ENLACES MOLECULARESENLACES MOLECULARES Los átomos se unen para formar moléculas

Una Teoría del enlace molecular debe explicar:

- por qué los átomos se juntan para formar moléculas - por qué se unen en proporciones definidas

Las energías y fuerzas de enlace

La geometría molecular

Naturaleza de los enlaces moleculares

Las fuerzas que determinan la formación de enlaces moleculares son fuerzas de tipo electromagnético

Dos tipos de enlaces: enlace iónico enlace covalente

Compuestos iónicosCompuestos iónicosEnlace iónico:un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativo dando lugar a un ión positivo y a un ión negativo, respectivamente

Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1; Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Enlace ionicoEnlace ionico

Perdida de electrones Ganancia de electrones

Enlace covalente:

Los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados de sus capas externas

H· + ·H H· + ·H H : H H : H

•cada par de electrones compartidos constituye un enlace

• un átomo puede formar tantos enlaces como electrones desapareados existan en su capa más externa

1S1

1s2 2s2 2p4

Enlaces simples y múltiplesEnlaces simples y múltiples

Enlaces simplesEnlaces simples: : Los dos átomos se unen compartiendo Los dos átomos se unen compartiendo

un par de electrones.un par de electrones.

F : FF : F

Enlaces múltiplesEnlaces múltiples: : Los dos átomos comparten dos o más Los dos átomos comparten dos o más pares de electronespares de electrones

Enlace dobleEnlace doble O O = C = O= C = O

Enlace triple Enlace triple N N ΞΞ N N

Solapamientos conducentes a orbitales moleculares Solapamientos conducentes a orbitales moleculares de tipo sigma (izquierda), pi (derecha) .de tipo sigma (izquierda), pi (derecha) .

Electronegatividad (eN):

Es una medida de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo

Átomos con electronegatividad grande (electronegativos) tienden a capturar electrones, mientras que átomos con electronegatividad pequeña (electropositivos) tienen poca tendencia a capturar electrones

Metales : Electropositivos

No metales : electronegativos

POLARIDAD (Molécula polar)

Cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades distintas, los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor del átomo más electronegativo, dando lugar a un desplazamiento parcial de carga (molécula polar)

Momento dipolar para la Momento dipolar para la molécula de amoníacomolécula de amoníaco

Moléculas polares y no Moléculas polares y no polares polares

ESTRUCTURAS DE ESTRUCTURAS DE LEWISLEWIS

REGLA DEL OCTETOREGLA DEL OCTETO Se basa en las siguientes hipótesis:Se basa en las siguientes hipótesis:

Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).completar su capa (regla del octeto).

Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.triples con el mismo átomo.

Estructuras de LewisEstructuras de LewisEsqueleto estructural:

• Disposicion de los átomos en el orden que se enlazan unos con los otros.

• Atomos central: unido a dos o más átomos.

• átomo terminal: unido solo a otro átomo.

Algunas características:

• los átomos de H son siempre terminales

• los átomos centrales suelen ser de menor electronegatividad

• los átomos de C son casi siempre átomos centrales

Como escribir una estructura de LewisComo escribir una estructura de Lewis

Estrategia

1. Determinar el número total de electrones de valencia de la estructura

2. Identificar los átomos centrales y los terminales

3. Escribir el esqueleto y unir los átomos a través de un enlace covalente

simple

4. Completar primero los octetos de los átomos terminales y después completar, en la medida de lo posible, los octetos de los átomos centrales.

5. Si falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplace electrones de pares solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales.

Ejemplos de estructuras de Ejemplos de estructuras de Lewis con enlaces múltiplesLewis con enlaces múltiples

Carga formal y la estructura de LewisCarga formal y la estructura de Lewis

La carga formal que se abrevia CF, de una La carga formal que se abrevia CF, de una átomo en la fórmula de Lewis está dada átomo en la fórmula de Lewis está dada por la siguiente relación por la siguiente relación

enlazados

electrones

2

1

libres

electrones

valencia

electronesCF

La carga formal es la diferencia entre el número La carga formal es la diferencia entre el número de electrones que posee el átomo libre y el de electrones que posee el átomo libre y el número de electrones que posee cuando forma número de electrones que posee cuando forma parte de la molécula. parte de la molécula.

En un sentido ideal la carga formal indica el En un sentido ideal la carga formal indica el número de electrones que un átomo gana o número de electrones que un átomo gana o pierde cuando se implica en un enlace covalente pierde cuando se implica en un enlace covalente con otro átomocon otro átomo

La suma de las cargas formales para una La suma de las cargas formales para una estructura de Lewis es siempre igual a la carga estructura de Lewis es siempre igual a la carga total de la especie química. total de la especie química.

Carga formalCarga formal

O 1s2 2s2 2p4

N 1s2 2s2 2p3

C 1s2 2s2 2p2

ResonanciaResonancia

En los casos en que no exista una estructura de Lewis

única que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión.

estructuras resonantesestructuras resonantes

Excepciones a la teoría de LewisExcepciones a la teoría de Lewis

Moléculas tipo NO y NOMoléculas tipo NO y NO22 que tienen un número impar de que tienen un número impar de electrones.electrones.

Moléculas tipo Be ClMoléculas tipo Be Cl22 o  BF o  BF33 con marcado carácter covalente con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.electrones.

Moléculas tipo PClMoléculas tipo PCl55 o SF o SF66 en las que el átomo central puede en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–).

Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

COCO22

HH22OO

NHNH33

IOIO33--

HNOHNO33

SFSF44

COCO22

Nº electrones = 16 Nº electrones = 16 éé = 8 = 8 pares pares

4 e (C) + 6 x 2 e (2 O) 4 e (C) + 6 x 2 e (2 O)

HH22OO Nº electrones = 8 e = 4 Nº electrones = 8 e = 4

parespares

6 e (O) + 2 x 1 e (2 H)6 e (O) + 2 x 1 e (2 H)

==

OCO

H:O:H

NHNH33

Nº electrones = 8 Nº electrones = 8 éé = 4 = 4 parespares

5 5 éé (N) + 3 x 1 (N) + 3 x 1 éé (3 H) (3 H)

I : [ ] I : [ ] 5s5s225p5p5 5 =7=7éé

O : 1sO : 1s22 2s2s22 2p 2p4 4 =6 =6 é é x 3 = 18 x 3 = 18 éé

25 +1 =26é = 13 pares25 +1 =26é = 13 pares

IOIO33--

O

I

O O

··::

..:..

..:..

..

HNOHNO33

H: H: 1s1s1 1 =1=1

N: 1sN: 1s22 2s2s22 2p 2p33 =5 =5 O: 1sO: 1s22 2s2s22 2p 2p44 =6 x 3=18=6 x 3=18 ____________________ 24 24 é =12 paresé =12 pares

H : O NH : O N

O

O.... :

..:

··

··

SFSF44

S: [ ]3sS: [ ]3s22 3p 3p44 = 6 = 6

F: [ ]2sF: [ ]2s22 2p 2p55 = 7 x 4 = 28 = 7 x 4 = 28

3434é = é = 17 pares17 pares

:

Ion sulfito SOIon sulfito SO332-2-

O : 1s2 2s2 2p4 = 6 è x 3 =18

S : [ ] 3s2 3p4 = 6 è

24

2

26 è de valencia

13 pares

PClPCl55

P : [ ] 3s2 3p3

Cl : [ ] 3s2 3p5

è de valencia 5+ 7x5 = 40

pares = 20

ClFClF33

F : [ ] 2s2 2p5

Cl : [ ] 3s2 3p5

Electrones de valencia = 28 è