1Química 2º Bachillerato
Contenidos
2
1.- Enlace covalente.
1.1. Teoría de Lewis .
1.1.1. Covalencia.
1.1.2. Enlace covalente coordinado o dativo.
1.1.3. Excepciones a la regla del octeto.
1.1.4. Formas resonantes.
1.1.5. Carga formal.
1.2. Fuerza de los enlaces covalentes.
1.3. Fuerza y longitud de enlace.
1.4. Electronegatividad y polaridad de los enlaces.
1.5. Geometría molecular (Modelo RPECV).
3
1.6. Polaridad de las moléculas.
1.7. Teorías de enlace químico.
1.8. Teoría de enlace de valencia.
1.9. Orbitales híbridos.
1.9.1. Orbitales híbridos sp.
1.9.2. Orbitales híbridos sp2.
1.9.3. Orbitales híbridos sp3.
1.10. Teoría de Orbitales Moleculares.
1.11. Fuerzas Intermoleculares.
1.11.1. Fuerzas de Van der Waals.
1.11.2. Enlaces de hidrógeno.
1.12. Sustancias covalentes.
1. Enlace covalente
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El ENLACE COVALENTE se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos). El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia.
El enlace en la molécula de agua
Los átomos pueden compartir:•Un par de electrones: enlace sencillo.
(H2O)•Dos pares de electrones: doble enlace.
( )•Tres pares de electrones: triple enlace ( )
1.1. Teoría de Lewis
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Gilbert Newton Lewis(1875 - 1946)
Entre 1916 y 1919, G. N. Lewis, Irving Langmuir y Walther Kossel propusieron que los elementos se combinan para dar compuestos tratando de alcanzar la configuración electrónica de los gases (regla del octeto).
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico.La transferencia de electrones conduce a los enlaces iónicos.Cuando se comparten uno o más pares de electrones se forma un enlace covalente.Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto.
e- de valencia
He 2
Ne 8
Ar 8
Kr 8
Xe 8
Rn 8
6
Símbolos de Símbolos de LewisLewisSímbolos de Símbolos de LewisLewis
Ideados por Lewis para aplicar su teoría.Un símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de valencia o electrones más externos.
Una estructura de Lewisestructura de Lewis es la combinación de símbolos de Lewis que representan la transferencia (enlace iónico) o compartición (enlace covalente) de electrones en el enlace químico. Ejemplos:
ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente.
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Determinar el número total de electrones de valencia de la estructura.Identificar el átomo o átomos centrales. Suele ser el átomo de electronegatividad menor. El hidrógeno nunca es un átomo central.Escribir el esqueleto de la estructura y unir los átomos mediante enlaces covalentes simples.Por cada enlace simple, descontar dos electrones de valencia.Con los electrones de valencia restantes, completar los octetos de los átomos terminales.Colocar los electrones sobrantes en el átomo central.Si a algún átomo central le falla un octeto, formar enlaces covalentes múltiples transformando electrones de pares solitarios de los átomos terminales en electrones de pares enlazantes.
EJEMPLOS CH4
•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s2 : 4 e-H: 1s1: 1 e- x 4 = 4 e-
•El átomo central es el C.
8 e-Pares de e- de enlace
8
SO2
•El número de electrones de valencia es: S: 1s2 2s22p63s23p6 : 6 e-O: 1s2 2s22p4: 6e- x 2 =12e-
•El átomo central es el S.
18 e-
e- valencia libres= 18-4
= 14
EJEMPLOS H2CO
•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e-O: 1s2 2s22p4 : 6 e-H: 1s1: 1e- x 2 =2e-
•El átomo central es el C.
12 e-
e- valencia libres= 12-
6=6
Pares de e- de enlace
Pares de e- no enlazantes (solitarios)
9
HCN
•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e-N: 1s2 2s22p3 : 5 e-H: 1s1: 1e-
•El átomo central es el C.
10 e-
SiO44-
•El número de electrones de valencia es: Si: 1s2 2s22p63s23p2 : 4 e-O: 1s2 2s22p4: 6e- x 4 =24e-+ 4 cargas negativas
•El átomo central es el Si.
32 e-
e- valencia libres= = 32-8
= 24
e- valencia libres= 10-
4=6
EJEMPLOS
10
COVALENCIA
COVALENCIA
La COVALENCIA es el número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto covalente.
Covalencia del flúor: F (Z=9) : 1s22s22p5
Covalencia: 1
Covalencia del cloro: Cl (Z=17) : 1s22s22p63s23p5
2s 2p
Covalencia: 1
3s 3p 3d
Covalencia: 3
Covalencia: 5Covalencia: 5
EJEMPLOS
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Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra posibilidad de covalencia, aquella en la cual los dos electrones que comparten son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace se llama enlace covalente coordinado o dativo.Para que se forme un enlace covalente dativo es necesario que exista un átomo con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo que puede aceptar un par de electrones (especie aceptora).
Se representa con una flecha que va desde el par de electrones del donante hasta el aceptor.
Ión hidronio
Ión amonio
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EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto:
a) Moléculas con un número impar de electrones.
NO: 5 + 6 = 11 e- valencia
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Octetos incompletos: moléculas en las cuales el átomo central tiene menos de un octete.
BF3: 3 + 7x3 = 24 e- valencia
Otros ejemplos: BeH2
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c) Octeto expandido: moléculas en las cuales el átomo central tiene más de un octete.
PCl5: 5 + 7x5 = 40 e- valencia
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2, SF6
XeF4: 8 + 7x4 = 36 e- valencia
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d, …) donde se alojan los pares de electrones “extras”.
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FORMAS RESONANTES
FORMAS RESONANTES
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.Experimentalmente, el ozono, O3, tiene dos enlaces idénticos,
mientras que en la estructura de Lewis aparece uno doble (más corto) y uno sencillo (más largo).
1.48 Å1.21 Å
EJEMPL
O
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Para resolver esta discrepancia se escriben las dos posibles estructuras de Lewis para representar a la molécula de ozono:
FORMAS RESONANTES
FORMAS RESONANTES
Ninguna de ellas proporciona una imagen exacta de lo que ocurre; se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas: la especie en cuestión es un híbrido de resonancia de todas las formas alternativas.
Estructuras resonantes
Híbrido de
resonancia
El par de electrones de enlace no está asignado a ningún átomo en concreto, sino que son compartidos por toda la molécula (enlaces deslocalizados).
Las estructuras resonantes sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
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FORMAS RESONANTES
FORMAS RESONANTES
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4
2-, NO2 y benceno
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CARGA FORMALCARGA FORMAL
La CARGA FORMAL de un átomo en una estructura de Lewis es la diferencia entre el número de electrones de valencia de un átomo y el número de electrones asignado en la estructura de Lewis (los electrones no compartidos y la mitad de los electrones compartidos)
A veces, aun existiendo varias estructuras posibles para una molécula, algunas tienen más peso que otras.Las cargas formales permiten estimar cuál o cuáles serán predominantes.
Ejemplo: Para la molécula de CO2, las estructuras posibles son:
Las estructuras que tienen mayor peso son aquellas que implicas menores cargas formales (más próximo a cero). En el caso anterior la estructura 1 da cargas formales nulas, por lo que esa será fuertemente dominante.
1.2. Fuerza de los enlaces covalentes
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La fuerza del enlace covalente entre dos átomos se determina por la energía que se requiere para romper esa unión.
La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN o ENERGÍA DE ENLACE es la energía que se requiere para romper un enlace dado en un mol de sustancia gaseosa. Moléculas diatómicas:
La energía de disociación del enlace entre átomos de H en la molécula de H2 es la energía requerida para disociar un mol de H2 en átomos de H:
H-H (g) 2 H (g) ; ΔHD= E(H-H) = 436 kJ/mol Moléculas poliatómicas:Para enlaces que se presentan en moléculas poliatómicas debemos realizar el promedio de las energías de enlace.
(g) C (g) + 4H (g) ΔH = 1160 kJ; kJ/mol 415=4
1660 =H)-E(C=ΔHD
La E de enlace para un conjunto dado de átomos, por ejemplo C-H, depende del resto de la molécula. Sin embargo, la variación de una molécula a otra generalmente es muy pequeña (Epromedio(C-H) = 413kJ/mol).
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La energía de enlace es una cantidad positiva (>0): se requiere energía para romper enlaces químicos.
Cuando se forma un enlace entre dos átomos se desprende energía (<0)
Cuanto mayor sea la energía de un enlace, más fuerte será la unión.
(*) Excepto en el CO2 donde es de 799 kJ/mol. (Química. K.W.Whitten, Raymond E.Davis)
1.3. Fuerza y longitud de enlace
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Al igual que definimos E promedio de enlace, también podemos definir la longitud de enlace promedio:
A medida que aumenta el número de enlaces entre átomos de C, aumenta la energía de enlace y disminuye la longitud del mismo, es decir, los átomos de C están unidos más fuertemente y estrechamente.
En general, a medida que se incrementa el número de uniones entre dos átomos, los enlaces se hacen más cortos y más fuertes.
1.4. Electronegatividad y polaridad de los enlaces.
21
Linus Pauling definió cualitativamente la electronegatividad como “la capacidad de un átomo en una molécula para atraer los electrones hacia sí mismo.”
ESCALA DE PAULING
22
Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad para medir la polaridad del enlace:
χ(Cl) =3,0Δχ = 0
χ(Cl)=3,0; χ(H)=2,1 Δχ = 0,9
χ(Cl)=3,0; χ(Na)=0,9 Δχ = 2,1
ENLACE ENLACE COVALENTECOVALENTE POLARPOLAR: uno de los átomos ejerce mayor : uno de los átomos ejerce mayor
atracción por los eatracción por los e-- de enlace que el otro: de enlace que el otro: distribución asimétrica.distribución asimétrica.
NO POLARNO POLAR: Los electrones se comparten por : Los electrones se comparten por igual: distribución simétrica de electrones.igual: distribución simétrica de electrones.
Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer los electrones de enlace (Δχ) es muy grande: ENLACE IÓNICO.
El concepto de polaridad de enlace es útil para describir en qué grado se comparten los electrones de enlace:
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¿Cómo se mide la polaridad de un enlace?
MOMENTO DIPOLAR:
μ DirecciónDirección: línea que une los dos
núcleos.SentidoSentido: hacia el átomo más electronegativo.MóduloMódulo: μ=q·d0 (q: δq, d0:longitud de enlace).
Unidad S.I.:
Debye (D)
1D = 3,33·10-
30C·m
Aumenta la polaridad del
enlace
μ
H F
1.5. Geometría molecular (RPECV)
24
El tamaño y la forma de las moléculas, junto con la energía y la polaridad de sus enlaces, determinan gran parte de sus propiedades físicas y químicas.ESTRUCTURAS DE LEWIS:ESTRUCTURAS DE LEWIS:
Representaciones bidimensionales: muestran el número y tipo de enlaces.No indican la forma de la
molécula.GEOMETRÍA MOLECULAR = FORMA MOLECULAR
La FORMA DE LA MOLÉCULA queda determinada por los ÁNGULOS DE ENLACE: ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos que lo forman.
Los ángulos de enlace y la longitud de enlace definen el tamaño y la forma de la molécula.
TETRAEDRO
25
CCl4: fórmula general AB4
¡¡¡NO TODAS LAS MOLÉCULAS AB4
TIENEN FORMA TETRAÉDRICA!!!
Para predecir la geometría de una molécula ABn utilizaremos el MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV). DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV).
Este modelo supone que el mejor acomodo de un número dado de pares de electrones en torno a un átomo es el que minimiza las repulsiones entre ellos.
Cl
ClCl
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Número de pares electrónicos
Arreglo de los pares electrónicos
Geometría de los pares electrónicos
Ángulos de enlace que se predicen
2 Lineal 180⁰
3 Trigonal plana 120⁰
4 Tetraédrica 109,5⁰
5Trigonal
bipiramidal
120⁰90⁰
6Octaédrica
90⁰GEO
METR
ÍAS D
E L
OS P
AR
ES D
E
ELEC
TR
ON
ES C
OM
O F
UN
CIÓ
N D
EL
NÚ
MER
O D
E P
AR
ES
ELEC
TR
ÓN
ICO
S.
27
REGLAS PARA PREDECIR LA GEOMETRÍA
Se escribe la estructura de Lewis de la molécula o ión.
Determinar el número total de pares electrónicos (enlazantes y no enlazantes) que rodean al átomo central
(tratar dobles y triples enlaces como si fueran simples).
Determinar la geometría de los pares electrónicos.
Determinar la geometría molecular basándote en las posiciones de los átomos enlazados.
28
Nº pares electróni
cos
Geometría de los pares electrónicos
Pares enlazant
es
Pares no enlazant
es
Geometría molecular
Ejemplo
2 2 0
3 3 0
2 1
GEOMETRÍA DE LOS PARES ELECTRÓNICOS Y FORMAS MOLECULARES PARA MOLÉCULAS CON DOS, TRES Y CUATRO PARES DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN
ÁTOMO CENTRAL.
29
GEOMETRÍA DE LOS PARES ELECTRÓNICOS Y FORMAS MOLECULARES PARA MOLÉCULAS CON DOS, TRES Y CUATRO PARES DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN
ÁTOMO CENTRAL.
Nº pares electróni
cos
Geometría de los pares electrónicos
Pares enlazant
es
Pares no enlazant
es
Geometría molecular
Ejemplo
4 4 0
3 1
2 2
30
HCN1.
2. Dos pares electrones (enlazantes)
3. Geometría pares electrones:
4. Geometría molecular:Lineal
LINEALH NC
H2CO
1.
2. Tres pares electrones (enlazantes)
3. Geometría pares electrones:
4. Geometría molecular:
TRIGONAL PLANA
C
H
H
O
Trigonal plana
EJEMPLOS
31
O3
1.
2. Tres pares electrones (dos enlazantes y uno no enlazante)
3. Geometría pares electrones:
Trigonal plana
ANGULAR
4. Geometría molecular:
SnCl-3
2. Cuatro pares electrones (tres enlazantes y uno no enlazante)
3. Geometría pares electrones:
1.
4. Geometría molecular:
Tetraédrica
PIRAMIDAL TRIGONAL
EJEMPLOS
32
EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS ÁNGULOS DE ENLACE
Podemos refinar el modelo de RPECV para predecir ligeras distorsiones que presentan las moléculas respecto a las geometrías ideales.Por ejemplo, el CH4, NH3 y H2O:Las tres moléculas tienen geometría de los pares de electrones tetraédrica, pero difieren en sus ángulos de enlace:
Un par de electrones no enlazante ejerce fuerzas repulsivas mayores sobre los pares de electrones adyacentes y tienden a comprimir los ángulos entre los pares de electrones.
Tetraédrica
AngularTrigonal piramidal
1.6. Polaridad de las moléculas
33
La distribución de carga en una molécula está determinada por su forma y su polaridad.
Molécula polarMolécula polar: distribución asimétrica de carga.
Molécula apolarMolécula apolar: distribución simétrica de carga.
Molécula diatómica polar
MOLÉCULAS DIATÓMICAS (1 solo enlace)
POLARESPOLARES: H-F (ENLACE POLAR MOLÉCULA POLAR)
MOLÉCULA NO POLARMOLÉCULA NO POLAR: F-F (ENLACE NO POLAR MOLÉCULA NO POLAR)
0≠μ
0=μ
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MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)
La polaridad de las moléculas que contienen más de dos átomos depende tanto de las polaridades de los enlaces como de su forma.Para cada enlace podemos considerar un dipolo de enlace (el μ debido a ese enlace).
¿Cuál es el momento dipolar de la molécula? El resultado de la suma vectorial de los μ de todos los enlaces.
CO2
Momento dipolar de
enlace
Cada enlace C-O es polar.Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos enlaces:
0μ -OC ≠
0=μ TOTAL
H2
O
Momento dipolar de
enlace
Cada enlace H-O es polar.Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos enlaces: 0μ TOTAL ≠
MOLÉCULA POLAR
MOLÉCULA NO POLAR
(μ=1,85D)
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MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)
BF3 0=μ TOTAL
MOLÉCULA NO POLAR
NH3
0μ TOTAL ≠
MOLÉCULA POLAR
CCl4
0=μ TOTAL
MOLÉCULA NO POLAR
CH3
Cl0≠μ TOTAL
MOLÉCULA POLAR
1.7. Teorías de enlace químico
36
Modelo RPECV: VentajaVentaja: Proporciona medio sencillo para predecir la forma de
las moléculas. InconvenienteInconveniente: No explica los enlaces entre átomos.
Desarrollo teoría enlace Desarrollo teoría enlace covalente covalente
TEORÍA DE ENLACE DE TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIAVALENCIA
TEORÍA DE ORBITALES TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARESMOLECULARES
Mecánica cuántica
Métodos aproximados
Idea de deslocalización de e-
La ecuación de Schrödinger sólo es exacta para sistemas con un e-
1s1s
37
TEORÍA LEWISEnlace covalente: los átomos
comparten e- (situados entre los núcleos)
Concepto OBITAL ATÓMICO (OA)
TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIAPropuesta en 1927 por W. Heitler
y F. London El enlace covalente se forma por el solapamiento de un OA de valencia de un átomo con el de otro átomo.
El solapamiento de orbitales permite que los dos electrones de un enlace compartan un espacio común entre los dos núcleos.
Región de solapamien
to
Siempre hay una distancia óptima entre los dos núcleos enlazados.
d(H-H)=0,74ÅE(H-H) = 436kJ/mol
1.8.Teoria de enlace de valencia
38
TIPOS DE ENLACESTIPOS DE ENLACES
ENLACE σ (sigma): SOLAPAMIENTO FRONTAL DE LOS OOAA. La densidad electrónica se concentra en el eje internuclear.
Solapamiento OA s + OA s:
Solapamiento OA p + OA p:
ENLACE σENLACE π
Solapamiento OA s + OA p: (cuando apuntan uno hacia el otro)
EJEMPLOS
Un enlace simple: un enlace σ
39
TIPOS DE ENLACESTIPOS DE ENLACES
ENLACE π (pi): SOLAPAMIENTO LATERAL DE LOS OOAA. La densidad electrónica se concentra por encima y por debajo del eje internuclear (no hay posibilidad de encontrar los e- de un enlace π sobre ese eje).
Superposición OA p + OA p (orientados perpendicularmente al eje internuclear):
np
np
Un enlace doble: un enlace σ y un enlace π (O=O) Un enlace triple: un enlace σ y dos
enlaces π (NΞN)
Consta de más de un lóbulo.
Participan orbitales p y d.
40
Molécula de O2 (O=O)
O (Z=8) : 1s22s22p4
2s 2p
Molécula de N2 (NΞN)
N (Z=7) : 1s22s22p3
2s 2p
Cuanto mayor es el solapamiento, más fuerte es el enlace. Un enlace σ (solapamiento frontal) es más fuerte que un enlace π (solapamiento lateral.
1.9. Orbitales híbridos
41
Al aplicar la TEV a las moléculas poliatómicas tenemos que explicar tanto la formación de enlaces como las geometrías de las moléculas. A veces, la TEV falla.En 1931, Linus Pauling propone la Teoría de hibridación de OOAA, para explicar la formación de enlaces covalentes en moléculas poliatómicas, de acuerdo con la TEV.
Se forman por combinación de OOAA del átomo central.El nº de orbitales que se forma es siempre igual al nº de OOAA que se combinan.
Grupo de orbitales equivalentes (igual tamaño, forma y energía). Difieren sólo en su orientación en el espacio.Solapan eficientemente con los OOAA de los átomos que lo rodean para formar enlaces (forman sólo enlaces σ)
ORBITALES HÍBRIDOSORBITALES HÍBRIDOS
n Orbitales atómicos n Orbitales híbridos
Los orbitales híbridos son orbitales atómicos!!
42
HIBRIDACIÓN spHIBRIDACIÓN sp Fluoruro de berilio (BeF2)
Diagrama orbital del Be (Z=4): 1s22s2 (estado fundamental) 2s 2pPromoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación)
2s 2pCombinación de orbital 2s más orbital 2p (hibridación)
sp 2p
1s
1s
1sFORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS
ORBITALES HÍBRIDOS sp
1 orbital s
1 orbital p
hibridación
2 orbitales híbridos sp
Orbitales híbridos sp
juntos (sólo se ven los lóbulos
grandes)
180°
43
Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces Be-F en el BeF2
Lóbulo grande del orbital híbrido sp
Región de translape
orbital 2p de F
orbital 2p de F
El desprendimiento de energía debido a la formación de enlaces compensa la energía gastada en la excitación.
Puesto que los orbitales sp son equilivalentes pero apuntan en direcciones opuestas, el BeF2 tiene dos enlaces idénticos y una geometría lineal.
σ σ
44
HIBRIDACIÓN sp2
HIBRIDACIÓN sp2
Trifluoruro de boro (BF3)
Diagrama orbital del B (Z=5): 1s22s22p1 (estado fundamental)
2s 2p
Promoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación) 2s 2pCombinación de orbital 2s más 2 orbitales 2p (hibridación)
sp2 2p
1s
1s
1sFORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS
ORBITALES HÍBRIDOS sp2
hibridación
Orbitales híbridos sp2
juntos (sólo se ven los lóbulos
grandes)
1 orbital s
2 orbital p
3 orbitales híbridos sp2
45
Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces B-F en el BeF3
Región de translape
orbital 2p de F
orbital 2p de F
Los orbitales híbridos sp2 del boro solapan con los orbitales 2p del flúor. Puesto que todos los orbitales sp2 son equilivalentes, el BF3 tiene tres enlaces idénticos y una geometría trigonal plana. Todos los ángulos FBF son de 120°
Lóbulo grande del orbital híbrido sp2
orbital 2p de F
σ
σ
σ
46
HIBRIDACIÓN sp3HIBRIDACIÓN sp3
FORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS ORBITALES HÍBRIDOS sp3
Orbitales híbridos sp3 juntos (lóbulos
grandes)
47
HIBRIDACIÓN sp3HIBRIDACIÓN sp3 Metano (CH4)
Diagrama orbital del C (Z=6): 1s22s22p2 (estado fundamental)
2s 2p
Promoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación) 2s 2pCombinación de orbital 2s más 3orbitales 2p (hibridación)
sp3
1s
1s
1s
Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces C-H en el CH4
σ
σ
σ
σ
48
Conjunto de OOAA
Conjunto de orbitales híbridos
Geometría de orbitales híbridos Ejemplos
s, p Dos sp Lineal BeCl2, HgCl2
s, p, p Tres sp2 Trigonal plana BF3, SO3
s, p, p, p Cuatro sp3 TetraédricaCH4, NH3, H2O,
NH4+
s, p, p, p, d Cinco sp3d Bipiramidal trigonal PF5, SF4, BrF3
s, p, p, p, d, d Seis sp3d2 Octaédrica SF6, ClF5, XeF4
49
REGLAS PARA PREDECIR LOS ORBITALES HÍBRIDOS EMPLEADOS POR UN ÁTOMO AL ENLAZARSE
Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ión.
Determinar la geometría de dominios de electrones empleando el modelo RPECV
Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de electrones (que corresponden a esa
geometría)
Estructura Lewis
Geometría pares e-
(tetraédrica)
Orbitales híbridos sp3
50
2s 2p 2s 2p sp3
C (Z=6):
promoción
hibridación
Cada átomo de carbono necesita 4 orbitales híbridos: hibridación sp3
ETANO C2H6
4 orbitales sp3 4 orbitales sp36 orbitales 1s
σ
π
51
2s 2p 2s 2p sp2 2pC (Z=6):
promoción
hibridación
Dos lóbulos de un enlace π
Cada átomo de carbono necesita 3 orbitales híbridos: hibridación sp2
ETENO C2H4
ENLACES MÚLTIPLES
52
2s 2p 2s 2p sp 2pC (Z=6):
promoción
hibridación
Cada átomo de carbono necesita 2 orbitales híbridos: hibridación sp
ETINO: C2H2
σ
σ
ENLACES MÚLTIPLES
53
2s 2p sp2 2pC (Z=6):
promoción
hibridación
BENCENO C6H6
Cada átomo de carbono tiene un orbital 2p no hibridado perpendicular al plano molecular.
Los 6 orbitales 2p se translapan formando un orbital π deslocalizado.
Todos los enlaces σ C-C y C-H están en el plano de la molécula. d(C-C) = 1,40Å ,
Ángulos: 120°
2s 2p
Cada átomo de carbono necesita 3 orbitales híbridos: hibridación sp2
1.10. Teoría de Orbitales Moleculares
54
Orbitales atómicos: función de onda al cuadrado que describe la probabilidad de encontrar al electrón en un probabilidad de encontrar al electrón en un átomoátomo dado. dado.
Orbital molecular: función de onda al cuadrado que describe la probabilidad de encontrar al electrón en una probabilidad de encontrar al electrón en una moléculamolécula..
Orbitales atómicos 1s de 2 átomos de H separados
OM Antienlazante
OM Enlazante
Orbitales moleculares de la molécula de H2
Plano nodal
INTERACCIÓN DE DOS ÁTOMOS DE H SEGÚN LA TEORÍA OOMM
Energ
ía
55
IDEAS BÁSICA SOBRE ORBITALES MOLECULARES (OOMM)
Los orbitales atómicos se combinan linealmente (CLOA) para formar orbitales moleculares. El número de OM que se forman es igual al número de OA que se combinan.Cuando dos OA se combinan se obtienen dos OM, uno de los cuales es un OM enlazante con una energía menor que la de los orbitales atómicos. El otro es un OM antienlazante con una energía mayor.En la configuración del estado fundamental, los electrones se colocan en los OM disponibles de energía más baja.El número máximo de electrones en un OM es dos (Principio de exclusión de Pauli).En la configuración del estado fundamental, los electrones se colocan en los OM de idéntica energía según la regla de Hund.
Energ
ía
Átomo H Átomo H
Molécula de H2
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Si una especie molecular es estable, tiene más electrones en orbitales enlazantes que en los antienlazantes.
Energ
ía
Átomo H Átomo H
Molécula de H2
Energ
ía
Átomo He Átomo He
Molécula de He2
Enlace simple H-H
No se forma enlace. La molécula de He2 no es una especie estable.
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Energ
ía
Átomo O
Molécula de O2
Átomo O
Doble enlace O=O
Molécula de O2
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ENLACES QUÍMICOS: Enlaces Intramoleculares. Determinan las propiedades químicas de las sustancias.
FUERZAS INTERMOLECULARES: Más débiles que un enlace químico. Son de naturaleza electrostática.Determinan las propiedades físicas de las sustancias.
Las propiedades físicas de una sustancia varían con su estado de agregación.El estado de agregación de una sustancia depende del balance entre la energía cinética de las partículas (tiende a mantenerlas separadas) y de la energía de atracción entre ellas (fuerzas intermoleculares)
Enlace covalente (fuerte)
Atracción intermolecular
(débil)
Gas SólidoLíquido
1.11. Fuerzas intermoleculares
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Mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes y permiten que éstas aparezcan en estado sólido o líquido. Son mucho más débiles que los enlaces entre átomos.
FUERZAS DE VAN DER WAALSFUERZAS DE VAN DER WAALS
ENLACES DE HIDRÓGENOENLACES DE HIDRÓGENO
Dipolo-dipoloDipolo-dipolo inducidoDipolo instantáneo-dipolo inducido o FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares que operan en una sustancia, más cantidad de energía se necesita para vencerlas y mayor será su punto de ebullición (menos volátil) y mayor su punto de fusión.
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FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO
atracciónatracciónrepulsiónrepulsión
La fuerza de atracción depende de la magnitud de
El resultado neto de la interacción es de ATRACCIÓN
Entre MOLÉCULAS POLARES
Depende de la orientación relativa de las moléculas
Los líquidos polares son miscibles entre sí
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FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO
PESOS MOLECULARES, MOMENTOS DIPOLARES Y PUNTOS DE EBULLICIÓN DE ALGUNAS SUSTANCIAS ORGÁNICAS
SustanciaPeso molecular
Momento dipolar, μ (D)
Punto de ebullición (K)
Propano, CH3CH2CH3 44 0,1 231
Dimetiléter, CH3OCH3 46 1,3 248
Cloruro de metilo, CH3Cl 50 1,9 249
Acetaldehído, CH3CHO 44 2,7 294
Acetonitrilo, CH3CN 41 3,9 355Para moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de atracciones intermoleculares aumentan cuando la polaridad aumenta.Los puntos de ebullición aumentan cuando el momento dipolar aumenta.
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FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
Los dipolos pueden inducir dipolos en moléculas no polares.
- +
- + - +
Molécula polar (dipolo
permanente)
Molécula no polar
Dipolo permanent
e
Dipolo inducido
Mucho más débiles que las dipolo-dipolo
Los líquidos no polares son poco miscibles con líquidos polares.
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FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)Los gases formados por moléculas no polares pueden
licuarse y, esto indica que si la energía cinética se reduce, existe algún tipo de interacciones atractivas que predominan.Puede ocurrir que la distribución de los electrones alrededor del núcleo de cada átomo en un instante dado, no sea completamente simétrica.Moléculas no
polaresDipolo instantáneo
Dipolo instantáneo
Dipolo inducido
Molécula no polar
ATRACCIÓN
La fuerzas de dispersión operan en TODAS las moléculas.
atracciatracciónón
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FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)Las fuerzas de dispersión tienden a aumentar cuando
el peso molecular aumenta.
PUNTOS DE EBULLICIÓN DE LOS HALÓGENOS Y DE LOS GASES NOBLES
Halógenos
Punto de ebullición, (K)
Gas noblePunto de ebullición, (K)
F2 44 He 4,6
Cl2 46 Ne 27,3
Br2 50 Ar 87,5
I2 44 Kr 120,9
Xe 166,1El punto de ebullición de las sustancias aumenta con el incremento en el peso molecular.
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Es difícil hacer generalizaciones acerca de las intensidades relativas de las fuerzas de atracción intermoleculares a menos que se comparen moléculas ya sea de tamaño y forma similares o de polaridad y forma similares.
Si las moléculas tienen tamaño y forma similares, las fuerzas de dispersión serán aproximadamente iguales, y por consiguiente, las fuerzas de atracción se incrementan al aumentar la polaridad.
Si las moléculas son de polaridad y forma similares, las fuerzas de atracción tienden a incrementarse con el aumento en el peso molecular porque las fuerzas de dispersión son mayores.
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ENLACES DE HIDRÓGENOENLACES DE HIDRÓGENO
Tipo especial de fuerzas dipolo-dipolo.
Se establecen entre un átomo de H que forma un enlace polar y un par de electrones libres de un átomo pequeño y muy electronegativo cercano (F, O, N).
Son altamente direccionales.
Son más débiles que un enlace químico.
Es la fuerza intermolecular más fuerte.
F — H F — H+ +- -
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Enlace hidrógeno
ENLACES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA
ENLACES DE HIDRÓGENOENLACES DE HIDRÓGENO
ENLACES DE HIDRÓGENO EN NH3
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P.
Ebulli
ción (
ºC)
Período
¿Por qué el H2O, NH3 y HF tienen puntos de ebullición anormalmente altos?
FUERZAS INTERMOLECULARES
La densidad del hielo es menor que la del agua.
ALGUNAS CONSECUENCIAS:Permite que el hielo flote sobre el agua. Cuando el hielo se forma en clima frío, cubre la superficie y aisla al agua que queda debajo. Si el hielo fuera más denso, al congelarse la superficie, el hielo caería hasta el fondo y todo el lago quedaría en estado sólido. La mayor parte de la vida acuática no sobreviviría en estas circunstancias. La expansión del agua al congelarse es la causa de que las tuberías revienten en un clima frío.
1.12. Sustancias covalentes.
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SÓLIDOS COVALENTES MÁS COMUNES
DIAMANTEFormado por átomos de carbono con hibridación sp3. Cada átomo de carbono está unido a otros 4 átomos mediante enlaces covalentes.Estructura cristalina muy simétrica: posibilidades de tallado y transparencia.Incoloro: no tiene e- libres que absorban radiación.Material con mayor dureza: hay que romper enlaces C-C. Su punto de fusión es elevado.Formado por átomos de carbono con hibridación sp2. Los C se unen formado anillos planos de 6 C. Con los ee-- de los de los orbitales p perpendiculares al plano se orbitales p perpendiculares al plano se forma nube forma nube ππ que permite la que permite la conductividad eléctricaconductividad eléctrica. Las uniones entre átomos de C del mismo plano son muy fuertes; sin embargo, entre un plano y otro, los enlaces son débiles y el grafito se rompe con facilidad.
GRAFITO 1,42 Å
3,3
5
Å
Color negro: los e- libres captan fotones de cualquier radiación visible.
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SÓLIDOS COVALENTES MÁS COMUNES
SÍLICE, SiO2Formada por átomos de silicio con una estructura tetraédrica en cada uno de cuyos extremos hay un átomo de oxígeno. Los tetraedros están unidos por sus vértices de forma que entre cada dos átomos de silicio hay uno de oxígeno. La arena de playa y el cuarzo son de sílice.
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SÓLIDOS COVALENTES:SÓLIDOS COVALENTES:
Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.
Gran dureza y puntos de fusión altos.
Son sólidos. Insolubles en todo tipo de
disolvente.Malos conductores.El grafito que forma
estructura por capas le hace más blando y conductor.
SUSTANCIAS SUSTANCIAS MOLECULARESMOLECULARES:
Están formados por moléculas aisladas.
A T ambiente: sólidos, líquidos o gases, según el tipo de fuerzas intermoleculares.
P.F. y P. E. bajos.Son blandos: al rayarlas
sólo se alteran las interacciones intermoleculares.
Malos conductores.Las sustancias polares son
solubles en disolventes polares y las sustancias apolares lo son en disolventes apolares.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES