ENLACE QUÍMICO Lic. César Cáceres Fuentes Universidad de Concepción
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ENLACE QUÍMICO
Lic. César Cáceres FuentesUniversidad de Concepción
SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
Gilbert Lewis
“Los átomos se combinan para
alcanzar una configuración más
estable”
Esta estabilidad se logra cuando un elemento logra la configuración de gas noble
Los enlaces se forman cuando los átomos entran en contacto con sus
regiones más externas (capa de valencia)
Los símbolos de puntos de Lewis constan del símbolo del elemento y
un punto por cada electrón de valencia de un átomo.
Enlace iónico:
“Es la fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico”
Se refiere a la interacción entre un catión (1A y 1B) y un anión (O2- y halógenos)
Frecuentemente el catión y el anión de un compuesto no llevan la misma carga, como en el caso de la reacción de magnesio con nitrógeno.
EJEMPLO:Utilice los símbolos de Lewis para explicar la formación de
óxido de aluminio (Al2O3)
4Al + 3O2 → 2 Al2O3
Aquí hay una transferencia de seis electrones (dos de cada átomo de magnesio) a dos átomos de nitrógeno. Los iones magnesio (Mg2+) y nitruro (N3–) formados son isoelectrónicos con el neón.
Como hay tres iones +2 y dos iones –3, las cargas se igualan y el compuesto es eléctricamente neutro.
Enlace covalente:Lewis propuso que la formación de un enlace químico implica que
los átomos compartan electrones.
Es aquel enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. A veces se representa como una sola línea. ( H−H)
Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes.
En este enlace, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos.
En los elementos polielectrónicos, sólo participan los electrones de valencia.
F= 1s22s22p5
Los pares de electrones de valencia que NO participan de la formación del enlace (electrones NO enlazantes), se denominan pares libres.
A esta representación de un enlace se le denomina estructura de Lewis (se muestran sólo los electrones de valencia).
En el caso de la molécula de agua sería:
Los átomos de F y O adquieren la configuración de gas noble en F2 y H2O, respectivamente
Regla del octeto:“Un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces
hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, forma enlaces hasta completar el octeto”
En el caso del hidrógeno, tiende a formar He (2 electrones de valencia)
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo, que al completar el octeto obtienen la configuración de gas noble (Ne).
Los enlaces covalentes pueden ser sencillos, dobles o triples.
En el etileno y el acetileno todos los electrones de valencia son enlazantes; no hay pares libres en los átomos de carbono. A excepción del monóxido de carbono, las moléculas estables de carbono no tienen pares libres en estos átomos.
Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. La longitud de enlace se define como la longitud entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula.
Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos
En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción:
• La que mantiene unidos a los átomos dentro de la molécula.• La de atracción entre las moléculas (fuerzas intermoleculares).
Como las fuerzas intermoleculares son más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza (casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión).
Las fuerzas electrostáticas en un compuesto iónico son muy fuertes, por lo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad debido a que estos compuestos son electrólitos fuertes.
Electronegatividad:
“Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electronesde un enlace químico”.
En una molécula con átomos idénticos, se espera que los electrones se compartan en forma equitativa mientras que en moléculas con átomos distintos los electrones no se comparten por igual:
Este enlace se denomina enlace covalente polar, o enlace polar porque los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo que del otro.
Esto depende de la electronegatividad de los elementos
La electronegatividad se relaciona con la afinidad electrónica y la energía de ionización.
Por ello el átomo de flúor, que tiene la mayor afinidad electrónica (tiende a tomar electrones fácilmente) y una energía de ionización alta (no pierde electrones con facilidad), tiene elevada electronegatividad.
La electronegatividad es un concepto relativo, ya que la electronegatividad de un elemento sólo se puede medir respecto de la de otros elementos.
Para distinguir el tipo de enlace se puede considerar que, el enlace iónico se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados es de 2.0 o más.
Los elementos más electronegativos como los halógenos, el oxígeno, el nitrógeno y el azufre, se ubican en el ángulo superior derecho de la tabla periódica, y los elementos menos electronegativos (los metales alcalinos y alcalinotérreos) se agrupan en el ángulo inferior izquierdo. Al reaccionar entre ellos, el átomo menos electronegativo cede su(s) electrón(es) al átomo más electronegativo.
ESCRITURA DE LA ESTRUCTURA DE LEWIS
1. Escribir la estructura del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí. En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central a excepción del H y F que siempre ocupan las posiciones terminales.
2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes. En el caso de los aniones, súmele las cargas negativas. En los cationes, reste electrones según el número de cargas positivas.
3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. Los electrones que NO participan del enlace deben quedar como pares libres.
4. Si el átomo central queda con menos de 8 electrones, hay que formar enlaces dobles o triples entre el átomo central y los pares libres de los átomos que lo rodean.
EJEMPLO:
1. Escriba la estructura de Lewis para el ácido nítrico (HNO3), dónde
los tres átomos de O están enlazados al átomo de N central y el H
que se ioniza se enlaza con uno de los átomos de O.
2. Escriba la estructura de Lewis para el ion carbonato (CO3-2).
CARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWIS
“La Carga Formal corresponde a la diferencia de carga eléctrica entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el
número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis”
Procedimiento para asignar electrones en una estructura de
Lewis:
Todos los electrones NO enlazantes del átomo se asignan al átomo
Al romper un enlace entre los átomos se asigna la mitad de los
electrones enlazantes a cada átomo
Ejemplo: molécula de ozono (O3)
Regla para escribir las cargas formales:
En las moléculas, la suma de las cargas formales debe ser cero
porque son eléctricamente neutras.
En los cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la
carga positiva. En los aniones, la suma de las cargas formales debe
ser igual a la carga negativa.
Las cargas formales nos dan una visión de la
distribución de carga en una molécula pero NO debemos
interpretarla como una transferencia REAL y COMPLETA de
electrones.
EJEMPLO:
Escriba las cargas formales en el ion carbonato (CO3-2).
Cuando una especie tiene más de una estructura de Lewis, se selecciona la más adecuada a partir de las cargas formales y de a cuerdo con las siguientes reglas:
Para moléculas neutras es preferible la estructura de Lewis que no tenga cargas formales.
Son menos probables las estructuras con cargas formales grandes (+2, +3, -3, etc.) que las que tienen cargas pequeñas.
Cuando existen varias estructuras de Lewis con la misma distribución de cargas, la más razonable será la que lleve cargas formales negativas en los átomos más electronegativos.
EJEMPLO:
El formaldehído (CH2O) es un líquido de olor desagradable,
que tradicionalmente se ha utilizado para preservar animales de
laboratorio. Dibuje la estructura de Lewis más probable.
CONCEPTO DE RESONANCIA
“Una estructura de resonancia es una, de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula, que no se puede representar
exactamente con una sola estructura.”
En el caso de la molécula de ozono vimos que el octeto se cumple al colocar un doble enlace entre dos átomos de oxígeno:
Al hablar de resonancia se entiende que hay más de una estructura de Lewis para representar la misma molécula.
Estas son sólo representaciones inventadas, NO representan realmente a la molécula. Sólo sirven para explicar la formación de
enlaces y la distribución electrónica.
GEOMETRÍA MOLECULAR
“Se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula.”
La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas, tales como el punto de fusión, de ebullición, la densidad, etc.
Si bien, la longitud y ángulo de enlaces, tanto de molécula como iones, deben determinarse experimentalmente, existe un método que nos entrega una buena aproximación, basado en la estructura de Lewis.
Este método es útil para moléculas sencillas ya que para moléculas mayores se debe aplicar la mecánica cuántica.
El método supone que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí, lo que hace que los enlaces se mantengan lo más alejado posible adquiriendo la geometría donde la repulsión es mínima.
Modelo de la repulsión de los pares electrónicos dela capa de valencia (RPECV)
Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los enlaces dobles y
triples se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. En la realidad,
los enlaces múltiples son “mayores” que los enlaces sencillos ya que la
densidad electrónica ocupa mayor espacio (mayor volumen).
Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, podemos
aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general, las cargas
formales no se muestran.
1.- Moléculas en que el átomo central NO tiene pares de electrones libres:
Vamos a considerar moléculas con sólo 2 elementos diferentes, ABx, donde A es el elemento central
a) AB2: cloruro de berilio (BeCl2):
Debido a que los pares enlazantes se repelen entre sí, deben estar en los extremos opuestos de una línea recta, por lo que el ángulo entre los 3 átomos es de 180°.
b) AB3: trifluoruro de boro (BF3):
Contiene 3 enlaces covalentes o pares enlazantes. En la distribución más estable, los 3 enlaces BF apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero.
Esta geometría se denomina plana trigonal y cada ángulo es de 120°.
c) AB4: metano (CH4):La estructura es tetraédrica, es decir, posee cuatro caras
triangulares y cada ángulo es de 109,5°
d) AB5: pentacloruro de fósforo (PCl5):
La única manera de disminuir la repulsión de los pares enlazantes, es con la geometría bi-pirámide trigonal. Los átomos colocados por encima y debajo del plano ocupan posiciones “axiales” con ángulos de 90° respecto al plano, y los ubicados en el plano, ocupan posiciones “ecuatoriales”, formando ángulos de 120° entre ellos.
e) AB6: hexafluoruro de azufre (SF6):
Corresponde a una distribución octaédrica (8 lados), que se forma al unir 2 pirámides de base cuadrada por sus bases.
2.- Moléculas en que el átomo central TIENE uno o más pares de electrones libres:
En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión: entre pares enlazantes, entre pares libres y entre un par enlazante y uno libre.
Las molécula se designan como ABxEy, donde A es el átomo central, B es uno de los átomos ligantes y E es el par libre sobre A.
a) AB2E: Dióxido de azufre (SO2):
Debido a que el S tiene un par libre de electrones, la molécula deja de ser lineal para ser angular.
b) AB3E: amoniaco (NH3):
Esta molécula posee tres pares enlazantes y un par libre.
La distribución para cuatro pares de electrones es tetraédrica, pero en el amoniaco el par libre ejerce alta repulsión que distorsiona la geometría, transformándola en una pirámide con base triangular que posee ángulos inferiores a 109,5°
c) AB2E2: agua (H2O):
Esta molécula posee dos pares enlazantes y un dos libres.
Para cuatro pares de electrones la estructura debería ser tetraédrica, como en el caso del amoniaco, pero como el O tiene dos pares de electrones libres, estos tienden a alejarse lo más posible, lo que disminuye el ángulo a 104,5°, por lo tanto la geometría es angular.
d) AB4E: tetrafluoruro de azufre (SF4):
El átomo central (S) tiene cinco pares de electrones, lo que debería generar una distribución bi-pirámide trigonal, pero como uno de los pares es libre, puede tener las siguientes distribuciones:
Es un tetraedro distorsionado ya que el ángulo entre F axial y S es de 173° (en vez de 180°) y entre F ecuatorial y S es de 102° (en vez de 120°)
En (a), el par libre ocupa una posición ecuatorial y en (b), una posición axial. La posición axial de (b) tiene 3 pares de electrones vecinos a 90° y uno a 180°, mientras que la posición ecuatorial (a) tiene 2 pares de electrones vecinos a 90° y los otros dos a 120°, por lo tanto la repulsión en (a) es menor.
Reglas para la aplicación del modelo RPECV
1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares de electrones alrededor del átomo central.
2. Cuente el número de pares de electrones que rodean al átomo central (pares enlazantes y pares libres). Los enlaces dobles y triples se consideran como si fueran enlaces sencillos.
3. Utilice las tablas para predecir la geometría de la molécula.
4. Para predecir los ángulos de enlace considere el orden de fuerza de repulsión de pares libres y enlazantes.
EJEMPLO:Utilice el modelo RPECV para predecir la geometría de la
molécula AsH3
Momento dipolar:
«El momento dipolar (µ) es una medida cuantitativa de la polaridad de un enlace y corresponde al producto de la carga Q por la longitud r que las
separa»
µ= Q x r
En la molécula de HF la densidad electrónica se desplaza del H al F, debido a que ésta último es más electronegativo.
d (delta)= carga parcial
A) Sin polarizar las placas y B) placas polarizadas
Agua CCl4
Las moléculas diatómicas con átomos distintos SIEMPRE tienen µ y se
dice que son moléculas polares. (HCl, CO, NO)
Las moléculas diatómicas con átomos del mismo elemento son NO
polares (H2, O2, F2)
Cuando la molécula tiene 3 átomos distintos o más, el µ está dado
por la polaridad de enlace y ADEMÁS por la geometría de
la molécula
En las moléculas poliatómicas el momento dipolar está dado por los momentos de enlace que corresponden a una cantidad vectorial, es decir, tienen magnitud y dirección, por lo tanto el µ es la suma vectorial de los momentos de enlace.
µNH3 > µ NF3
Esto se debe a que en NH3 el N es más E.N. que H lo que aumenta el µ de la molécula, sin embargo en NF3, el F es más E.N. que N por lo que compensan el efecto del par libre.
El µ sirve para distinguir entre moléculas que tienen la misma fórmula pero estructuras diferentes. (Ej. C2H2Cl2)
Ejemplo:Prediga si cada una de las siguientes moléculas tiene momento
dipolar:
a) BrClb) CH2Cl2 (tetraédrica)
Enlace Metálico (sólido metálico):
«Está conformados por una red de núcleos positivos inmersos en un mar de electrones deslocalizados»
En un metal, los electrones de enlace están deslocalizados en todo el cristal. La gran fuerza de cohesión debida a la deslocalización electrónica es la que le confiere la resistencia al metal.
La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores de calor y electricidad.
