 8 e-

B y Al (grupo 13 ó 3A) forman compuestos con enlace covalente donde quedan con 6 e- valencia

Molécula de BF3

( B = 3e- valencia, F = 7e-valencia)

Molécula BF3 estable pero deficiente en e-.

Acepta un par de e- libres de un átomo de otro compuesto : NH3

.. ..: F : H : F: H

.. l l .. l l: F – B + : N – H ⇒ : F – B : N - H

¨ l l ¨ l l: F: H : F: H

¨ ¨

Octeto para F, B, N

Enlace entre B y N se llama enlace covalente coordinado o dativo: compartición de un par de electrones por dos átomos (B –N), los que son aportados por uno de ellos ( N)

2º) Octeto Expandido: El átomo central presenta más de 8 e-

Molécula SF6

S = 6 e- de valencia

F = 7 e- de valencia ( ) = 1 par e-

F F

F S F

F F

Estructuras de Lewis de moléculas poliatómicas

Estructura de la molécula de HNO3

Alrededor del átomo central (N) se colocan los átomos de O. El H se enlaza a un O.

O N O HO

n = nº total de e- que necesitan los 5 átomos

para adquirir estructura de gas noble.

n = 8e- (N) + 3· 8e- (O) + 2e- (H) = 34 e-

V = nº total de electrones de valencia de los átomos de la molécula

V = 5e- (N) + 3 · 6e- (O) + 1 e- (H) = 24 e-

C = nº de e- compartidos. C = n – v

C = n – v = 34 – 24 = 10 e- (5 pares enlazantes)

O : : N : O : H..O

s = nº de electrones libres, solitarios o no

compartidos. S = v - c

S = v – c = 24 – 10 = 14 e- (7 pares no enlazantes)

.. ..: O : : N : O : H.. ..

: O:..

Los pares no enlazantes deben colocarse alrededor de cada átomo, adquiriendo estructura de gas noble ( octeto)

RESONANCIA

La estructura de Lewis para el HNO3 puede ser cualquiera de las siguientes, en que el átomo de N puede compartir 4 e- con cualquiera de los átomos de O.

O OH – O – N H – O – N

O O

Las dos estructuras están en resonancia.

El signo indica formas resonantes, las cuales difieren en la ordenación de sus electrones.

La estructura real es intermedia entre las dos estructuras resonantes, ya que los enlaces N – Ono son dobles ni simples , sino que tienen una longitud intermedia.

La estructura real es un híbrido de resonanciaentre todas las estructuras

La estructura resonante corresponde a dos o más estructuras de Lewis equivalentespara una molécula.

Ozono O3 (18 e- de valencia) no se cumple octeto para átomo central. Luego es necesario un enlace doble O = O que puede alternarse.

.. ..O O

:O: :O: :O: :O: .. ..Longitud del enlace: e.simple > e.doble > tripleMolécula O3 ⇒ ambos enlaces son iguales

Geometría MolecularCapa de valencia: contiene los e- que se ocupan en el enlace.

Molécula poliatómica : dos o más enlaces entre el átomo central y el resto. Existe repulsión entre los e- de los pares enlazantes (se mantienen alejados).

Geometría Molecular: se estudia por el modelo de “Repulsión de los pares de e- de la capa de valencia” RPECV

1º) Moléculas en que el átomo

La RPECV central no tiene pares de e- libresconsidera:

2º) Moléculas en que el átomo central

tiene pares de e- libres.

Según RPECV las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden:

Rep par libre vs par libre > Rep par libre vs par enlazante > Rep par enlazante vs par enlazante

Ángulos de enlace

CH4 molécula con 4 pares enlazantes y sin par de e- libres ) CHC = 109,5º

NH3 molécula con 3 pares enlazantes y un par de e- libres ) HNH = 107º

H2O molécula con dos pares enlazantes y dos pares de e- libres ) HOH = 104,5º

Polaridad del enlace

En la formación de un enlace covalente, la E.N.de los átomos determina la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula.

Moléculas diatómicas homonucleares: átomos con igual E.N. Los e- igualmente compartidos por los dos átomos.

Moléculas diatómicas heteronucleares: átomos con distinta E.N. El enlace se polariza, se desplaza la carga electrónica (enlace covalente polar )

H – Cl hay una carga parcial (δ- ) sobre el cloro y una carga parcial (δ+) sobre el H ⇒ dipolo molecular.

δ+ δ-

H - Cl ó H – Cl

La polaridad o carácter iónico parcial de un enlace depende de la diferencia de E.N.

El carácter iónico parcial de un enlace aumenta con la diferencia de E.N.

El momento dipolar (µ) es la medida de la polaridad de un enlace covalente

El momento dipolar se calcula µ = Q · d

Q = carga y d = distancia que separa las cargas.

La unidad de µ es el Debye

µ = 0 para moléculas apolares

(diatómicas homonucleares y poliatómicas con

µ resultante = 0)

µ ≠ 0 para moléculas polares(heteronucleares)

Moléculas poliatómicas : Una molécula

está polarizada si tiene un momento

dipolar resultante

Estas moléculas son dipolos sólo si:

a) Hay enlaces polarizados

b) Los enlaces polarizados se orientan de forma que hay un µ resultante

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de sustancias covalentes en estado sólido o líquido.

F. de Van der Waals

Fuerzas Intermoleculares

Enlace de Hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas dipolo-dipolo

(entre moléculas polares): HCl

Fuerzas dipolo-dipolo inducido

(entre molécula polar - átomo o molécula neutra) HF y Ar

Fuerzas de dispersión

(entre moléculas no polares) O2

Fuerzas de Van der Waals:Comprende interacciones intermoleculares de origen electrostático.

1º) Fuerzas dipolo – dipolo: interacciones entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Interacciones dipolo-dipolo permanente

+ - + - +

-

- + + + -

-

2º) Fuerzas dipolo – dipolo inducido: La molécula polar, dipolo permanente, o un catión produce en un átomo o molécula neutra desplazamiento de la nube electrónica, transformándolo en un dipolo inducido.

Se produce una fuerza atractiva débil

Distribución de carga en un átomo de He

+ Distorsión por presencia catión

catión –dipolo inducido

- + Distorsión por aproximación de

un dipolo (dip. Permanente-dip ind)

3º) Fuerzas de dipersión o de London:

Son fuerzas de atracción entre

moléculas no polares, que experimentan

un desplazamiento de la nube electrónica,

formándose un dipolo instantáneo el cual

puede polarizar otra molécula para formar

un dipolo inducido

La fuerza de dispersión es el tipo de fuerza intermolecular más común y está presente en todas las sustancias moleculares. Fuerza de naturaleza eléctrica. Atracción entre dipolos temporales o inducidos.

Cuanto mayor es la masa Molar, mayor es la fuerza de dispersión y mayor el punto de ebullición de las sustancias moleculares no polares.

Enlace de Hidrógeno:

Interacción electrostática dipolo – dipoloentre un átomo de H (de un enlace covalente polar) y un átomo de tamaño pequeño y muy electronegativo (F, O, N)

:O: H

H H :O:

H enlace covalente O H

H O

H

Enlace de H

Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las intramoleculares.

La energía del enlace intermolecular O–H, enlace de Hidrógeno en el agua es de 20 kJ mol-1 y la del enlace covalente O – H es 460 kJ mol-1

La energía del enlace de H es más alta que la energía de interacción dipolo – dipolo.

Sustancias que poseen enlace de H tienen puntos de fusión y ebullición altos.

O – H O – H H2O

H H

H H N H3

N – H N – H

H H

F – H F – H H F

Enlace covalente polarizado ( - )

Enlace de Hidrógeno ( )