Apuntes De Enlaces Quimicos 2018.docx

¿Qué es el enlace químico? El enlace químico corresponde a la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, iones que forman parte de un compuesto o una molécula, para lograr estabilidad (parecerse a los gases nobles) Los átomos, iones o moléculas se unen entre sí para alcanzar la máxima estabilidad. Para ello, utilizan los electrones que se encuentran en la capa más externa, denominados electrones de valencia. Estos se mueven con mucha facilidad entre un átomo y otro, de lo cual depende el tipo de enlace que se forme. Un enlace químico se puede dar de dos formas: Por transferencia de electrones o por compartición de electrones. Para formar un enlace, siempre intervienen cambios de energía, los cuales se manifiestan en forma de calor y son susceptibles de medirse; esta manifestación energética también se presenta cuando se rompe un enlace. A la cantidad de energía que se requiere para formar o romper un enlace, se le conoce como energía de enlace. En forma general, los enlaces se pueden clasificar como: interatómicos e intermoleculares.

ENLACES QUIMICOS

ENLACES INTERATOMICOS

A) Enlace metálico

ENLACES INTERMOLECULARES

A) Fuerzas de dispersión o de London

B)

Enlace iónico

polar

B)

Interacción dipolo-dipolo

C)

Enlace Covalente

No polar

C)

Enlace por puente de Hidrogeno

Coordinado

Símbolo de Lewis Un símbolo de Lewis es una epresentacion grafica en el cual los electrones de la capa de valencia de un átomo o de un ión simple son representados por puntos colocados alrededor del símbolo del elemento. Cada punto representa un electrón.

Lewis estableció que cuando dos o más átomos se aproximan unos con otros, y juntan su última capa de valencia entre sí, logran ceder, ganar o compartir electrones, de tal manera, que en su última capa, se queden con la estructura de máxima estabilidad, que es la que poseen los gases nobles, elementos muy poco reactivos y que poseen ocho electrones en la última capa, a excepción del helio que solo posee dos. A partir de esto, se establecen dos reglas; la regla del octeto y la regla del dueto. a) La regla del octeto establece que los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa de energía con cuatro pares de electrones, es decir, con 8 electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano. b) Por otro lado, la regla del dueto, dice que los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir en la última capa de valencia, tener un par de electrones, es decir, 2 electrones, para conseguir la configuración electrónica del gas noble más cercano, que en este caso es el helio ESTRUCTURA DE LEWIS Las estructuras, diagramas o fórmulas de Lewis de una molécula son representaciones bidimensionales sencillas del esqueleto o conectividad de los átomos en la molécula y de la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes. Tienen como finalidad explicar el enlace covalente mediante la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos con el objeto de cerrar capa y conseguir así la máxima estabilidad. Reglas: 1. Elegir el átomo central, que será generalmente el menos electronegativo, exceptuando el H (y generalmente el F) que siempre son terminales porque solo pueden formar un enlace. En los compuestos orgánicos siempre es el C (excepto en los éteres). Alrededor del átomo central se sitúan los demás (ligandos) de la forma más simétrica posible. En los oxácidos, generalmente el H se une al O. (En CO y NO, C y N son centrales)

2. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos (se obtiene multiplicando el número de veces que se repiten cada átomo por sus electrones de valencia), Si son iones (añadiendo la carga neta si la hay, ejemplos: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón). Tendremos así el número total de electrones para asignar a enlaces y átomos.

3.- Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados, asignando a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total.

4.- Comenzando por los ligandos y terminando en el átomo central, asignar los electrones restantes, en forma de pares, a cada átomo hasta cerrar capa. El H cierra con 2. En general los átomos centrales del 2º período cierran con 8 electrones, excepto Be con 4 y B con 6.

5.- En el proceso de asignación de electrones, si después de asignar los electrones restantes algunos de los átomos todavía no completan su octeto, entonces se mueven los pares de electrones solitarios de átomos periféricos para situarlos como dobles o triples enlaces. Por ejemplo.

Excepciones a la regla del octeto: Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:

Octeto incompleto

Octeto expandido

Número impar de e-

Actividad 1: Dibujar la estructura de Lewis para los siguientes casos

a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l)

O2 NH3 H3PO4 H 2O CCl4 𝑆𝑂42− 𝑁𝐻4+ BCl3 CO2 MgCl2 AlCl3 HNO3

DEFINICION DE LOS ENLACES INTERATOMICOS (INTRAMOLECULARES) ¿Qué es el enlace iónico o electrovalente?

Se define como la fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta. Se efectúa entre metales y no metales. Se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupos de átomos a otro. La transferencia de electrones se da del átomo metálico al no metálico

   



PROPIEDADES. Forman cristales geométricos ( cubica, rómbica, hexagonal) Presentan puntos de fusión y ebullición altos La mayoría de los compuestos iónicos son muy solubles en agua. Son electrolitos fuertes, es decir, cuando se disuelven en agua o se funden, son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. Los compuestos iónicos puros son sólidos a temperatura ambiente y pueden duros o frágiles.

Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones positivos (cationes), y el que acepta se convierte en ion negativo o anión (no metales). El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia del elemento.

Los enlaces unidos por enlaces iónicos presentan grandes diferencias, cuando la diferencia es mayor o aproximadamente a 1.7 se considera que el enlace es principalmente iónico. Ejemplos de sustancias que presentan este tipo de enlace: las sales inorgánicas y los óxidos inorgánicos K2O, MgCl2, AlBr3, Al2O3

¿Qué es el enlace covalente?

Compartición de electrones

Es la unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace, se efectúan entre dos átomos no metálicos formándose una molécula, es decir, se efectúa entre elementos de alta electronegatividad

Se distinguen tres tipos de tipos de enlaces covalentes a)

Enlace covalente no polar, puro u homopolar.

Propiedades:

¿Qué es? Se

observan

cuando

dos

átomos no metálicos de un mismo elemento se unen para formar

una

molécula

verdadera, sin carga eléctrica y simétrica cuya diferencia de electronegatividad es cero

     

Tienen actividad química media. Molécula verdadera y biatómica Baja solubilidad en agua No son conductores del calor o la electricidad Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como solidos o líquidos. Sus puntos de fusión y ebullición son bajos.

Ejemplos de moléculas que presentan este tipo de enlace: H2, O2, Cl2, N2, F2

b)

Enlace covalente polar o heteropolar

¿Qué es? Se forma cuando se unen dos átomos no metálicos de diferente electronegatividades; comparten electrones pero la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad originando polos en la la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7.molécula.

Propiedades:     

Existen en los tres estados físicos de agregación Gran actividad química En solución acuosa son conductores de la electricidad Solubles en solventes polares Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las sustancias no polares.

Ejemplos de moléculas que presentan este tipo de enlace son H2O, HBr, PCl3, SO3, H2SO4

c)

Enlace covalente coordinado o dativo.

¿Qué es? Se forma cuando dos átomos no metálicos de diferentes elementos están enlazados entre sí comparten un par de electrones, pero sólo uno de estos átomos es el que aporta el par de electrones enlazantes. En la representación de un compuesto empleando fórmulas desarrolladas el enlace covalente coordinado se índica mediante una flecha apuntando hacia quién recibe el par electrónico de enlace

H2SO4

Ejemplos

HNO3

Enlaces covalentes múltiples: cuando se combinan dos átomos, donde cada uno tiene posibilidades de formar más de un enlace covalente entre ellos, se dice que la molécula presenta enlaces covalentes múltiples

¿Qué es el enlace metálico

¿Qué es? Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones mantienen unido el enlace metálico.

La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales). Los

electrones

que

se

comparten

se

encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

Propiedades de los compuestos metálicos. • Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) • Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. • Muy buenos conductores en estado sólido. • Son dúctiles y maleables (no frágiles).

Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Como ejemplo de sustancias que lo presentan se tiene a todos los metales, aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones.

POLARIDAD MOLECULAR Una molécula puede ser polar o no, según su geometría y no su tipo de enlace, de hecho la polaridad de una molécula está determinada por dos factores.  La polaridad de los enlaces en la molécula  La geometría de la molécula Una molécula es no polar por su geometría, existiendo una distribución uniforme de electrones en el exterior de la molécula y esta distribución ocurre a pesar del número de enlaces y su dirección en el espacio. Una molécula es polar cuando su geometría permite distinguir una región más negativa que otra, presentándose un dipolo. Casi todos los enlaces formados entre átomos de diferentes elementos son polares, al menos en cierta medida, no obstante no todas las moléculas de los compuestos son polares. GEOMETRÍA MOLECULAR Un aspecto particularmente útil de la descripción del enlace químico por medio de los orbitales atómicos radica en la posibilidad de visualizar la geometría molecular. La geometría o forma de una molécula puede ser descrita en función de arreglos geométricos de los núcleos atómicos; a su vez, estos arreglos dependen de los orbitales empleados en la formación de los enlaces. La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. Para predecir la geometría molecular se utiliza el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPEV) propuesto por Gillespie, el cual parte de las siguientes suposiciones. 1.- La geometría de una molécula está determinada por el número de pares electrónicos de la capa de valencia del átomo central. 2.- Los enlaces múltiples (dobles y triples enlaces) se consideran como un solo par electrónico, es decir, como si fueran enlaces sencillos. 3.- Los pares electrónicos del átomo central se llaman pares compartidos (PC) si están formando un enlace (sencillo o múltiple). 4.- Los pares electrónicos alrededor del átomo central se llaman solitarios (PS) si no están formando un enlace. 5.- Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes la geometría predicha será la misma en cualquiera de las estructuras. En base a las suposiciones, las reglas para determinar la geometría molecular son: 1.- Dibujar la estructura de Lewis de la molécula

2.- Contar los pares solitarios (PS) alrededor del átomo central (electrones que no forman enlaces)

3.- Contar los pares compartidos (PC) alrededor del átomo central (electrones que forman enlaces sencillos o múltiples)

4.- Calcular los pares electrónicos (PE) sumando los pares solitarios (PS) con los pares compartidos (PC)

6.- Establecer la notación AXnEm, siendo A átomo central, X átomos ligantes y E pares solitarios en torno al átomo central. n y m son números enteros que indican el n° de átomos ligantes y el n° de pares libres respectivamente. 6.- En función de la notación AXnEm clasificar según geometría molecular en la tabla anexo 1.

Actividad 2: Ejercicio: Complete la siguiente tabla: Realizar en hojas blancas

Ejemplo

PCl5 H2S SF6 XeF4 SnCl2 SO2 BrF3 𝐶𝑙𝑂4− 𝐵𝐹4− 𝑃𝑂43−

PE-PC-PS

Ángulo de enlace

Diagrama de Lewis

Geometría molecular

Tipo de polaridad

¿Qué son las fuerzas intermoleculares? Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas (iguales o diferentes, polares o apolares) para dar lugar a los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos). Se les llama también fuerzas de Van der Walls, Son de naturaleza atractiva y básicamente eléctricas aumentan de magnitud conforme aumenta la masa molecular de las sustancias. Por lo general los puntos de fusión y ebullición aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares (interatómicos)

Enlace iónico >enlace covalente

>

Estudiaremos tres tipos principales de fuerzas intermoleculares: A) Las fuerzas de London:

¿Qué es? Son llamados también fuerzas de dispersión. Son atracciones entre moléculas debidas a dipolos temporales causados por el movimiento de los electrones. Actúan entre cualquier tipo de moléculas ya sean neutras, iones, polares o apolares cuando las moléculas se encuentran en estado líquido o sólido. En el caso de las moléculas no polares, es la única fuerza que actúa entre ellas. La magnitud de la fuerza de London aumenta con el peso molecular. Esto explica porque el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es líquido y el I2 un sólido a temperatura ambiente

También nos explica por qué los gases apolares como el O2, N2, H2, etc., pueden licuarse. Cuando los electrones se mueven de un lado para otro, generan un momento dipolar instantáneo, pasajero. Los electrones pueden acumularse a un lado de una molécula, dejando el núcleo parcialmente al descubierto al otro lado. Un extremo de la molécula tendrá carga negativa parcial pasajera y el otro extremo carga positiva parcial también pasajera. Las cargas parciales instantáneas de las moléculas se atraen entre si y así pueden unirse unas con otras.

B)

Interacción dipolo- dipolo

¿Qué es?

NOTA: En las moléculas de masa muy diferente

Es la que se da entre moléculas neutras polares. Por lo que a las fuerzas de dispersión (siempre presentes) se les añade este nuevo tipo de fuerza debido a la propia polaridad de la molécula (dipolos permanentes). Estas fuerzas crecen cuanto más polar sea la molécula (es decir, cuanta más diferencia de electronegatividad exista entre los átomos que formen la molécula). Las moléculas polares forman líquidos y sólidos en parte como resultado de las interacciones dipolo-dipolo, o sea, la atracción entre las cargas parciales de sus moléculas.

los dipolos permanentes, y en las moléculas de

las fuerzas de dispersión predominarían sobre masa parecida predominarían estos últimos. Esto quiere decir que podemos encontrar ejemplos de moléculas apolares cuyo tamaño sea tan grande que sus fuerzas de London sean más intensas que el conjunto de fuerzas intermoleculares de moléculas polares. Por ejemplo al comparar moléculas de Br2 y HBr. El Br2 es apolar cuenta con una masa casi el doble que el HBr. De esta manera las fuerzas intermoleculares del Br2 son más intensas aun cuando solo sean de London.