Unidad 3 Enlaces Químicos

UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR

FACULTAD MULTIDISCIPLINARIA DE OCCIDENTE

DEPARTAMENTO DE INGENIERIA Y ARQUITECTURA

MATERIA: QUIMICA TECNICA

UNIDAD 3

ENLACES QUIMICOS

OBJETIVO:

Estudiar las interrelaciones entre la estructura electrónica, la fuerza de los enlaces químicos, sus formas de representarlos y las propiedades de las sustancias que ayudan a la formación de nuevos compuestos.

Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro, u otros, átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico.

Es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.

Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

ENLACE QUÍMICO.

TIPOS DE ENLACE Y PROPIEDADES.

1-Enlace iónico: Los electrones pueden transferirse de un átomo a otro 2-Enlace covalente: compartirse entre átomos vecinos 3-Enlace metálico: moverse libremente de átomo en átomo.

ESTRUCTURAS DE LEWIS.VALENCIA. En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del 'exterior ' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

Los electrones de valencia son los que toman parte en las uniones químicas. Estos electrones son los que se acomodan en la capa electrónica más externa del átomo, la capa de valencia.

ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS O IONES POLIATÓMICOS.

Sirven para representar como se ordenan los átomos en una molécula utilizando los electrones de valencia.

Propuestas por Gilbert Lewis en 1916 para los enlaces covalentes, se representan en forma de puntos los electrones de valencia o sea, los electrones químicamente importantes, distribuyéndolos alrededor del símbolo químico del elemento a trabajar.

 Por ejemplo:

1H; 1s1 : Un electrón de valencia.

8O; 1s2 2s2 2p4 : Seis electrones de valencia.

20Ca; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 : Dos electrones de valencia.

6C; 1s2 2s2 2p2 : Cuatro electrones de valencia.

Las estructuras de Lewis se escribirán de la siguiente forma:

REGLA DEL OCTETO. (Gilbert N. Lewis)

Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los átomos de elementos representativos (grupo A) normalmente alcanzan configuraciones eléctricas de gases nobles cuando comparten electrones. El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia.

S = N – A

S = Número de electrones compartidos.

N = Número de electrones requeridos ( 8 para cada átomo y dos para cada Hidrógeno)

A = Número de electrones disponibles.

Regla para conocer cuantos electrones están asociados al enlace entre átomos y cuantos no están compartidos.

Cuando se representan estructuras de Lewis se debe seguir un proceso sistemático. 1. Elija un esqueleto razonable (simétrico) para la molécula o ión poliatómico.- El elemento menos electronegativo suele ser el elemento central, con excepción del Hidrógeno. El menos electronegativo suele ser el que necesita más electrones para completar su octeto.Por ejemplo: CS2

Esqueleto razonable es SCS

- Los átomos de Oxígeno no se enlazan entre sí.

Por ejemplo: SO4-2

O - 2

O S O S - En los ácidos ternarios u oxácidos (constituidos por un no metal, Oxígeno

e Hidrógeno) el Hidrógeno suele enlazarse con átomos de Oxígeno y no al átomo central, con raras excepciones.

Por ejemplo: HNO2 el esqueleto es: HONO

- Para iones o moléculas con más de un átomo central se emplea el esqueleto más simétrico posible. Por ejemplo: P2O7

-4 y C2H4 tienen los esqueletos siguientes:

O O -4 O P O P O H H O O C C H H P2O7

-4 C2H4

2. Se calcula N, el número de electrones en la capa más externa que requieren los átomos o iones para adquirir la configuración electrónica del gas noble. Por ejemplo:H2SO4: 2(2)+8(1)+8(4) = 4+8+32 = 44 e-

SO4-2: 8+32 = 40 e-

 3. Se calcula A, el número de electrones de valencia. Por ejemplo:H2SO4: 1(2)+6(1)+6(4) = 32 e- disponiblesSO4

-2: 6(1)+6(4)+2 = 32 e- disponibles 

4-Se calcula S = N - A. Por ejemplo:H2SO4: S = 44-32 = 12 e- compartidosSO4

-2: 40- 32 = 8 e- compartidos

5-Se calculan los electrones compartidos en el esqueleto como pares compartidos usando dobles y triples enlaces en caso necesario. Cada par de electrones compartidos se indica por lo general con (-), así: Para el H2SO4:

O O H O S O H .. O H: O : S : O : H .. O

..: O :

.. ׀ ..

H - O - S - O - H

.. ׀ ..

: O :

..

Ejemplo 1: N2. Esqueleto: N N N = 8(2) = 16 e- requeridosA = 5(2) = 10 e- disponiblesS = 16-10 = 6 e- compartidos

6 e- compartidos

RESONANCIA.

Una molécula o ión poliatómico para el cual es posible escribir dos o más fórmulas puntuales con el fin de describir el enlace, presenta RESONANCIA y a las tres estructuras se les llama Estructura resonantes.

Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24: (5 + (3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente.

ENLACE IONICO: Formación de un compuesto iónico.El enlace iónico o electrovalente es el resultado de la transferencia de uno o más electrones desde un átomo a otro. El enlace iónico se produce con mayor facilidad cuando los elementos de menor electronegatividad (metales) reaccionan con elementos de elevada electronegatividad (no metales).Ejemplo: Cloruro de sodio. 

Na+ Cl -A) Reacción de formación: Na(s) + Cl2(g) = 2NaCl (s) Sodio Cloro Cloruro de Sodio

C) Estructura de Lewis : .. Na+ [ : Cl : ] -

..

B) Configuraciones electrónicas: 11 Na : [ Ne] 3s [ Ne] ↑ 17 Cl : [ Ne] 3s2 3p5  [ Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑  Na+ : [ Ne] __ ; 1 e- perdido   Cl - : [ Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ; 1 e- ganado

ENLACE COVALENTE“El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más, pares de electrones”.Los átomos enlazados tienen menor energía que los átomos separados, por ello cada átomo logra una configuración electrónica más estable.   El enlace de tipo covalente se produce entre elementos no metálicos, o no metálicos con el hidrógeno, es decir entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general. En algunos casos puede darse un enlace covalente coordinado o dativo, en el que uno sólo de los átomos cede los dos electrones con que se forma el enlace.

Por ejemplo:- El enlace H : H se suele indicar como H – H

.. ..- El enlace del H el F se indica como H. + . F : = : F : ó H – F .. ..

ENLACES MÚLTIPLES.Compartir un par de electrones constituye un enlace covalente sencillo, generalmente denominado enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo entre ellos más de un par de electrones. Cuando se comparten dos pares de electrones, se trazan dos líneas, que representan un doble enlace. Un triple enlace se forma al compartir tres pares de electrones.

Ejemplo: Para el N2

TIPO DE ENLACE REPRESENTACIÓN LONGITUD DE ENLACE

ENLACE COVALENTE SIMPLESe comparten un par de

electrones.N-N 1.47 Å

ENLACE DOBLESe comparten 2 pares de

electrones.N=N 1.24 Å

ENLACE TRIPLESe comparten 3 pares de

electrones.NN 1.10 Å

A medida aumenta el número de enlaces entre los dos átomos de nitrógeno, la longitud de enlace disminuye: “La distancia entre átomos enlazados disminuye a medida que se incrementa el número de pares de electrones compartidos”.

Otra observación :a medida que se incrementa el número de enlaces entre los átomos, se incrementa la energía de enlace, esto es, los átomos están unidos más estrecha y fuertemente: “A medida que se incrementa el número de uniones entre dos átomos, los enlaces se hacen más cortos y más fuertes”

ENLACE COVALENTE NO POLAR Y POLAR.

Los enlaces covalentes pueden ser Enlace Covalente no Polar y Enlace Covalente Polar.

-Enlace covalente no Polar: Cuando los átomos enlazados tienen la misma electronegatividad o sea que ambos átomos comparten por igual los electrones de valencia. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas como: H2, Cl2, N2, F2.

-Enlace covalente Polar : Cuando los átomos enlazados son diferentes o sea que tienen diferente electronegatividad.

Por ejemplo: HF ; Electronegatividad del H es: 2.1 Electronegatividad del F es: 4.0

ENLACE METÁLICO.El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales muy compactas.

Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

FUERZAS INTERMOLECULARES.

Son las fuerzas que mantienen unidas las moléculas y varían de una sustancia a otra.Son muchos más débiles que los enlaces iónicos y covalentes.

Muchas propiedades de los líquidos, incluyendo sus puntos de ebullición, reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Un líquido hierve cuando se forman dentro de sí burbujas de su vapor. Las moléculas de un líquido deben vencer sus fuerzas de atracción a fin de separarse y formar un vapor. Cuanto mas intensas sean las fuerzas de atracción, más elevada será la temperatura a la cual hierve el líquido. Del mismo modo, los puntos de fusión de los sólidos aumentan al incrementarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Se conocen tres tipos de fuerzas de atracción entre las moléculas neutras: Fuerzas ión-dipolo, Fuerzas de van der Waals, y Puentes de hidrógeno.(Tarea)

FUERZAS IÓN-DIPOLO.Existe una fuerza ión-dipolo, entre un ión y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moleculares polares son dipolos; tienen un extremo negativo y un extremo positivo.

Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones positivos son atraídos al extremo positivo.

Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos polares; por ejemplo una solución de NaCl en agua.

-

+

+

-+

-

+-

+

+

-

-

+

-

+

-+

-

Ilustración de la orientación que prefieren las moléculas polares hacía los iones. a) El extremo negativo está orientado hacia un catión b) el extremo positivo hacía un anión. (a) (b)

INTERACCIONES DE VAN DER WAALS. Esta interacción es de tipo electrostática y se establece entre dos grupos no cargados pero que sean dipolos permanentes o dipolos inducidos. Un dipolo se establece cuando la distribución electrónica de un átomo o molécula se desplaza de manera no equitativa, formando una región con una mayor densidad electrónica con respecto a la otra.

Las fuerzas de van der Waals son muy débiles individualmente, pero son importantes cuando su número es elevado.

2+2+

e-

e-e-

ee

Atracciones electrostáticas

Átomo 1 de Helio Átomo 2 de Helio(a)

δ- δ+ δ- δ+ (b)

Dos representaciones esquemáticas de los dipolos instantáneos en dos átomos de Helio adyacentes, mostrando la atracción electrostática entre ellos.

PUENTES DE HIDRÓGENO.Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (sobre todo un H-F, H-O, o H-N) y un par de electrones no compartido en un átomo electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina.

Los dos átomos entre los que se establece el puente son de naturaleza electronegativa. Una característica importante de los puentes de hidrógeno es que son colineares, es decir, tanto el donador como el aceptor deben localizarse espacialmente en el mismo plano. Este tipo de enlace es más fuerte que las fuerzas de van der Waals pero más débil que los enlaces covalentes.

Por ejemplo:Hay un puente de hidrógeno entre el átomo de H de una molécula de HF y el átomo de F de la molécula adyacente de HF.

F--- H F--- H Ejemplo de puente de hidrógeno. Las líneas sólidas representan los enlaces covalentes; la línea punteada roja, los puentes de hidrógeno.

Fuerza (Kcal/mol)

Tipo de enlace Longitud (nm) En vacío En agua

Covalente 0.15 90 90Iónico 0.25 80 3Puente de hidrógeno 0.30 4 1Van del Waals 0.35 0.1 0.1

NÚMERO DE OXIDACIÓN. ESTADO DE OXIDACIÓNEs el número de e- que gana o pierde un átomo para formar un compuesto. En el caso de iones monoatómicos sencillos corresponde a la carga del ión. En los compuestos covalentes es la carga que tendría si los e- fueran repartidos arbitrariamente de acuerdo a su electronegatividad.

Reglas:1.El número de oxidación de cualquier elemento libre es cero.

2. El número de oxidación de un ión monoatómico es la carga del ión. En un ión poli atómico, la suma de los números de oxidación de los átomos constituyentes indica la carga del ión. Para el Oxígeno es -2 y para el Hidrógeno 1.

3. En un compuesto iónico o covalente, la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a cero.

Por ejemplo:Para el N2O4: x (2)+ 4(-2) = 0, x = 4; No de oxidación = 4.Para el ión NO3

- : x (1)+ 3(-2) = 0, x = 5; No de oxidación = 5.

Termoquímica

 • Termoquímica: estudia los cambios en calor que acompañan a las reacciones químicas. • Termodinámica: estudia la relación entre calor y otras formas de energía.• Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía, generalmente en forma de calor.• Muchas veces el cambio en energía que se produce durante las reacciones químicas es tan o mas importante que la masa de las sustancias que produce la reacción.– Ejemplos: reacciones de combustión.

Naturaleza y tipos de energía.Definición de términos.• Energía es la capacidad para efectuar trabajo.

• Puede manifestarse como:– Energía cinética– Energía potencial– Energía radiante– Energía termal– Energía química

Para estudiar los cambios de energía asociados a las reacciones químicas es necesario definir cual es el sistema y los alrededores: a. Sistema: punto o parte específica deluniverso que es de interés b. Alrededores: todo lo que rodea al sistema; lo externo al sistema, resto del universo.

Tipos de sistemas: a.Abierto b.Cerrado c.Aislado

Abierto Cerrado Aislado Intercambio: Masa y energía Energía Nada

Cambios de energía en las reacciones químicas

El calor :Es la transferencia de energía térmica entre dos cuerpos que están a temperaturas diferentes. La temperatura: Es una medida de la energía térmica

temperatura = energía térmica

90 0C 40 0CMayor energía térmica

Calor • El calor fluye de un cuerpo de temperatura más alta a otro de temperatura más baja hasta que se iguala la temperatura.

• El calor se representa con la letra q:* q > 0 se absorbe calor* q < 0 se libera calor

Proceso exotérmico- Es cualquier proceso que emite calor -Transfiere la energía térmica del sistema al entorno o vecindad. 2H2 (g) + O2 (g) 2H2 O (l) + energía H2 O (g) H2 O (l) + energía  Proceso endotérmico Es cualquier proceso en el que el entorno tiene que suministrar calor al sistema. Energía + 2HgO (s) 2Hg (l) + O2 (g)  Energía + H2 O (s) H2 O (l)

Introducción a la termodinámicaLey de conservación de la energía• La energía se presenta en formas interconvertibles, pero no se crea ni se destruye.– La energía total del Universo permanece constante.

• Primera Ley de Termodinámica - La energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no puede ser creada o destruida.• Para validar la primera Ley de Termodinámica no es necesario medir la energía total del universo; es suficiente medir el cambio en energía interna del sistema.

– Energía interna Es la suma de la energía cinética y potencial de las partículas que constituyen el sistema.ΔE = Ef - Ei

ΔE del sistema es la suma del intercambio de calor (q) del sistema con los alrededores y el trabajo (w) hecho en o por el sistema.

ΔE = q + w

Expresión matemática  E = q + w  E: es el cambio en la energía interna del sistemaq: es el cambio de calor entre el sistema y el entorno w: es el trabajo hecho por el sistema

w > 0 se hace trabajo para el sistema w < 0 el sistema hace trabajo  Cuando el sistema es una mezcla de reactivos, el trabajo se debe a la expansión o compresión de volumen contra una presión constante.w = -P V cuando un gas se expande en contra de una presión externa constante

Funciones de estado Son las propiedades que están determinadas por el estado físico del sistema, independientemente de cómo se alcanzó esa condición. energía , presión, volumen, temperatura

E = Efinal - Einicial P = Pfinal - Pinicial V = Vfinal - VinicialT = Tfinal - Tinicial

La energía potencial del excursionista 1 y el excursionista 2 es la misma aun cuando ellos tomaron caminos diferentes.

Una muestra de nitrógeno se expande de un volumen de 1.6 L a 5.4 L. ¿Cuál será el trabajo en Joules realizado por el gas si se expande a) contra el vacío b) contra una presión constante de 3.7 atm?  w = -P V  a) V = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L P = 0 atm W = -0 atm x 3.8 L = 0 L•atm = 0 Joules  b) V = 5.4 L – 1.6 L = 3.8 L P = 3.7 atm w = -3.7 atm x 3.8 L = -14.1 L•atm

w = -14.1 L•atm x 101.3 J = -1430 J 1L•atm

Entalpía de las reacciones químicas• El calor que se libera o se absorbe durante una reacción depende de las condiciones bajo las cuales ocurre la reacción:– Si la reacción ocurre en un envase abierto, está ocurriendo a presión constante y el calor envuelto se representa como qp.– Se puede demostrar que qp está relacionada con una propiedad termodinámica llamada entalpía (H).

• La entalpía o contenido de calor es la cantidad de calor liberado o absorbido en condiciones de presión constante.

• Es una propiedad extensiva (depende de la cantidad) y una función de estado (depende del estado y no como llegó).

• El cambio en entalpía durante una reacción está dado por:ΔH = H (productos) – H (reactivos)

ΔH = qp

¿Es H negativo o positivo? El sistema absorbe calor Endotérmico H > 0 Cada mol de hielo que se funde a 0 0C y 1 atm absorbe 6.01 kJ  H2O (s) H2O (l) H = 6.01 kJ

¿Es H Negativo o positivo? El sistema emite el calor Exotérmico H < 0 Para cada mol de metano que se quema a 250C y 1 atm se liberan -890.4 KJ  CH4 (g) + 2O2 (g) CO2 (g) + 2H2 O (l) ΔH = -890.4 kJ

Ecuaciones termoquímicas • Las ecuaciones termoquímicas, por lo tanto, no sólo expresan la relación de moles entre las sustancias participantes, sino que indican el cambio en entalpía que se produce. N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g); ΔH = -91.8 kJ

• Los coeficientes estequiométricos siempre se refieren al número de moles de una sustanciaH2 O (s) H2 O (l); ΔH = 6.01 kJ • Si se invierte una reacción, el signo de ∆H también seinvierteH2 O (l) H2 O (s); ΔH = -6.01 kJ

• Si se multiplican ambos lados de la ecuación por unfactor, entonces ∆H deben multiplicarse por el mismofactor.

2H2 O (s) 2H2 O (l); ΔH = 2 x 6.01 = 12.0 kJ

• Los estados físicos de todos los reactivos y productos deben ser especificados en ecuaciones termoquímicas.

¿Cuánto calor se libera al quemar 266 g de fósforo blanco(P4) en el aire?P4 (s) + 5O2 (g) P4 O 10 (s); ΔH = -3013 kJ

Entalpías de formación • El ΔH de una reacción también se puede determinar utilizando las entalpías de formación normales de las sustancias participantes (ΔH0f).

• ΔH0f es el cambio en entalpía que se produce cuando se forma un mol de una sustancia en su estado normal (estado estándar, formar estable, P = 1 atm) a partir de los elementos en su forma de referencia y estado estándar.

– ΔH reacción = Σ ΔH0 productos – Σ ΔH0 reactivos 

La entalpía estándar de reacción (∆H0) rxn es la entalpía de una reacción a 25°C y 1 atm.  aA + bB cC + dD

(∆H0) rxn = [ c H f (C) + d H f (D)] - [ a H f (A) + b H f (B)]

(∆H0) rxn = H0 (productos) – H0 (reactivos)

Ley de Hess: Cuando los reactivos son convertidos a productos, el cambio de entalpía es el mismo si la reacción ocurre en un paso o en una serie de pasos.

(La entalpía es una función de estado. No importa el camino tomado, solamente los estados inicial y final.)

-Calcule la entalpía estándar de formación de CS2 (l) a partir de las siguientes reaccionesC(grafito) + O2 (g) CO2 (g) H0 rxn = -393.5 kJ S(rómbico) + O2 (g) SO2 (g) H0 rxn = -296.1 kJ

CS2 (l) + 3O2 (g) CO2 (g) + 2SO2 (g) H0 rxn = -1072 kJ

1. Escribir la reacción de formación para CS2

  2. Sumar las tres ecuaciones algebraicamente.  

-El benceno (C6 H6) se quema en presencia de aire para producir el dióxido de carbono y el agua líquida. ¿Cuánto calor se libera por cada mol de benceno quemado? La entalpía estándar de formación del benceno es 49.04 kJ/mol.

2C 6H6 (l) + 15O2 (g) 12CO2 (g) + 6H2 O (l)

H0 rxn = H0 f (productos) – H0 f (reactivos)