ENLACE QUIMICO Enlace inicoEnlace covalenteEstructuras de LewisGeometra molecularPolaridad de las molculasUniones Intermoleculares

ENLACE QUMICOCuando los tomos se unen para formar grupos elctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que estn formando molculas.O2 diatmicaSO2 triatmicaNH3tetraatmica

ELECTRONEGATIVIDADCapacidad que tiene un tomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.

Los valores de E.N. Son tiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre tomos de diferentes elementos.

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

H

2.1

Elemento ms electronegativo

Li

1.0

Be

1.5

B

2.0

C

2.5

N

3.0

O

3.5

F

4.0

Na

0.9

Mg

1.2

Al

1.5

Si

1.8

P

2.1

S

2.5

Cl

3.0

K

0.8

Ca

1.0

Sc

1.3

Ti

1.5

V

1.6

Cr

1.6

Mn

1.5

Fe

1.8

Co

1.8

Ni

1.8

Cu

1.9

Zn

1.6

Ga

1.6

Ge

1.8

As

2.0

Se

2.4

Br

2.8

Rb

0.8

Sr

1.0

Y

1.2

Zr

1.4

Nb

1.6

Mo

1.8

Tc

1.9

Ru

2.2

Rh

2.2

Pd

1.2

Ag

1.9

Cd

1.7

In

1.7

Sn

1.8

Sb

1.9

Te

2.1

I

2.5

Cs

0.7

Ba

0.9

La

1.1

Hf

1.3

Ta

1.5

W

1.7

Re

1.9

Os

2.2

Ir

2.2

Pt

2.2

Au

2.4

Hg

1.9

Tl

1.8

Pb

1.8

Bi

1.9

Po

2.0

At

2.2

Fr

0.7

Ra

0.9

Ac

1.1

Th

1.3

Pa

1.5

U

1.7

Np Lw

1.3

Elemento menos electronegativo

electronegatividaddeterminapuede darse entretomos diferentesEn los cualesLa diferencia de E.N.inicoDiferente de cerocovalente polary el enlace puede sermayor que 1,7Diferencia de E.N.Entre 0 y 1,7El tipo de enlacequeDiferencia de E.N.tomos igualesEn los cualesLa diferencia de E.N.Covalente puro o no polarCeroy el enlace esH2; Cl2; N2ejemplo.

ENLACE INICO Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada in sodio est rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrn que se muestra.

ENLACE INICO

COMPUESTOS INICOS1.Son slidos con punto de fusin altos (por lo general, > 400C)2.Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..3.La mayora es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partculas mviles con carga (iones)5.Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partculas mviles con carga (iones).COMPUESTOS COVALENTES1.Son gases, lquidos o slidos con punto de fusin bajos (por lo general, < 300C)2.Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.3.La mayora es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.4. Los compuestos lquidos o fundidos no conducen la electricidad.Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partculas con carga.

ENLACE COVALENTELas reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos tomos comparten uno o ms pares de electrones.Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reaccin de dos tomos de H para producir una molcula de H2

Enlace covalente H-H

Clasificacin de los Enlaces CovalentesEnlaces covalentes purosEnlaces covalentes polares

Enlaces covalentes puros Cuando dos tomos iguales comparten un par de , se dice que hay una distribucin simtrica de la nube electrnica, el par electrnico es atrado igualmente por ambos ncleos.

Clasificacin del Enlace Covalente

Segn nmero de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

Segn la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: Enlace Covalente Polar Enlace covalente Apolar Rango de Electronegatividad: 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace Polar Diferencia de electronegatividad = 0 Enlace Covalente Apolar

Al enlace ubicado en la regin intermolecular se le designa enlace sigma Enlace sigma

Enlace Covalente Polar Cuando los tomos que forman una molcula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O HEN= 2,1 ClEN=2,9

H. + .Cl: H+ :Cl: - . .. .. .. .

ENLACE COVALENTE COORDINADO Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los tomos. Consiste en la comparticin de un par de electrones, proveniente del mismo tomo. Ejemplo: O H O S O H O

Regla del Octeto

Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrnica de los gases nobles tienen 8 en su capa ms externa a excepcin del He que tiene 2 .

REGLA DEL DUETOAs como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuracin de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto.La regla del dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace inico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.

La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos decidir como colocar los en torno a los tomos enlazados, esto es cuantos de valencia estn involucrado en el enlace( compartidos) y cuales no se involucran en el enlace ( no compartido).

COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS

REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS1.-Sume los electrones de valencia de todos los tomos. Si la especie es un ion: adicione un electrn por cada carga negativa o reste un electrn por cada carga positiva.2.-Determine el nmero de electrones requeridos para suministrar 2 electrones a cada tomo de H individualmente y 8 electrones a cada uno de los dems tomos individualmente. Luego sumelos

3.Electrones de enlace = elec (2) - elec(1)

4.- Calcule el nmero de enlaces como sigue:Nmero de enlaces = (Elect. de enlace/2)

5.- Determine el nmero de electrones no enlazantes o sin compartir:

Numero de elec no enlaz.= Electrones totales(1) - Electrones enlace

CARGA FORMAL La carga formal es un medio para contabilizar los electrones de valencia. Para determinar la carga formal en cualquier tomo de una molcula o ion, se asigna electrones al tomo en la forma siguiente: Determinar electrones enlazantes, se dividen por igual entre los tomos que forman los enlaces. Determinar los electrones no enlazantes y asignarlos al tomo al cual pertenecen.

Determinar la carga formal :

CARGA FORMAL = NUMERO DE ELECTRONES DE VALENCIA - ( 1/2 NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES + NUMERO DE ELECTRONES NO ENLAZANTES).

ENLACES DESLOCALIZADOS

Se llama enlace deslocalizado, al tipo de enlace en el cual un par de electrones enlazantes se dispersa sobre varios tomos en lugar de estar localizado entre dos. Una forma sencilla de Lewis no puede describir en forma apropiada el enlace deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza una descripcin de resonancia.

ESTRUCTURAS RESONANTES Se describe la estructura electrnica de una molcula que tiene enlace deslocalizado, escribiendo todas las frmulas de Lewis posibles, esto se llaman frmulas de resonancia.

Una regla que debe seguirse al escribir las formas de resonancia es que el orden de los ncleos debe ser el mismo en todas ellas, es decir los tomos deben estar unidos en el mismo orden. Ejemplo: NO3-

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos: Molculas con nmero impar de electrones Molculas en las que un tomo tiene menos de un octeto. Molculas en las que un tomo tiene ms de un octeto.

Clasificacin de orbitales hbridos: Orbitales hibridos sp Orbitales hibridos sp2 Orbitales hbridos sp3 Orbitales hbridos dsp3 Orbitales hbridos d2sp3

Orbital Hbrido sp Esta hibridacin ocurre cuando se mezcla el orbital s y uno de los orbitales p, para generar dos nuevos orbitales: Ejemplo BeF2 2s 2s 2px Finalmente quedan los orbitales as: 1s sp 2p

ORBITAL HBRIDO sp2 Siempre que se mezcla cierto nmero de orbitales atmicos se obtiene el mismo nmero de orbitales hbridos. Cada uno de stos es equivalente a los dems pero apuntan en direccin distinta. Cuando se mezclan un orbital s con dos orbitales p, se forman 3 orbitales hbridos sp2 (ese pe dos). 2s 2p 2s 2p sp2 2ppromoverhbridar

ORBITAL HBRIDO sp3Cuando se mezcla un orbital s con tres orbitales p,de la misma subcapa se forman 4 orbitales hbridos sp3 (ese pe tres).

2s 2p 2s 2p sp3promoverhbridar

HIBRIDACION CON ORBITALES dLa mezcla de orbitales s, p y d, puede dar origen a distintos tipos de orbitales hibridados, tales como: 1orbital s, 3 orbitales py 1 orbital d, da origen a: 5 orbitales sp3d 1orbital s,3 orbitales p y 2 orbitales d, da origen a 6 orbitales sp3d2, dirigidos hacia los vrtices de un octaedro.

Esta hibridacin es caracterstica de la capa de valencia expandida. EJEMPLOS:

3s 3p 3dpromover3s 3p 3d sp3d 3d

NUMERO IMPAR DE ELECTRONESEn casi todas las molculas el N total de electrones de valencia es par, por lo tanto existe un apareamiento completo de los electrones.Sin embargo existen molculas tales como:NO; ClO2; NO2 , las cuales tienen nmero impar total de electrones de valencia, obviamente es imposible aparear totalmente estos electrones para alcanzar el octeto, alrededor de cada tomo.Estas especies son muy reactivas y de corta vida.

MENOS DE UN OCTETO

Esta segunda excepcin se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un tomo, esto suele darse en compuestos de Boro y Berilio, ejemplo BF3. F F B ==== B F F F F

GEOMETRIA MOLECULAR La geometra molecular de una molcula es la disposicin de los tomos en el espacio.El tamao,y la forma (geometra) de una molcula permiten predecir la polaridad de la molcula y por lo tanto sus propiedades fsicas y qumicas. La forma global de una molcula est determinada por sus ngulos de enlace, que son los ngulos formados por las lneas que unen los ncleos de los tomos de la molcula.

PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR La disposicin gemtrica de los tomos en molculas y iones puede predecirse por medio de la teora de repulsin del par electrnico del nivel de valencia (RPENV). Los pasos para predecir geometras moleculares con el modelo RPENV son:1.-Dibujar la estructura de Lewis2.-Contar el nmero total de pares de electrones que rodean al tomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen

Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones totales se determinan as:Electrones= N de elec de valencia + ms los electrones que aporta cada tomo + el ajuste para la carga del in( si es que lo hay) Se debe entonces determinar: TOTAL ENLACE LIBRES (NO- ENL)TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2) NOTA: Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante o un enlace.

TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARESTotal Enlac Libres Estruct. Ejemp.2 2 0 Lineal HgCl23 3 0 Trian.Plana BF3 3 2 1 Angular SnCl2 4 4 0 Tetrahe. CH4 4 3 1 Trigo.Piramid NH3 4 2 2 Angular H2O 5 5 0 Trigo.Bipiram PCl5 5 4 1 Tetraed.Irreg TeCl4 5 3 2 Forma de T ClF3

5 2 3 Lineal ICl2

6 6 0 Octaedrica SF6

6 5 1 Cuadrada IF5 Piramidal

6 4 2 Cuadrada BrF4- Plana

POLARIDAD DE LAS MOLECULAS La geometra de una molcula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distribucin de las densidades de cargas en las molculas. Un extremo de una molcula polar tiene una densidad de carga negativa y el otro una positiva. Las molculas no polares carecen de tal polaridad. H--- F

El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace. El momento dipolar se mide en debyes (D). COMP LONG.ENL. DIF. ELEC. (A) (D) H-F 0.92 1.9 1.82 H-Cl 1.27 0.9 1.08 H-Br 1.41 0.7 0.82 H-I 1.61 0.4 0.44

POLARIDAD MOLECULAS POLIATOMICAS La polaridad de una molcula que contiene ms de dos tomos depende tanto de la polaridad de los enlaces como de la geometra de la molcula. Los dipolos de enlaces y los momentos dipolares son cantidades vectoriales, es decir tienen magnitud y direccin. El momento dipolar global de una molcula poliatmica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar tanto:

MolculaEstructuraMomento dipolar

Hidrgeno

H - H

0

Cloro

Cl - Cl

0

Cloruro de hidrgeno

H - Cl

1.08

Bromuro de hidrgeno

H - Br

0.82

Monxido de carbono

C ( O

0.11

Dixido de carbono

O ( C ( O

0

Agua

O

H H

1.85

Estructura Momento Dipolar

Sulfuro de hidrgeno

S

H H

0.97

Cianuro de hidrgeno

H C ( N

2.98

Amoniaco

N

H H

H

1.47

Trifluoruro de boro

F

B

F F

0

FORMULA

GEOMETRIA MOLECULAR

MOMENTO DIPOLAR

AX

Lineal

Puede no ser cero

AX2

Lineal

Cero

Angular

Puede no ser cero

AX3

Trigonal plana

Cero

Pirmide trigonal

Puede no ser cero

Forma de T

Puede no ser cero

FORMULA

GEOMETRIA MOLECULAR

MOMENTO DIPOLAR

AX4

Tetraedrica

Cero

Plana cuadrada

Cero

Tetraedrica distorsionada

Puede no ser cero

AX5

Bipirmide trigonal

Cero

Pirmide cuadrada

Puede no ser cero

AX6

Octaedrica

Cero

las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace.Ejemplo: CO y H O Molculas Polares: AB con (B tomos iguales):Lineal A---B BPlana trigonal A AB B BTetradrica B A B B

POLARIDAD DE LAS MOLCULASA PARTIR DE LA GEOMETRA MOLECULAR

MOLCULAS POLARES Y NO POLARESH2 El centro de carga positiva coincide con el centro de carga negativa.

HClLos centros de carga positiva y negativa no coinciden. Ambos estn localizados en el eje de enlace, pero el centro de carga negativa est ms cercano del cloro. Esta molcula es polar o dipolo.

DIPOLOSLos dipolos se pueden distinguir experimentalmente de las molculas no polares por su comportamiento en un campo elctrico: cuando las molculas polares se colocan entre un par de placas cargadas elctricamente, tienden a rotar para alinearse con el campo.

++++++------DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICODipolos antes de aplicar el voltaje a travs de placasDipolos despus de aplicar el voltaje a travs de placas

MolculaEstructuraMomento dipolar

Hidrgeno

H - H

0

Cloro

Cl - Cl

0

Cloruro de hidrgeno

H - Cl

1.08

Bromuro de hidrgeno

H - Br

0.82

Monxido de carbono

C ( O

0.11

Dixido de carbono

O ( C ( O

0

Agua

O

H H

1.85

MolculaEstructuraMomento dipolar

Sulfuro de hidrgeno

S

H H

0.97

Cianuro de hidrgeno

H C ( N

2.98

Amoniaco

N

H H

H

1.47

Trifluoruro de boro

F

B

F F

0

FORMULA

GEOMETRIA MOLECULAR

MOMENTO DIPOLAR

AX

Lineal

Puede no ser cero

AX2

Lineal

Cero

Angular

Puede no ser cero

AX3

Trigonal plana

Cero

Pirmide trigonal

Puede no ser cero

Forma de T

Puede no ser cero

FORMULA

GEOMETRIA MOLECULAR

MOMENTO DIPOLAR

AX4

Tetraedrica

Cero

Plana cuadrada

Cero

Tetraedrica distorsionada

Puede no ser cero

AX5

Bipirmide trigonal

Cero

Pirmide cuadrada

Puede no ser cero

AX6

Octaedrica

Cero

ENLACE METALICOLos tomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metlico. Los tomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos

ENLACE METALICOLas condiciones que un tomo debe tener para formar un enlace metlico son:

1.Baja energa de ionizacin, lo que significa facilidad para ceder electrones.

2.Orbitales de valencia vacos, para que los electrones circulen con facilidad

ENLACE METALICOLos electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energticos principales:

1.Banda de valencia (de menor energa), desde la cul, al recibir la energa necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior..

ENLACE METALICO2.La banda de conduccin.

En este modelo, la red metlica est formada por iones positivos fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a ningn tomo y son los responsables de la conduccin elctrica y calrica.

ATRACCIONES MOLECULARESSe refieren a las interacciones entre partculas individuales (tomos, molculas o iones) constituyentes de una sustancia.Estas fuerzas son bastante dbiles en relacin a las fuerzas interatmicas, vale decir enlaces covalentes y inicos que puede presentar el compuesto.

UNIONES INTERMOLECULARESINTERACCION DIPOLO - DIPOLOPUENTES DE HIDRGENOFUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

H2OH2+O2H=920 KJ H2O (l) H2O (g) H=40.7 KJ

INTERACCIONES DEL TIPO ION - IONLa energa de atraccin entre dos iones con cargas opuestas es directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separacin.

Ley de Coulomb

E = -k Z Li+ . Z F- r

INTERACCIONES DEL TIPO ION - IONA temperaturas suficientemente altas los slidos inicos se funden, a medida que la cantidad de energa que se les entrega es capaz de vencer la energa asociada a la atraccin de iones con cargas opuestas.

El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas de los iones aumentan

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLOLas molculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atraccin de la carga positiva: + del tomo de una molcula con respecto a la carga - del tomo de la otra molcula. Las fuerzas dipolo - dipolo , slo son efectivas a distancias muy cortas.

INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLOSe presentan entre molculas de compuestos polares, debido a la atraccin que ejerce el polo positivo de una molcula frente al polo negativo de la otra, y viceversa.

Estas atracciones varan con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusin y de ebullicin de las sustancias

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLOLa energa de interaccin promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.

Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son ms voltiles (tienen puntos de ebullicin menores) que los compuestos inicos.

INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO+-+ -I ---- Cl . . . . I ---- Cl

+-+ -Br ---- F . . . . Br ---- F

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDONSe presentan en todo tipo de molculas en fase condensada, pero son demasiado dbiles y, por tanto actan especialmente en bajas temperaturas

En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefaccin.

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDONEstas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrnicas de las molculas de formar dipolos inducidos momentneos.

Como la nube electrnica es mvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeos dipolos que son atrados o repelidos por los pequeos dipolos de las molculas vecinas.

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDONLas fuerzas de London hacen referencia a molculas no polares, cmo:

CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3

Tambin se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las molculas estn muy cerca unas de otras.

EL ENLACE DE HIDROGENOSe ha encontrado que en varios compuestos , el hidrgeno se encuentra entre dos tomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.Los puentes de hidrgeno son comunes cuando ste se enlaza con tomos de alta electronegatividad, fluor, oxgeno y nitrgeno.

EL ENLACE DE HIDROGENO

F- . . . . H+ F-

H+ F- . . . . H+ nPuentes de hidrgeno

EL ENLACE DE HIDROGENOhieloagua