Enlace quimico
116
Fundamentos de Química Plan nacional de Formación Docente Modulo I - 2015
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Fundamentos de Química
Plan nacional de Formación Docente
Modulo I - 2015
UNIDAD III
Enlace Químico
Objetivos
Diseñar las estructuras de moléculas inorgánicas genéricas,mediante las reglas de Lewis, para tener un mejorpanorama de la influencia de las propiedades periódicas yatómicas en las estructuras moleculares.
Diferenciar las características que se le imprimen a lamateria debido a los diferentes tipos de enlace intra-molecular, para formar un punto de partida congruente enel estudio de los compuestos químicos.
Explicar los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares através de los conceptos de polaridad, hibridación,resonancia y geometría, para inferir las propiedades de lamateria en el mundo macroscópico.
3
Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un
átomo, que son los causantes de los enlaces químicos.
1 1ns1
2 2ns2
13 3ns2np1
14 4ns2np2
15 5ns2np3
16 6ns2np4
17 7ns2np5
Grupo # de valenciae- configuración
Recordando
4
5
CAPA DE VALENCIA DE UN ÁTOMO
Introducción La mayoría de los átomos o moleculas tienden a
combinarse para formar moléculas diatómicas o
poliatómicas, aunque ciertos elementos no
muestran afinidad hacia otros átomos y constituyen
moléculas monoatómicas, como en el caso de los
gases nobles.
6
Teoría de Lewis:En 1916-1919, G,N. Lewis y otros, desarrollaron un
conjunto de símbolos especiales para poder explicar el
enlace químico.
Su teoría se basó, en que las configuraciones electrónicas
de los gases nobles tienen algo especial, que es la causa de
su estabilidad química y los átomos de otros elementos se
combinan unos con otros para adquirir configuración
electrónica como los gases nobles.
7
La teoría que se desarrolló a partir de este modelo se
llamó Teoría de Lewis, la cual es un método sencillo
para representar el enlace químico.
Teoría de Lewis:
Según esta teoría un símbolo de Lewis
consiste en el símbolo del elemento que
representa el núcleo atómico y los electrones
internos de un átomo, junto con puntos situados
alrededor del símbolo que representan los
electrones de valencia o electrones externos.
8
Electrones de valencia: son los que se
encuentran en la capa externa del átomo y
determinan sus propiedades químicas y son los
que participan en la formación del enlace.
Los electrones externos se colocan uno a uno
hasta cuatro representados por puntos
separados en torno al símbolo del elemento.
Después, en caso de que haya más de cuatro
electrones de valencia se siguen escribiendo
junto a los que ya se encuentran.
Teoría de Lewis:
9
Teoría de Lewis:
Los electrones externos se colocan uno a uno hasta cuatro representados
por puntos separados en torno al símbolo del elemento. Después, en caso de
que haya más de cuatro electrones de valencia se siguen escribiendo junto a
los que ya se encuentran.
10
Elemento Configuración Abreviada Símbolo de Lewis
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
He 2s1
He
He
He
He
He
He
He 2s2
2s2 2p2
2s2 2p1
2s2 2p3
2s2 2p4
2s2 2p5
2s2 2p6
Be
B
C
N
O
F
Ne
Li
Ejemplo: Representación de los símbolos de Lewis,
para los elementos del segundo período.
11
Ésta regla dice que la tendencia de los átomos del sistema
periódico es llenar su último nivel de energía con 8
electrones, de tal forma que adquiera la configuración más
estable, la cual es semejante a la de un gas noble. Los gases
nobles son los elementos más estables.
Regla del octeto
12
REPRESENTACIÓN CAPA DE VALENCIA
DE LOS GASES NOBLES
13
Regla del octeto
14
Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la
transferencia o compartimiento de electrones en un enlace
químico.
Estructura de Lewis para iones
Estructura de Lewis
Na+Ca2+
Cl-
S2-
N 3-
Cationes:
Aniones:
,
, ,
15
Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la
transferencia o compartimiento de electrones en un enlace
químico.
Estructura de Lewis para Compuestos iónicos
Estructura de Lewis
Cl-
Na+
S2-
Ca2+
Cloruro de Sodio Cloruro de Calcio
16
Es una combinación de símbolos de Lewis que representa la
transferencia o compartimiento de electrones en un enlace
químico.
Estructura de Lewis para Compuestos que comparten
electrones
Estructura de Lewis
17
La regla del octeto no se cumple siempre en moléculas con enlace covalente, esas excepciones son de tres tipos:
1) moléculas y iones poliatómicos que contienen un número impar de electrones.
2) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene menos de un octeto de electrones de valencia.
3) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene más de un octeto de electrones de valencia.
Excepciones a la regla del octeto
18
1) moléculas y iones poliatómicos que contienen un número impar de electrones.
En la mayoría de moléculas y iones poliatómicos el número deelectrones de valencia es par, sin embargo en algunos casos elnúmero es impar, como ClO2, NO, NO2 y O2
-, lo que haceimposible aparear totalmente éstos electrones y no puedealcanzarse un octeto alrededor de cada átomo.
Excepciones a la regla del octeto
19
2) moléculas y iones poliatómicos en los que un átomo tiene
menos de un octeto de electrones de valencia.
Excepciones a la regla del octeto
20
Más de ocho electrones
La única forma en la que el
PCl5 pudiera existir es si el
fósforo tuviera 10
electrones alrededor de él.
Se permite expandir el
octeto de los átomos en el
3er periodo o debajo.
Es probable que los
orbitales d en estos átomos
participen en el enlace.
Ejemplo: PCl5
21
Enlace Químico: Tipos de enlace
Un enlace químico es la fuerza de atracción neta que mantiene
unidos a los átomos en los compuestos químicos (moléculas o
iones).
Cuando ocurre una reacción química entre dos átomos, sus
electrones de valencia se reorganizan de modo que se forma una
fuerza neta de atracción entre los átomos.
Los enlaces químicos pueden ser intramoleculares si se da
dentro de una misma molécula, e intermoleculares si se da
entre moléculas.
22
Enlace Químico: Tipos de enlace
Los enlaces químicos intramoleculares se clasifican en:
Enlace iónico: (Metal y No metal)
Enlace covalente
Enlace metálico
23
Definición.
Es el resultado de compartir entre los átomos no metálicosuno o más pares de electrones.
Se forma entre átomos iguales o átomos que tengan una diferenciade electronegatividad (ΔEN) relativamente pequeña. (Nometales).
Enlace Covalente
24
9.5
Electronegatividades en la tabla periodica
25
La compartición de un único par de electrones
entre átomos enlazados da lugar a un enlace
covalente simple. Cuando se comparten dos pares
de electrones da lugar a un enlace covalente doble
y cuando se comparten tres pares de electrones,
enlace triple.
Enlace Covalente
26
Dirigido (el par de electrones está colocado entre dos núcleos).
Se da por compartimiento de electrones.
Se genera entre no metales.
Forman grandes agregados de moléculas.
Características del enlace covalente
27
Clasificación del enlace covalente
Dependiendo de cómo se comparte el par de electrones entre losdos átomos el enlace puede ser:
Enlace covalente polar
Enlace covalente NO polar
Enlace covalente coordinado
28
Enlace covalente Polar
Cuando dos átomos diferentes forman un enlace covalente ycomparten el par electrónico de manera desigual, ambosátomos tienen diferente electronegatividad, uno de losátomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones deenlace que el otro, estos electrones se encontraran más cercade uno de ellos.
29
Enlace Covalente polar
Definición:
Se forma por el compartimiento desigual de los
pares de electrones entre átomos no metálicos de
cercanas electronegatividades, esto hace que se
formen dipolos.
Los electrones no se comparten en la misma
medida por los átomos, por lo que uno de los
átomos que conecta tiene más tendencia a atraer
los electrones que el otro.
30
- Para indicar la polaridad se dibuja una flecha que apunte hacia el
extremo negativo (Cl) del enlace, y la cola cruzada indica el
extremo positivo (H).
Ejemplo:Representación del dipolo para HCl
Se ha formado un dipolo de
enlace, que resulta de la
separación de los centros de
las cargas positiva y negativa
en un enlace covalente.Mayor densidad
electrónica
Polo negativo
Menor densidad
electrónica
Polo positivo
31
Polaridad del enlace y electronegatividad.
Se puede describir la polaridad de un enlace mediante la diferencia de
electronegatividades (ΔEN), que es el valor absoluto de la diferencia de
electronegatividad (EN) de los átomos enlazados.
Calcular la polaridad del enlace en el HCl, por la diferencia de
electronegatividad de los átomos.
H Cl
EN= 2.1 3.0
∆EN = 3.0 – 2.1
∆EN = 0.9
Conclusión:
Entre más grande es la diferencia en el valor de electronegatividad (∆EN) más
polar es el enlace.
32
En la molécula de agua, cada átomo de hidrógeno comparte su electrón con
el átomo de oxígeno y a la vez el oxígeno comparte sus electrones con los
hidrógenos, de esta manera el oxígeno completa su octeto. Se forman dos
enlaces covalentes sencillos entre los dos átomos.Dipolo del agua
-
++
33
Conclusión
Una molécula es polar o dipolar cuando sus cargas parciales
positivas y negativas no coinciden. Este desplazamiento de los
centros de cargas parciales hace que existan atracciones
electrostáticas entre las diferentes moléculas. Esta distribución
asimétrica de los electrones es la responsable de la formación de
un dipolo con exceso de carga negativa del lado del Cl y
exceso de carga positiva del lado del H.34
Enlace covalente no polar
Se forma por el compartimiento equitativo de los pares
de electrones entre átomos que tienen el mismo valor de
electronegatividad, este enlace no forma dipolos.
35
●●
Paso I: Imaginemos dos átomos de hidrógeno separados a una gran distancia.
● ●
Paso II: Cuando los átomos se acercan entre sí, el electrón de cada átomo es atraído por el
núcleo cargado positivamente de otro átomo, así la densidad electrónica empieza a desplazarse
Paso III: Los dos electrones pueden ocupar los dos orbítales. 1s; la densidad electrónica es
máxima en la región entre los dos átomos.
FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE NO POLAR
H H
H H
H H = H2
nube electrónicasimétrica
e-e-
e- e-
● ●
36
Enlace covalente no polar
Molécula de hidrógeno (H2)
37
En un enlace covalente no polar tal como el de la molécula de hidrógeno H2,
el par electrónico es igualmente compartido por los dos núcleos de
hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad.
Esto significa que los electrones compartidos están igualmente atraídos por
ambos núcleos de hidrógeno y por lo tanto pasan igual tiempo cerca de cada
núcleo.
En este enlace la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano
perpendicular a la línea entre los dos núcleos.
38
Formación de la molécula de F2
FF + F F
Enlace covalente
No polar39
Ejemplo: Calcular la diferencia de electronegatividad de la molécula
de H2
EN = 2.1 2.1
∆EN= 2.1 - 2.1
∆EN = 0.0
En donde:
EN = Electronegatividad
∆EN = Diferencia de electronegatividad
H + H H - H
40
Enlace covalente Coordinado o dativo.
Se forma cuando un átomo dona un par de electrones y el
otro átomo aporta el orbital vacío.
El enlace coordinado se representa por medio de una flecha
(→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se
dirige al átomo que aporta el orbital vacío.
Dador de e-
Aceptor de e-
Base de Lewis :
OH- , NH3, H2O,
X –
(halógenos)
Acido de Lewis:
H+, BF3 , AlCl3Co+2
41
Ejercicio
Escriba la formación del enlace covalente coordinado
Para las siguientes sustancias:
a) H3N BF3
b) H3O+
c) H3N AlCl3
a)
42
Solución:
b)
c) Al
Cl
Cl
Cl
+ N
F
F
F
Al
Cl
Cl
Cl
N
F
F
F
43
Enlace iónico Fuerza de atracción electrostática entre iones que tienen carga
positiva y iones que tienen carga negativa, este enlace se forma
entre un metal y un no metal.
44
Propiedades generales del enlace iónico
No dirigido o no direccional.
Se une por cargas opuestas.
Se debe a fuerzas electrostáticas.
El enlace es fuerte.
Forma redes cristalinas.
45
Condiciones para la formación del enlace iónico
Se forma entre elementos que tienen valores bajos de energíade ionización como los metales alcalinos, alcalinotérreos yelementos con alta afinidades electrónicas ó altaelectronegatividad.
Nota:
Generalmente el enlace iónico lo forman los elementos de losgrupos 1, 2 y 3 con los grupos 15, 16 y 17.
Cuanto más separados en la tabla periódica están doselementos, más iónico será su enlace.
Se da por transferencia total de electrones de un metal a un nometal.
46
Formación del Na Cl
Cl-
Na+ + Na+ Cl-
Símbolos de Lewis Estructura de Lewis
Reacción general de formación del NaCl:
Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s)
Sodio Cloro Cloruro de sodio
Enlace iónico
Enlace iónico
47
1. Son sólidos con altos puntos de fusión.
2. Son solubles en solventes polares como el agua.
3. Fundidos y en disoluciones conducen la
corriente eléctrica.
4. Algunos presentan dureza.
5. La dureza es una propiedad que depende de las
fuerzas que se ejercen entre los átomos y
moléculas de un sólido. Se llama dureza al
grado de resistencia al rayado que ofrece un
material.
Propiedades físicas generales de los compuestos iónicos
48
Comparación de propiedades entre compuestos
iónicos y covalentes
49
Covalente no polar
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia (ΔEN) Tipo de enlace
0 Covalente no polar
1.7 Iónico
Que 0 y < 1.7 Covalente polar
1. Cloruro de Magnesio (MgCl2)
2. Formación del sulfuro de sodio (Na2S)
3. Formación del Al2O3
4. Formación del Mg3N2
5. Formación del KBr
Ejercicios: Escriba la formación de los siguientes compuestos,
utilizando los símbolos y estructuras de Lewis.
51
Ejercicios para resolver en casa
52
Ejemplos enlace covalente
N•• •
• •1 enlace covalente apolar triple
N2 N • •
•• •
• • NN • •• •• •• • NN
3 enlaces covalentes polares sencillos
NH3 N•• •
••
H• H•
H•
NH H
H
• •• • • •
• •
NH H
H
- ++
+
••
••
••
• • O•
•CO
• •
• •
• •CO O
•
••
•••
••
••
••
•CO O ••
•••
••
••
••CO O
••
••
••
••
-- +
2 enlaces covalentes polares dobles
CO2
Se da entre átomos metálicos, los electrones de valencia tienen
relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura
tridimensional. Estos enlaces originan las propiedades metálicas.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es
un enlace fuerte, que se forma entre elementos de la misma
especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros,
interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas,
empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los
núcleos rodeados de tales nubes.
Enlace Metálico
53
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta
conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha
elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de
la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa,
por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos
electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos,
por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+, Fe3+. Los iones positivos resultantes se
ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de
valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones
que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el
conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube
de electrones con carga negativa que los envuelve.
Enlace Metálico
54
55
El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos
metálicos dejan libres electrones en los orbitales s y d, adquiriendo
estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente
estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se
ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan,
moviéndose libremente por una extensa región entre los iones
positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube
electrónica o mar de electrones ".
Enlace Metálico
Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no
metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos
átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay
diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción
de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las
aleaciones).
El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como
maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con
brillo o lustre(devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).
La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o
cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede
explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica
maleabilidad y ductilidad.
Enlace Metálico
57
58
Sustancias metálicas
Electrones deslocalizados
Unidos por fuerzas electrostáticas
Enlace metálico
La unión entre los cationes puede serdébil o fuerte, dependiendo del tamañode los cationes y del número de electronesde valencia que constituyan la nubeelectrónica, responsable de la unión entrecationes.
59
Sustancias metálicas
Sólidos duros o blandosexcepto el mercurio
Dúctiles y maleables
Puntos de fusión moderados o altos
Insolubles en todos los disolventesSe disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones
Buenos conductores eléctricos y térmicos
Brillo metálico
La deformación de un metal noimplica ni rotura de enlaces nimayor aproximación de iones deigual carga.
La unión entre los cationes puede ser débil ofuerte, dependiendo del tamaño de los cationes ydel número de electrones de valencia queconstituyan la nube electrónica, responsable de launión entre cationes.
La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de loscationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica,responsable de la unión entre cationes.
Debido a la movilidad de los electrones.
Reconocer las propiedades del enlace
covalente.
Orden de enlace
Longitud de enlace
Fuerza de enlace
Orden de enlace
Orden de enlace: es el número de pares electrónicos
de enlace compartidos entre dos átomos en una
molécula.
Si un enlace covalente es simple (orden =1), doble
(orden =2) o triple (orden =3), cuanto mayor es el
orden mayor es el número de electrones compartidos
entre dos átomos. La longitud de enlace es la distancia
entre los dos centros atómicos unidos por enlace
covalente. El enlace doble es más corto que el simple, y
el triple es más corto que el doble.
Orden de enlace
Orden de enlace 1: Cuando solo hay un enlace covalente simple
entre dos átomos. Ejemplo H―F.
Orden de enlace 2: Cuando se comparten 2 pares de
electrones entre dos átomos. Como en los enlaces dobles de
O = O, C = O, O = C = O (CO2) y del etileno H2C = CH2.
El orden de enlace 3: Cuando se comparten 3 pares de
electrones entre dos átomos como el triple enlace en: HC N,
N N.
Ejercicio:
Indique el orden de enlace de cada uno de los siguientes
Casos:
a) C = N
b) C N
c) C―N
Solución:
a) C = N: orden de enlace 2
b) C N: orden de enlace 3
c) C―N: orden de enlace 1
Representar el doble y triple enlace por medio
de estructuras de Lewis: HCN, CO2, N2, O2
ACETILENO H CC H
Representación del orden de enlace por estructuras de Lewis
Orden 1: Enlace Covalente Sencillo
Se comparte un par de electrones
Ejemplo: H–H ó H2
Orden 2: Enlace Covalente Doble, se comparten dos pares de electrones, cada
átomo aporta dos electrones.
Orden 3: Enlace Covalente Triple, se comparten tres pares de electrones, cada
átomo aporta tres electrones.
N N N2
Longitud de enlace
Es la distancia entre dos átomos enlazados. La longitud de los
enlaces simples es determinada en gran parte por el tamaño de los
átomos.
A medida que aumenta el número de enlaces entre dos
átomos, la longitud de enlace disminuye.
En los haluros de hidrógeno la longitud de enlace aumenta según el tamaño
relativo de los halógenos.
H ― I H ― Br H ― Cl H ― F
A mayor tamaño, mayor es la longitud de enlace.
Ejemplo 2:
La longitud de los enlaces entre el C y otro elemento en un periodo aumenta de
derecha a izquierda:
C ― C C ― N C ― O C ― F
Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada
de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden
dibujarse dos estructuras de Lewis. Sin embargo ninguna de las dos, por
separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula.
Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos
distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor
aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace
doble (O=O, 1.21 Å).La resonancia se indica mediante una flecha con
doble punta.
Linus Pauling, propuso la teoría de resonancia, la que explica que
para una especie, se puede escribir dos o más estructuras de
Lewis aceptables. La estructura verdadera es una combinación o
híbrido de las diferentes estructuras contribuyentes.
Resonancia
Orden de enlace = 3 /2
Estructuras contribuyentes Hibrido de resonancia
Orden de enlaceNúmero de pares de electrones compartidos que unen a X e Y
Número de enlaces X - Y en la molécula o ion
Estructuras resonantes para NO3¯ y HCO2¯ :
Ejemplo:
HCO2 :
El benceno, C6H6, tiene dos estructuras de resonancia.
Comúnmente se representa como un hexágono con un círculo interior
para señalizar los electrones deslocalizados en el anillo.
Estructura resonante del Benceno
Es un proceso mediante el cuál, se combinan los
orbitales atómicos puros (s y p) en un átomo, por lo
general el átomo central, para formar orbitales
híbridos energéticamente diferentes de los que los
formaron.
El número de orbitales híbridos producidos es igual
al número de orbitales atómicos puros que participan
en el proceso de hibridación
Hibridación
HibridaciónEjemplo:
Los orbítales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas
muy diferentes
Orbitales híbridos : sp
+
Tipos de Hibridación
Hibridación sp
Hibridación sp2
Hibridación sp3
Las hibridaciones más comunes se producen entre
orbitales s y orbitales p.
En cada nivel hay un orbital s y tres p, las
hibridaciones posibles son:
Con la hibridación se puede predecir la geometría molecular,
ángulos de enlace y la polaridad de la molécula.
Disposición de los orbitales híbridos en el espacio es de tal forma, que la repulsión esmínima entre ellos.
Estos dos orbitales híbridos se alinean a 180° uno del otro.
Geometría molecular: Lineal
Angulo de enlace: 180o
hibridación
S p sp sp
Hibridación: sp participan 1s +1p 2 híbridos sp
Geometría molecular: Plano trigonal
Angulo de enlace: 120o
Hibridación:sp2 participan 1s + 2p 3 híbridos sp2
hibridación
Hibridación:sp3 participan 1s+3p 4 híbridos sp3
Hibridación sp: BeCl24Be : 1s2, 2s2
Estado hibridizado
180o
Be
Átomo de Be: con 2 enlaces
Geometría: Lineal
Angulo de enlace: 180º
Polaridad del enlace: polar
Polaridad de la molécula: no polar
Be ClCl
Una vez que se han hibridizado los orbitales 2s y 2p
para dar dos híbridos sp, estos se colocarán lo más
separados posible para minimizar la repulsión entre
ellos, es decir a 180º, disposición lineal.
Cada uno de estos híbridos tendrá ahora un electrón
desapareado con el cual se podrá solapar con un
orbital p del cloro. Este solapamiento es frontal (en el
mismo eje del enlace) por lo que se trata de un enlace
simple de tipo sigma (σ), fuerte por la elevada
interpenetración.
Hibridación sp2: BF3
Estado hibridizado
Átomo de B: con 3 enlaces
Geometría: Trigonal plana
Angulo de enlace: 120º
Polaridad del enlace: polar
Polaridad de la molécula: no polar
5B:1s2, 2s2 2p1
120o
B
B
F
F
F
B
F
FF
Hibridación sp3: CH4
Estado hibridizado
Átomo de C : con 4 enlaces
Geometría: TETRAÉDRICA
Angulo de enlace: 109.5º
Polaridad del enlace
Polaridad de la molécula
6C:1s2, 2s2 2p2
C
Hibridación sp3: NH3
Estado hibridizado
7N:1s2, 2s2 2p3
Átomo de N: con 3 enlaces
Geometría molecular: Piramidal trigonal
Angulo de enlace: 107.8º
Polaridad de la molécula: polar
Hibridación sp3: H2O
Estado hibridizado
8O:1s2, 2s2 2p4
Átomo de O: con 2 enlaces
Geometría molecular : Angular
Angulo de enlace: 104.5º
Polaridad de la molécula: polar
O
OH
H
_
_
_
ENLACES MULTIPLES
Formación de enlaces sigma ()
Formación de enlaces pi ()
Se forma por el traslape frontal de los orbitales, ambos orbitales debenestar atravesados por el mismo eje (coaxial).
Formación de enlacesEnlaces sigma ()
MSc. Parada, UES. 2014
Enlaces pi ()
py py Enlace pi ()
• Se forma por el traslape lateral de los orbitales (p) puros.
Los enlaces pi se caracterizan por:-Traslape lateral.
-Densidad electrónica sobre y debajo del eje internuclear
Enlaces sencillos
Los enlaces sencillos siempre son enlaces
Enlaces múltiples
En un enlace múltiple uno de los enlaces es un enlace y el
resto son enlaces .
MSc. Parada, UES. 2014
6C: 1s2, 2s2 2p2
´Hibridación sp2 : CH2 = CH2
Formación del enlace pi en la molécula de
etileno: CH2 = CH2
6C: 1s2, 2s2 2p2
´Hibridación sp : CH CH
Estado hibridizado
pz
sp
py
95
´Hibridación sp : CH CH
Acetileno: CH CH
Geometría de la molécula
La geometría de las moléculas se refiere a la disposición
tridimensional de los átomos que constituyen una molécula,
e influye en varias propiedades de las sustancias, cómo
reactividad, polaridad, color, estado de agregación,
magnetismo, actividad biológica, etc.
Geometría de la moléculaReglas para dibujar geometría
1) Escribe la estructura de Lewis de la molécula o ion.
2) Enumera las regiones de alta densidad electrónica (pares
solitarios y/o pares de enlace) alrededor del átomo central, Enlaces
Sencillo, Dobles y triples cuentan como UNA región de alta
densidad electrónica.
Los pares libres cuentan como UNA región de alta densidad
electrónica.
Geometría de la moléculaReglas para dibujar geometría
3. Identifica el arreglo espacial más estable de las regiones de alta
densidad electrónica.
4. El orden de repulsion para los pares de electrones es el
siguiente:
Par libre-Par libre > Par libre-Region de enlace > Region de
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Geometría de la molécula
Geometría de la molécula
Geometría de la molécula
Geometría de la molécula
Geometría de la molécula
Trigonal piramidal Tetrahédrica
Bent o V
Geometría de la molécula
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.
Enlaces covalentes polares
H F H F+ -
Enlaces covalentes no polares
H-H
F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado
con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
Polaridad de la molécula
Polaridad de la moléculaCuando se unen átomos de diferente electronegatividad se forma
un enlace polar, y también una nube electrónica asimétrica, donde
el par electrónico está más cerca del átomo con mayor
electronegatividad. Para determinar la polaridad de una molécula
es necesario conocer la geometría de la misma, ya que la
existencia de enlaces polares no necesariamente indica la
polaridad de la misma. Para cuantificar la polaridad se mide el
momento dipolar “𝜇”, que es el producto de la carga “Q” y la
distancia entre las cargas “r”.
RECORDEMOS: Los enlaces covalentes y las moléculas unidas
por ellos pueden ser.
Polaridad de la molécula
La carga Q se refiere a la magnitud de la carga, no al signo
de ésta, por lo que el momento dipolar siempre es positivo.
Una molécula con momento dipolar es polar, y una sin
momento dipolar es no polar. El momento dipolar de una
molécula formada por tres o más átomos, depende de la
polaridad del enlace como de la geometría molecular; la
presencia de un enlace polar no implica que la moléculatenga un momento dipolar µ.
H F
Región de alta
densidad electrónicaRegión de baja
densidad electrónica
d+ d-
µ = Q x r
Q es la carga
r es la distancia entre dos cargas
H - F d
H - F
= Q x d
Ó – –
Formación de la molécula de ácido fluorhídrico
(HF)
Polaridad del enlace:
El vector representa la polaridad
del enlace (de la molécula), la
flecha (vector) apunta hacia el
átomo de mayor electronegatividad,
por lo tanto el acido fluorhídrico
(HF) es una molécula covalente
polar
Polaridad de las moléculas: Momento Dipolar µ
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
CO2
Cada dipolo C-O seanula porque la moleculaes lineal
Los dipolos H-O no se anulanporque la molecula no es lineal,sino bent.
H2O
Polaridad de la molécula
Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar: Cuando los
pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.
Polaridad de la molécula
Polaridad de las moléculas:
Concluimos que:
Una molécula es polar cuando la suma en los momentos
dipolares () es diferente de cero.
Una molécula es no polar cuando la suma en los momentos
dipolares () es igual a cero.
C
H
H
HH
a)C
H
H
ClH
b)
= 0 0
EJERCICIO: para las siguientes moléculas agua H-O-H ,dióxido de carbono
O=C=O,trifluoruro de nitrógeno NF3, tetracloruro de carbono CCl4, cloroformo
HCCl3 identifique si las moléculas son polares o no polares
¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un
momento dipolar?
H2O, CO2, SO2, y CH4
O
momento dipolar
(molécula polar)
S
CO O
momento no dipolar
(molécula no polar)
momento dipolar
(molécula polar)
C
H
H
HH
momento no dipolar
(molécula no polar)
10.2
Polaridad de las moléculas:
Más ejemplos
DIFERENCIAS ENTRE ESTRUCTURA
DE LEWIS Y TEÓRIA DE ENLACE
Las estructuras de Lewis nada
dicen acerca de la forma de
las moléculas, solo indican
las localizaciones aproximadas
de los electrones de enlace y los
pares solitarios de una
molécula.
