ENLACE QUÍMICO

1

En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por:

Dra. Paola Gómez-TagleDra. Erika Martin Arrieta

Dr. Laura Ma. Gasque Silva

2

Para entender el enlace químico es importante conocer y

entender las propiedades de las sustancias primero…

3

¿Podemos clasificar a las sustancias?

4

LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS

5

Por estado de agregación

Estado de agregación

sólidos líquidos gases

6

Problemas....

• ¿A qué temperatura?– Temperatura “ambiente” Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC

• ¿A qué presión?– 1-penteno: líquido (excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en

Bogotá, en Toluca, en Guanajuato.... • ¿ En qué tiempo?

– Puré de papas, mermelada, vidrio=mito7

Mejor revisemos de nuevo

8

Sólidos de “alto” punto de fusión

9

Grafito....

Punto de fusión (P. f. ) 4000 °C ...

10

Diamante.....

P. f 4000 °C (Cotton dice que es el mayor conocido)

11

Ca5(PO4)3(OH) P. f. = 1600 °C

Hidroxiapatita 12

Hierro

P. f. = 1528 °C13

Sal común

P. f. = 801 °C14

Alto punto de fusión• Cuando las entidades

que los forman atraen a sus vecinos cercanos de manera fuerte y homogénea, nos encontramos frente a interacciones multidireccionales, donde las uniones se dan en varias direcciones.

• REDES

15

Sólidos de bajo punto de fusión

16

Azufre

P. f. 120 °C17

Sólidos de bajo punto de fusión• Aquí las interacciones se

dan con intensidad, pero sólo entre algunos átomos vecinos y son débiles con los otros. A esto se le llama interacciones de dirección selectiva, ya que sólo en algunas direcciones que se da una interacción fuerte.

• MOLÉCULAS

18

Moléculas

• En las interacciones de dirección selectiva, hay átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos (con lo que se forman moléculas),

• pero la interacción entre moléculas es relativamente débil.

• En este caso, para pasar al estado líquido lo que se requiere es romper las interacciones débiles entre moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.

19

Fósforo

• Blanco, pf = 44°C

• Rojo, pf = 590°C

• Negro pf = 610°C

20

Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión

• Si una sustancia está formada por moléculas será explicable que exista como un gas, como un líquido o como un sólido con temperatura de fusión reducida.

21

En resumen

• Sólidos de alto punto de fusión

• Interacciones multidireccionales:

REDES

• Bajo punto de fusión (sólido, líquidos o gases)

• Interacciones de direccionalidad selectiva.

MOLÉCULAS

22

¿Conductividad?

• En estado sólido• Fundidos• En disolución

23

Conductividad en disolución

24

¿Y la cristalinidad...?

25

¿Y la solubilidad...?

26

Clasificación de las sustancias

m e ta l

h ie rro

re d d e ion es

sa l, h id rox ia pa tita

re d cova len te

d iam an te

d ia m a n te , sa l, h id rox ia pa tita

H ie rro , d iam a n tesa l, h id rox ia pa tita

su s tan c ia m o lecu la r

fe n o l, g lu cosa , a zu fre ,

A zu fre , d iam an te ,H ie rro , fen o l, g lu cosa , sa l, h id rox ia pa tita ,

Sólidos de alto punto de fusiónSólidos de alto punto de fusión

Sólidos de bajo punto de fusiónSólidos de bajo punto de fusión

Conduce* en sólidoConduce* en sólidoNo conducen* en sólidoNo conducen* en sólido

* Conducción de la electricidad* Conducción de la electricidad

Conduce* fundidoConduce* fundido Conduce* fundidoConduce* fundido No conducen* fundidoNo conducen* fundido

No conducen* en disoluciónNo conducen* en disoluciónConduce* en disoluciónConduce* en disolución

27

Redes metálicas

Hierro

Cobre

Zinc

28

Redes covalentes

Diamante

-grafito

-grafito

C-trigonal en ambas estructuras

dC-C= 141.5 pm vs 154 (C-C en moléculas)d entre capas= 335.4 pm

ABCABC

ABAB

dC-C= 154.45 pm vs 141.5 pm en grafito

C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red

29

El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS)

Diamante-Lonsdaleita

Redes covalentes

30

SiO2

-cristobalita

Redes covalentes

31

N

O

H

H

I2Cinamida

Proteína

sólido I2 Br2 Cl2 F2

T. F. ºC 114 -7 -101 - 220

Sólidos moleculares

32

Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos

Otro alótropo de carbono pero forma un SÓLIDO MOLECULAR

C60

Estructura: cúbica centrada en las caras

¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?33

Sólidos moleculares

ENLACE QUÍMICO

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Enlace iónico

• Un enlace iónico es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de aniones y cationes

35

Enlace metálico

• Los metales pueden concebirse como un conjunto de iones positivos que se encuentran ordenadamente colocados dentro de un mar de electrones libres.

36

Enlace covalente

• Cuando se comparten electrones entre un par de dos átomos se forma entre ellos un enlace covalente que da origen a una molécula, en este caso diatómica, como el H2, el CO, el Cl2, el HCl.

(nótese que todos son gases)

37

Enlace covalente polar

• En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con más fuerza a los electrones que el hidrógeno, pero los electrones se comparten entre los dos átomos, no se han cedido de uno a otro como en el caso de un enlace iónico:

Decimos que el cloro es más electronegativo

38

¿y eso....cómo se sabe...?

39

Electronegatividad

• Definición de Pauling:

Es la capacidad de un átomo en un enlace para atraer electrones hacia sí mismo

40

Comportamiento periódico

• Ojo con la “tendencia general”

41

Predicción del tipo de enlace

• = 0 enlace covalente no polar

• ? < < 0 enlace covalente polar

• > ?? enlace iónico

42

CsF = 4.0 – 0.7 = 3.3NaCl = 3.0 – 0.9 = 2.1LiBr = 2.8 –1.0 = 1.8HF = 4.0 –2.1 = 1.9BF3 = 4.0 –2.0 = 2.0

¿Tipo de enlace...?

43

Óxidos

• Na2O = 2.4• CaO = 2.5• FeO = 1.7• Al2O3 = 2.0

• CO2 = 1.0• NO2 = 0.5• SO3 = 1.0

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Ejercicio #6Falso (F) o verdadero (V)

1. Los compuestos covalentes pueden formar sólidos cristalinos.

2. Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente, son covalentes

3. El gas BF3 es iónico porque la diferencia de electronegatividades entre el B y el F es de 2.

4. Todo compuesto iónico se disuelve en agua y conduce la corriente

5. Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico

45

Otra manera de saberlo es…

46

47

48

NaCl

Na2S MgCl2

Na3P AlCl3

Na4Si SiCl4

Na3Al PCl5

Na2Mg SCl6

Na Cl2

Mg Al Si P4 S8 METÁLICO COVALENTE

IÓNICO

Triángulo del enlace

49

50

Enlace covalente vs enlace iónico

51

Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.G. N.

Lewis

52

Enlace

En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).

Ejemplo: El enlace en la molécula de agua

53

Enlace

Ej.: El enlace en la molécula de agua

Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos.

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3

6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo # de valenciae- configuración

54

Estructuras de Lewis

X

Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde

están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento:

vv

vv

55

Estructuras de Lewis

Regla del octeto:Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6

Tipos de pares de electrones:1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos)

· enlaces sencillos· enlaces dobles· enlaces triples

2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

H H O O N N56

Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos.3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.

Ejemplo 1: CH4

C: 1s22s2p2 4e-

H: 1s1 1e- x4= 4e-8e-

1)

2)

C

H

H

HH2)

Ejemplo 2: H2COC: 1s22s2p2 4e-

H: 1s1 1e- x2= 2e-

O: 1s22s2p4 6e-

12e-1)

H

H

C O

3) e- de v. libres: 12-6= 6 H

H

C O

4)H

H

C O 57

Estructuras de Lewis

Ejemplo 3: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-

O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg. (4e-)

32 e-

2)

1)

3)e- de v. libres: 32-8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

Ejemplo 4: SO2

S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12 18 e-

2)

1)

3)e- de v. libres: 18-4= 14

4)

SO O

SO O

58

Estructuras de Lewis

Excepciones a la regla el octeto

Octeto incompleto, átomos de los grupos 2 y 3 (familias IIA y IIIA)

H HBeBe – 2e-

2H – 2x1e-

4e-

BeH2

BF3

B – 3e-

3F – 3x7e-

24e-

F B F

F

3 enlaces simples (3x2) = 69 pares de iones (9x2) = 18

Total = 24

9.959

Excepciones de la regla del octeto

Estructuras con electrones impares

N – 5e-

O – 6e-

11e-

NO N O

El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2, elementos que pertenecen a los periodos 3, 4, 5, 6 ó mayores)

SF6

S – 6e-

6F – 42e-

48e-

S

F

F

F

FF

F

6 enlaces simples (6x2) = 1218 Pares de iones (18x2) = 36

Total = 48

9.960

Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis.

O O O+ -

OOO+-

O C O

O

- -O C O

O

-

-

OCO

O

-

- 9.8

¿Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (CO3

2-)?

61

Carga formal

De las estructuras posibles, aquella cuya carga formal sea menor, es la más razonable.

Carga formal= (# de e- de valencia) – ½(# de e- compartidos) – (# de e- no compartidos)

Ejercicios de estructuras de Lewis, carga formal y estructuras resonantes:

http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/121/js/lewis/

Hacer 10 de las moléculas que se tienen en opciones

http://www.100ciaquimica.net/oq/cuestiones/coq011.htm

63

Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de

valencia (TRPECV) Gillespie R. J. y Nyholm R. S.

AXnEm

A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios

PT=PC+E64

Pares Totales

Disposición PC E Geometría Molécula

Ejemplo

2 LINEAL 2 0 LINEAL AX2 BeCl2,,CO2

3 TRIGONAL 3 0 TRIGONAL AX3 BCl3, NO3-

2 1 ANGULAR AX2E SnCl2,NO2-

4 TETRAÉDRICA 4 0 TETRAÉDRICA AX4 CH4, ClO4-

3 1 PIRAMIDAL AX3E NH3, H3O+

2 2 ANGULAR AX2E2 H2O, ClO2-

5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL

5 0 BIPIRÁMIDE TRIGONAL

AX5 PCl5

4 1 PIRAMIDAL AX4E SF4

3 2 En T AX3E2 ClF3

2 3 LINEAL AX2E3 I3-, XeF2

6 OCTAÉDRICA 6 0 OCTAÉDRICA AX6 SF6, PCl6-

5 1 PIRÁMIDE CUADRADA

AX5E XeOF4

4 2 CUADRADA AX4E2 ICl4-, XeF4

3 3 PIRAMIDAL AX3E3 2 4 LINEAL AX2E4

65

Disposición y geometría de las moléculas

Distorsiones entre ángulos y distancias

Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PCinteracciones entre pares con ángulos 120o no son importantes

O

H H

N

H

H

H

H

C

HH

H

104.5o 107.3o 109.4o

66

Reglas de repulsión entrepares electrónicos

Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es más electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye

O

H H

O

F F

104.5o 103.3O

> N

H

H

HN

FF

F

107.3O 102O

>

Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples, por lo tanto el ángulo en este caso aumenta

S

OF

F

106.8O

92.3O

67

Reglas de repulsión entrepares electrónicos

Cl

ClF3 PT= 5 Disposición de bipirámide trigonal

Geometría??

F Cl

F

F

F Cl

F

FF Cl

F

F

En T Trigonal Piramidal

Tabla de interaccionesRepulsiones En T Trigonal PiramidalPS-PS 0 0 1PS-PC 4 6 3PC-PC 2 0 2

68

Ejercicio #8