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Diapositivas donde se explica los tipos de enlaces quimicos con ejercicios resueltos.
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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
ENLACE QUIMICO
1
ING. ISABEL RAMIREZ CAMAC
OBJETIVOS1.-Identificar los diferentes tipos de enlace.
2.-Conocer las teorias sobre el comportamiento de los
electrones en las moleculas.
3.-Conocer y describir las geometrias moleculares.
2
Simplemente debido al tipo de fuerza que mantiene unido a los átomos de cada sustancia. Estas fuerzas se llaman ENLACES QUÍMICOS y son las que mantienen unidos a los átomos.
4ta SEMANA
Estamos frente a tres sustancias muy distintas entre sí en propiedades. ¿Por qué?
4
El conocimiento de este tema resolverá muchos problemas planteados, ejms:
1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?
… PROFESORES: ENRIQUE GUZMÁN LEZAMA - ISABEL RAMIREZ CAMAC
2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?
3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?
4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: tales como solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?
SIMBOLOS DE PUNTOS DE LEWISEsta formado por el símbolo de un elemento y un punto por cada electrón de valencia de su configuración electrónica
16 S 1s22s2 2p6 3s2 3p4
S
Elementos de un mismo grupo tienen simbolos de puntos de Lewis iguales Grupo 1 (IA) ns1
Li Na K
NOTA:Metales de transicion,Lantanidos y Actinidos son dificiles de representar ,pues poseen capas internas vacias
ESTRUCTURA DE LEWISEs una combinación de símbolos de Lewis que representa la
Transferencia o compartición de electrones de valencia
7
8
Símbolos de Lewis
Todos los elementos de un mismo grupo tienen símbolos de Lewis similares
Representacion de Lewis para especies iónicas:
NaCℓ
Na+ [ Cℓ ]-
No se muestran los electrones cedidos por el catión.Solo la carga positivacomo superíndice.La especie negativa ( anion), se muestra entre corchetes con todos los paresde puntos que completan su octeto de electrones.La carga negativa se muestra como superíndice.Cuando se requiera mas de un catión o anion para equilibrar la carga se colocaUn coeficiente delante de la o las especies indicadas. Ejm: CaCℓ2
Ca2+ 2[ Cℓ ] -
9
REGLA DEL OCTETO
Los átomos, al formar enlaces, pierden o ganan electrones hasta completar 8 electrones de valencia,
adquiriendo la configuración de los gases nobles
Excepciones a la regla del octeto
Octeto incompleto
Grupos 1,2 ,13
Octeto expandidoOrb.”d” vacios pueden ser
ocupados
Moléculas con # impar de e-
No es posible aparear los espines.
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Resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).(TRANSFERENCIA DE ELECTRONES)
Las bases para una teoría moderna del enlace químico fueron establecidasPor G.Lewis e I.Langmuir en 1916-1920.
ENLACE IONICO
11
12
Se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas•son sólidos duros y quebradizos•baja conductividad electrica y termica
Su dureza es bastante grande•puntos de fusión y ebullición altos. •Cuando se calientan al estado de fusion (si no se descomponen) conducen la electricidad.
Muchos compuestos ionicos se disuelven en disolventes muy polares (como el agua) •sus soluciones son electricamente conductoras.•Solidos iónicos de menor energía reticular se disuelven mejor.
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS
• Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es su energía reticular, o energía de red cristalina del sólido.
• Esta energía se define como la energía que libera los iones positivos y negativos en estado gaseosos para formar una mol de compuesto iónico sólido.
Na+(g) + Cl-
(g) → NaCl(s) ∆Hred = -788kJ/mol
ENERGÍA RETICULAR
• También se define como la energía
requerida para separar completamente
una mol de un compuesto iónico sólido en
sus iones en estado gaseoso.
• NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) ∆Hred = +788kJ/mol
(+) se aplica esa cantidad de energía
15
La estabilidad de las sustancias iónicas es el
resultado de las poderosas fuerzas electrostáticas de atracción entre un ión y los iones de carga opuesta que
lo rodean
Medida de la energía de la red cristalina :ENERGIA
RETICULAR
Depende principalmente de las cargas pero también del tamaño relativo de los iones
A mayor energía reticular mayor punto de fusión.
Ereticular NaCl = -786,4 kJ/mol P.fusion= 801 °C
Ereticular LiCl = -845,4 kJ/mol P.fusion= 845 °C
No es posible medirla directamente, pero si se conoce la estructura y la composición del compuesto ionico, puede calcularse o estimarse.(ciclo de Born-Haber)
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ENERGIAS EN EL ENLACE IONICO
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Na(s) + 1/2Cl2(g)
Na(g) + 1/2Cl2(g)
ΔHVap(Na) = 108 kJ/molNa(s) + 1/2Cl2(g)
1/2ΔHDis.(Cl2) = 121 kJ/mol
Na(g) + Cl(g)
Na+(g) + Cl(g) + e
ΔHIon(Na) = 502 kJ/mol Na+(g) + Cl-(g)
ΔHAE(Cl) = -354 kJ/mol
NaCl(s)
ΔHVap(Na) = -411 kJ/mol
Uo = -788 kJ/mol
E
CICLO DE BORN - HABER
0
• La idea básica radica en que la formación de NaCl(S) a
partir de los elementos, Na(S) + ½ Cl2(g), cuya entalpía,
es por definición la entalpía de formación (Hºf) del
NaCl(S), puede dividirse en una serie de pasos.
• Si se suman algebraicamente las entalpías de estas etapas, el resultado debe ser igual a Hºf de acuerdo
con la Ley de la Conservación de la Energía, la Primera Ley de la Termodinámica. De este modo se obtiene los pasos del ciclo de Born – Haber.
Na+(g) + Cl-
(g) → NaCl(s) ∆Hf = -411kJ/mol
De este modo se obtiene la ecuación:
• En la que los términos de entalpía son el de Vaporización del sodio (HºVap), el de Disociación del
Cl2 (HºDis), el de Ionización del Na(g) a Na+(g) + e
(HºIon), el de afinidad electrónica al Cl(g) para dar Cl-
(g) (HºAE) y el de formación de NaCl(S) a partir de los
iones gaseosos (U).
Hºf = HºVap + 1/2 HºDis + HºIon + HºAE + U
Ejemplo: Para el Cloruro de Sodio se tienen las siguientes entalpías:
Hºf = -411 kJ/mol, HºVap = 108 kJ/mol, 1/2 HºDis = 121
kJ/mol, HºIon = 502 kJ/mol, HºAE = -354 kJ/mol.
Halle la energía reticular.Entonces:
UNaCl = Hºf - HºVap - 1/2 HºDis - HºIon - HºAE
UNaCl = -411 - 108 - 121 - 502 + 354
UNaCl = -788 kJ/mol.
Ejms: dependencia de la energía reticular , con propiedades físicas.
NaF NaCl NaBr NaI
d0 ( A°) 2,31 2,81 2,98 3,23
PF °C 988 801 740 660
Peb.°C 1695 1441 1393 1300
Energia retickJ/mol
-902,07 -786,4 -718,81 -663,16
NaF CaOd0 ( A°) 2,31 2,40
PF °C 988 2570
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Mas pequeño el ion masAlto el punto de fusión
A mayor carga mayorPunto de fusion
Dureza.-resistencia de los cristales a ser rayados, aumenta al aumentar la energiareticular
D
BeO MgO CaO SrO BaO
d0= (°A)
1,65 2,10 2,40 2,57 2,77
DurezaEsc.Mohs
9,0 6,5 4,5 3,5 3,3
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La dureza depende de la energía reticular a mayor energía de red, mas duro es el cristal.
La energía reticular es mayor cuanto mas pequeño es el radio iónicoBe2+ < Mg2+ < Ca2+ < Sr2+ < Ba2+ entonces energia reticular
BeO > MgO > CaO > SrO >BaO
24
Polarización y covalencia
Cuando los electrones mas externos del anión experimentan
una atracción tan intensa hacia el catión generándose un grado
significativo de covalencia en el enlace, es decir la densidad
electrónica del anión se deforma hacia el cation.Esta
deformación respecto a la forma esférica del anión ideal se
conoce como polarizacion.
Fajans definió la reglas que resumen los factores favorables a
la polarización de un enlace iónico y por tanto al incremento en
la covalencia.
1.-Un catión es mas polarizante si es pequeño y tiene una carga
positiva grande
2.-Un anión se polariza con mas facilidad si es grande y tiene
una carga negativa grande.
3.-los cationes que no tienen una configuración de gas noble
favorecen la polarización.
25
Esta fuerza es la formación de interacciones ion-dipolo con la molécula de agua.Si las interacciones ion-dipolo son mas intensas que la suma de las atracciones iónicas y las fuerzas intermoleculares del agua, entonces se produce la disolución.
Hidratación de iones.
¿cuál es la fuerza impulsora que permite la disolución de muchos compuestos iónicos en agua?
ENLACE COVALENTE Es el resultado de la compartición de uno, dos o mas pares de
electrones de valencia entre átomos generalmente no metálicos
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PARAMETROS DE ENLACEPermiten entender la redistribución electrónica
ocurrida en la formación del enlace
1.-ENERGIA DE ENLACEEs la energía liberada en el proceso de formación de un enlace,
o es la energía absorbida para romper un enlace
A B
A B
Estado energia
Estado de energia
A B Estadoenergia
A BEstadoenergia
Proceso libera energia:(-) ENERGIA DE ENLACE Proceso absorbe energia (+) ENERGIA DE DISOCIACION
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2.-LONGITUD DE ENLACE Es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados. Se puede
concluir que:
A menor longitud de enlace, mayor unión química.
F-F 1,42 ACl-Cl 1,98Br- Br 2,28
I – I 2,27
A mayor numero de enlaces, menor
Longitud de enlace, pero mayor energía de enlace
C-C 1,54 AC = C 1,33 ACC 1,20 A
Los radios covalentes de diferentes átomos pueden
sumarse , para obtener long.de enlace razonables .
Ej: Rc(Cl+C ) = 0,77 +0,99 = 1,76 A
28
3.-ANGULO DE ENLACEEs el angulo interno de la intersección entre las dos líneas trazadas a través de un núcleo de un átomo central desde los núcleos de los átomos enlazados a el.Sirve para predecir las formas geometricas,usando el principio de repulsión entre pares electrónicos.
29
1.-Por la Polaridad
ENLACE COVALENTE APOLAR Los e- compartidos son atraídos por la misma
fuerza eléctrica por cada núcleoTIPOS
DE
ENLACE
30
ENLACE COVALENTE POLAR Los pares de e- compartidos son atraídos con mayor fuerza eléctrica por el átomo mas
Electronegativo 0 EN 1,9
El enlace covalente polar, tiene importancia en los procesos Biólógicos,polaridad del agua, estabilidad de las proteínas, en la Solubilidad.
31
2.- Por la forma de compartir los pares
de electrones
Enlace covalente puroCuando cada átomo aporta 1 e- del enlace compartido
Ejm : H2
Enlace covalente coordinado o dativo.
Un solo átomo aporta los 2e- del enlace
Ejm : NH4 +
32
3.-Por el numero de e- compartidos
Enlace covalente simple .
Ejm : H2 ,NH4 +
Enlace covalente multiple
Doble Triple
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ESCRITURA DE LA FORMULA DE LEWIS PARA COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE1.-Elegir un “esqueleto” lo mas simétrico (razonable)considerando: -El atomo central es el elemento menos electronegativo,excepto H y F. -Los atomos de Oxigeno no se enlazan entre si, excepto :O2 , O3 , O2
2- , O2 -
En los oxoacidos el H habitualmente se enlaza a un O, no al atomo central. Ejm: HNO2
H O N O
Excepto,H3PO3 , H3PO2
a) Cuando tienen mas de un átomo central se usan los esqueletos mas simétricos.Ejm: C2H4
H H C C H H
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Ejemplo:Escriba la fórmula de Lewis para el H2SO4
1.- O H O S O H O 2.- N =8 x 5 + 2x2 = 44 electrones necesarios
3.- D =2 x 1(H) + 1 x 6 (S) + 4 x 6 (O) = 32 electrones disponibles
4.- C = N –D 44 – 32 = 12 electrones compartidos ( 6 pares de electrones)
5.- O
H O S O H O 6.-
35
Ejm :Para el ión CO3=
N = 8x 4 = 32 electrones necesariosD = 4 + 6 x 3 =22 +2 (carga) = 24
C = 32-24 = 8 electrones ( 4 pares compartidos) 2-
O O C O
CARGA FORMAL.-Es la carga parcial de un átomo en una molécula o ión poliatómicoCF = Z – [(# de enlaces) +(# de electrones no compartidos)].Ejm. La carga formal para el CCFc =4 –[4 +0] = 0La suma de las cargas de cada atomo es igual a la carga del ión.La estructura de menor energia sera la que tenga las menores cargas formales en los atomos.
NOTA:HAY EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETO PARA ALGUNOSCOMPUESTOS.
36
37
NO
O
ON
O
O
ON
O
O
O
Ejm: Para el NO3-
NO3– = 24e–
RESONANCIA (ENLACE DESLOCALIZADO)
Ejm, Para la molécula N2O
:N-N ≡ O :--2 + +
CARACTERISTICAS Y PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS COVALENTES
Gases Líquidos (Br2 )
sólidos de bajo punto de fusión
La mayoría son insolubles en disolventes polares,solubles en disolventes apolares
Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
Se concluye:
EJERCICIOS
40
Teorias sobre el enlace covalenteTEVDesarrollada por Heitler y Pauling
TRPEV TOM
5ta SEMANA
41
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIADescribe como se produce el enlace, en función del
traslape de orbitales atómicos (OA).
Se pueden formar orbitales híbridos (mejoran la geometría de las moléculas).
El número de orbitales híbridos formados es siempre igual al número de orbitales atómicos usados.
42
Teoria de Repulsión de los Pares Electronicos de la Capa de ValenciaO Modelo de Repulsion de los Pares Electronicos de la Capa de Valencia
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metano
amoniaco
Dioxido de carbono
Anion sulfato
At.central C
N C S
N°at.enlaz 4 3 2 4
Pares no compartidos
0 1 0 0
Regiones 4 4 2 4
44
Moléculas con átomo central con pares libres
45
TIPOS DE HIBRIDACION
sp, BeCℓ2 4 Be 1s 2 2s2
46
2s2
2p 2p2p promocionasp sp
2p 2p
G.electronica:Lineal.
Otros ejms:BeCl2 ,BeBr2 ,BeI2
CdX2 ,HgX2.(X= Cl,Br ó I )
TIPO sp2 ( 1s +2p) habrá 3 orbitales hibridos sp2
5 B 1s2 2s2 2p1
2s2
2p1 2p 2p sp2 sp2 sp2
p
G.E trigonal plana
47
TIPO sp3
6C 1s2 2s2 2p2
hibridizacion
2s
2p 2p
sp3
2p
G.Etetraédrica
48
Tipo sp3d 1.-Estado basal del P :
3s 3p 3d2.-Estado excitado
3.-Mezcla;OH
sp3d
GeometriaBipiramidaltrigonal
Nota:Pueden formar además del P el As y Sb , no el N
49
Tipo sp3d2 1.-Estado basal de S es [Ne]3s23p4
2.-Est.excitado
3.-Mezc.OH
3s 3p 3d
sp3d2
GeometriaOctaédrica
50
GEOMETRIA MOLECULAR
ORGANIZACIÓN TRIDIMENSIONAL DE LOS ATOMOS EN UNA MOLECULA
DEPENDE DE LA LONGITUD Y DE LOS ANGULOS DE ENLACE .
NO SE PUEDE PREDECIR A PARTIR DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
SE DEBE DETERMINAR EXPERIMENTALMENTE
Tamaño y forma molecular
Energias de enlace y polaridad
Propiedades físicas y
quimicas de las moleculas
+ =51
ESTRUCTURA MAS ESTABLE
CUANDO LAS REGIONES ESTAN MAS SEPARADAS
MAXIMA ESTABILIDAD-OPUESTOS
Estas disposiciones:GEOMETRIA ELECTRONICA
GEOMETRIA MOLECULAR
52
53
54
55
¿Hay enlaces polares
presentes?
¿Estos enlaces están dispuestos de forma que se
cancelen
¿Estos pares están dispuestos de forma que se
cancelen
La molécula ES POLAR
¿Hay pares solitarios sobre el átomo central?
La molecula ES APOLAR
La molécula es POLAR
La molécula ES APOLAR
Guía para determinar si una molécula poliatómica es polar o apolar
NO NO
NONO NO
Si
Si
Si
SSii
NONONO
Ing. Isabel Ramirez Camac 56
Para analizar la estructura y el enlace se sugiere el procedimiento:
1.-Estructura de Lewis
2.-Hallar las regiones de elevada densidad electrónica. (TRPECV)
3.-Determinar la geometría electrónica
7.-¿Puede identificarse otro átomo central
Determina si la molécula es polar o apolar
4.-Determinar la GEOMETRIA MOLECULAR
6.-Determinar los O.Hibridos,describe el enlace
5.-Ajustar la G.M para los pares solitarios
si
No
57ejercicios