1

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

Química 2ºBachillerato

2

•La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad.

•Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que cuando están separados.

•Los electrones más externos son los responsables de esa unión.

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

Los METALES se estabilizan perdiendo electrones.

Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo

electrones.

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¿¿¿¿POR QUPOR QUPOR QUPOR QUÉÉÉÉ SE UNEN LOS SE UNEN LOS SE UNEN LOS SE UNEN LOS ÁÁÁÁTOMOS?. TOMOS?. TOMOS?. TOMOS?. ¿¿¿¿POR QUPOR QUPOR QUPOR QUÉÉÉÉ SE UNEN LOS SE UNEN LOS SE UNEN LOS SE UNEN LOS ÁÁÁÁTOMOS?. TOMOS?. TOMOS?. TOMOS?.

La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones

a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados

No se forma el enlace

Se forma el enlace

Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces

Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e- necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e- en la última capa: regla del octeto (W. Kossel )

b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r0 (distancia de enlace )

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TIPOS DE ENLACETIPOS DE ENLACE

IÓNICO

se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL

COVALENTE

se establece cuando se combinan entre sí átomos

de NO METAL

METÁLICO

se establece cuando se combinan entre sí átomos

de METAL

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ENLACE IÓNICOENLACE IÓNICO

CATIONES (Carga positiva)

A+CATIONES (Carga positiva)

A+

Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.

A+A-

Átomos de METAL(Ceden e- formando cationes)

Átomos de NO METAL(Cogen e- formando aniones)

ANIONES ( Carga negativa )

A-

ANIONES ( Carga negativa )

A-

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EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio

NaCl

Na+Cl-

Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la

última capa al cloro

7

Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA.

Cristal de cloruro de sodio( Sal común)

-

--

-

--

-

-

-

-

+

++

+++

+ + +

8

d0 = distancia interiónica

El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas.

El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en

iones con cargas de signo contrario.

El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivosy negativos,debido a las fuerzas de Coulomb.

20

21

d

qqKF ±=

q1 y q 2 = cargas netas de los iones

K = constante de Coulomb

9

ENERGENERGENERGENERGÍÍÍÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓÓÓÓNICOS.NICOS.NICOS.NICOS.ENERGENERGENERGENERGÍÍÍÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓÓÓÓNICOS.NICOS.NICOS.NICOS.

La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía denominada energía reticular U .

• Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor sea su energía reticular

• La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interiónica d0 y directamente proporcional al producto de las cargas

0

21

d

qqKU =

En los compuestos iónicos cada ión positivo se rodea del mayor número de iones negativos y viceversa, alcanzando un equilibrio

entre las fuerzas atractivas y repulsivas, originando cristales .

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Red cúbica centrada en el cuerpo

Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica

Red de la fluorita CaF 2

Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS cons tituidos por redes tridimensionales de iones

Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima

IC 8

IC 8:4

IC 6

IC 4

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EL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORN----HABERHABERHABERHABER....EL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORNEL CICLO DE BORN----HABERHABERHABERHABER....

El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl)

NaCl (cristal)

Cl-+ Na+ (gas)

Procesos parciales

Energía de Disociación D

Energía de sublimación S

1/2 Cl2 (g) + 1/2 D = Cl (g)

Na (s) + S = Na (g)

Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na+ (g) + e-

Afinidad electrónica EA Cl (g) + e - = Cl-(g) + EA

Energía reticular U Na+ (g) + Cl- (g) = Na+ + Cl-(cristal) + U

Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) = NaCl (cristal)Q

Q = Entalpía de formación

La energía total se conserva Ley de Hess

Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U

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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓÓÓÓNICOSNICOSNICOSNICOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓÓÓÓNICOSNICOSNICOSNICOS

• Sólidos a temperatura ambiente

• Son siempre cristales• Son duros pero frágiles

• Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse

los iones de igual carga eléctrica

• Tienen elevada temperatura de fusión y ebullición

• Si do aumenta

• Disminuye la temperatura de fusión y ebullición

• Disminuye la dureza• Aumenta el coeficiente

de dilatación

0

21

d

qqKU = disminuye

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Fragilidad en un cristal iónico

presión

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● En estado sólido no conducen la electricidad.

Disueltos o fundidosconducen la corriente eléctrica.

● Se disuelven en disolventesmuy polares como el agua.

Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas de Coulomb entre los iones que quedan libres.

Iones hidratados

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente po lar

Solubilidad de un cristal iónico

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Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de cationes rodeados por electrones

Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes

ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO

La nube de electrones se mueven entre los cationes.

Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones.

+ + + ++

+

+ ++

+

++

+ ++

+

+

+ +

+

+

+

+

ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico

ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico

UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.

UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.

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El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen:

Orbitales desocupadosBaja energía de ionización

Los átomos dejan en libertad algunos de sus e - (gas o nube electrónica)transformándose en iones positivos que se colocan e n los nodos del cristal

Las redes cristalinas metálicas más comunes son:

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TEORTEORTEORTEORÍÍÍÍA DE BANDAS.A DE BANDAS.A DE BANDAS.A DE BANDAS.TEORTEORTEORTEORÍÍÍÍA DE BANDAS.A DE BANDAS.A DE BANDAS.A DE BANDAS.

Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica.

� Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía:

La banda de valencia

La banda de conducción

�Corresponde a las energías de los e- ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico

� Corresponde a las energías de los e- del gas electrónico

� Los metales son conductores porque:

A) poseen una banda de conducción semillena

B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de

valencia

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PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.PROPIEDADES DE LOS METALES.

Aunque los cationes se desplacen, los e- de la redamortiguan la fuerza derepulsión entre ellos

Por el contrario, en los Compuestos iónicos estedesplazamiento producela fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo

Red de un metal

Red de un cristal iónico

Brillo intenso

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica

Maleabililidad y ductilidad

➨

➨

Capacidad de los e- para captar y emitir energía electromagnética

Gran movilidad de los electrones

Los e- ceden parte de su energía cinética para calentar la red

Se pueden estirar en hilos o extender en láminas

Tas de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los iones positivos

➨

➨

➨

20

Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones)

ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE

A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula .

EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR)

9 F : 1s22s22p5

F F

Molécula de flúor F-F

El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES

PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente

21

El enlace covalente tiene lugar cuando se unen átomos de no metales, compartiendo pares electrónicos , con el fin de conseguir que los átomos

completen su octeto y formen un sistema con menor energía que el formado por los átomos por separado

Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis, donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicastambién pueden sustituirse por guiones• Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un ENLACE COVALENTE NORMAL:

• Si los dos e- son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llama COVALENTE DATIVO O COORDINADO

• Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan ENLACES MÚLTIPLES

22

Ejemplo:Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4

+.

• H H· ·· |

CHCH44 · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H· ·· |

H H

•• HCNHCN H–C≡N :

•• HH22COCO H–C=O :| ··H

• ·· ··: O : : O :

·· ·· ··HH22SOSO44 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H

·· ·· ··: O : : O :

·· ··

H|

NHNH44++ H–N+→H

|H

: O :||

H–O–S–O–H|| : O :

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TEORTEORTEORTEORÍÍÍÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).TEORTEORTEORTEORÍÍÍÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).A DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).

Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos

Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada

solapamiento frontal solapamiento lateral

enlaces ππππenlaces σσσσ

24

cada átomo de H posee un OA 1s semilleno

El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace

cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno

El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace

Molécula de hidrógeno H 2:

Molécula de cloro (Cl 2):

25

Cuando se produce más de un solapamiento entre orbi tales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples

Ejemplos:

Molécula de oxígeno (O 2)

Molécula de nitrógeno (N 2)

Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2pxsemiocupados, originando un enlace σσσσ. También se solapan lateralmente los dos OA 2py , originando otro enlace ππππ

Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados(enlace σσσσ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente, originando dos enlaces ππππ

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Ángulo de enlace: es el comprendido entre dos enlaces de un átomo. Se miden entre las líneas imaginarias que unen un núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él

• Las moléculas de SiH4, GeH4 y SnH4 poseen ángulos de enlace similares al metano

• La moléculas de AsCl3, SbCl3y BiCl3 poseen ángulos de enlace similares al tricloruro de boro

PARÁMETROS MOLECULARES a tener en cuenta para entender la estructura de las moléculas son:

-El ángulo de enlace -La longitud de enlace

-La energía de enlace

27

Longitud de enlace: es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados, y depende del compuesto al que pertenece el enlace.

• Las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace determinan la geometría de la molécula.• Si uno de los átomos enlazados permanece fijo, la longitud de enlace aumenta con el Z del otro.

Energía de enlace: en las moléculas diatómicas la es la que se intercambia en la reacción de disociación de la molécula en sus dos átomos, estando todos en estado gaseoso. Se suele medir en eV/átomo o en kJ/mol. Por ejemplo:

H2 (g) + 436 kJ/mol = H (g) + H (g) En moléculas poliatómicas se define de la misma forma, pero la energía de cada enlace está influida por el resto de los átomos de la molécula, siendo necesario obtener valores promedio. A pesar de ello, la energía de enlace depende fundamentalmente de los átomos enlazados y no del compuesto del que forma parte el enlace

28

• En enlaces covalentes entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad a los electrones comunes del enlace. El desplazamiento de la carga hacia el átomo más electronegativo forma un dipolo permanente.

• Los enlaces pueden clasificarse según su polaridad o porcentaje de carácter iónico,desde el 0% (enlaces covalentes puros , sin momento dipolar o apolares),

hasta el100% (enlaces iónicos puros ).

Ejemplos: Cl2 =Cl : Cl es un enlace covalente apolar

HCl = H+δ : Cl-δ es un enlace covalente polar

NaCl =Na+ Cl- es un enlace iónico (No forma moléculas)

El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Algunas moléculas pueden ser apolares y contener enlaces polares

MOLMOLMOLMOLÉÉÉÉCULAS POLARES.CULAS POLARES.CULAS POLARES.CULAS POLARES.MOLMOLMOLMOLÉÉÉÉCULAS POLARES.CULAS POLARES.CULAS POLARES.CULAS POLARES.

Dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario ,+q y -q, situadas a una cierta distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que se caracteriza por su momento dipolar :

dqrr =µ

Siendo d un vector con origen en +q y extremo en -q

qq −+•→•

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• En las moléculas apolares , que poseen enlaces covalentes polares debido a que, por motivos de simetría,los dipolos creados por los distintos enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder en moléculas lineales, triangulares planas o tetraédricas

δ2-

δ+ δ+

Moléculade H2O

• En las moléculas diatómicas coinciden la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula

molécula de HClδ+ δ-

• En las moléculas angulares ( H2O) o piramidales (NH3), la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular son diferentes, pues los momentos dipolares de los enlaces se suman como vectores

moléculade NH3

δ3-

δ+

δ+

δ+

molécula lineal

δ- δ-δ2+molécula tetraédrica

δ4+

δ-

δ-

δ-

δ-

molécula triangular plana

δ3+

δ-

δ-δ-

30

HIBRIDACIHIBRIDACIHIBRIDACIHIBRIDACIÓÓÓÓN DE ORBITALES.N DE ORBITALES.N DE ORBITALES.N DE ORBITALES.HIBRIDACIHIBRIDACIHIBRIDACIHIBRIDACIÓÓÓÓN DE ORBITALES.N DE ORBITALES.N DE ORBITALES.N DE ORBITALES.

La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a los denominados orbitales híbridos

Los tipos de hibridación más frecuentes son

La geometría molecular estudia la disposición tridimensional de los átomos de las moléculas.Existen dos procedimientos para predecir y justificar dicha geometría:Lahibridación de orbitales y el RPECV

31

• Para explicar la geometría de la moléculas(ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teorteor íía de la hibridacia de la hibridaci óónn”.

• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

32

•• Se Se hibridanhibridan ::– Los orbitales atómicos que van a formar

enlaces “σ”– Las parejas de e– sin compartir.

•• No se No se hibridanhibridan ::– Los orbitales atómicos que van a formar el

segundo o tercer enlace.

– Los orbitales atómicos vacíos.

33

Tipos de hibridaciónTipos de hibridaciTipos de hibridaci óónn

•• spsp 33

– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano– 3 enlaces sencillos + 1 par e – sin compartir. Ej: NH 3

– 2 enlaces sencillos + 2 par e – sin compartir. Ej: H 2O

•• spsp 22

– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3

– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

•• spsp– 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2

– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2

– 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

34

Tipos de orbitales híbridos . Tipos de orbitales híbridos . Ejemplos

35

Hibridación sp3

CH4 C 1s2 2s2p2Promoción hibridación

1 orbital s 3 orbitales p

4 orbitales sp3

(distribución tetraédrica)

NH3 H2O

36

1 orbital s 2 orbitales p3 orbitales sp2

(distribución triangular plana)

BF3

B 1s2 2s2p1

Promoción hibridación

Hibridación sp2

37

BeF2

Be 1s2 2s2

Hibridación

de orbitales

F 1s2 2s2p5

promoción

Hibridación sp

38

1 orbital s 1 orbital p

Orbitales p

Orbitales sp híbridosBe

2 orbitales sp(distribución lineal)

39

Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación

Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

40Enlace σ Enlace π

• Se dan dos tipos de enlaces covalentes– enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de

los átomos enlazados– enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales

con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados

41

• Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelen entre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema

El método RPECV (método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de valencia) predice la geometría de moléculas senci llas basándose en la repulsión entre pares de e - en torno al átomo central. Considera tanto los pares de electrones de los enlaces como los pares de electrones no compartidos

• Los pares no compartidos están más dispersos y ejercen más repulsión sobre los otros pares, por lo que los ángulos de enlace que resultan son mayores que los teóricos

42

El átomo central sólo tiene pares de e – de enlace.

El El áátomo central tomo central ssóólo tiene pares de elo tiene pares de e –– de enlace.de enlace.

• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º.

• BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º.

• CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

43

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

• Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.

•• Ejemplos:Ejemplos:– Etino (acetileno)

– CO2

44

El átomo central tiene pares de e – sin compartir.

El átomo central tiene pares de e – sin compartir.

• La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.– NH3: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir ⇒Ang. enl. = 107’3º < 109’4º(tetraédrico)

– H2O: El O tiene 2 pares de e–compartidos y 2 sin compartir ⇒Ang. enl. = 104’5º < 109’5º(tetraédrico) Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

45

El átomo central tiene un enlace doble .El átomo central tiene un enlace doble .

• La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

• CH2=CH2: Cada C tiene 2 pares de e– compartidoscon el otro C y 2 pares de e– compartidos con sendos

átomos de H. ⇒– Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º

116º

122º

46

47

48

MODELO VSEPR (IV):MODELO VSEPR (IV):MolMolééculasculas con con mmááss de un de un áátomotomo centralcentral

Se asigna la geometría a cada átomo central independientemente.

49

SF6PCl5CH4BF3BeCl2

Octaédrica

Bipirámidetrigonal

TetraédricaTriangular plana

Lineal

90º90 y 120º109.5º120º180º

6 pares de e- de enlace

5 pares de e- de enlace

4 pares de e-de enlace

3 pares de e- de enlace

2 pares de e- de enlace

Moléculas sin pares de electrones libres

Cl Be Cl

F B F

F

H

H C H

H

Cl P

Cl

Cl

Cl Cl

F S F

F F

F F

50

Angular105º

tetraédricaPE=2PL=2

H2O

Pirámide trigonal

107º

tetraédricaPE=3PL=1

NH3

Angular

ángulo menor 120º

Triangular plana

PE=2

PL=1

SnCl2

Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)

Cl Sn Cl

H N H

H

H O H

51

Por ejemplo , la molécula de SO3 es un híbrido de resonancia entre las siguientes estructuras

La resonancia establece que existen, no sólo pares de e- compartidos y localizados entre dos átomos, sino que algunos se deslocalizan y su posición se

extiende por la molécula

• La resonancia propone la representación de determinadas moléculas mediante varias fórmulas estructurales llamadas estructuras resonantes.

• La estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se denomina híbrido de resonancia.

52

FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.FUERZAS INTERMOLECULARES.

1-Fuerzas de atracción dipolo-dipolo (fuerzas de orientación o de Keeson ): Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes . La

parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar. A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas de fusión y ebullición.

2- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido(fuerzas de Debye )

Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas.

Las fuerzas que unen las moléculas entre sí se denom inan fuerzas de Van derWaals. Su magnitud depende del número de e -, del tamaño y de la forma molecular. Existen tres tipos:

53

Se deben a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria, a partir de vibraciones que producen una polarización por asimetría de la distribución de e-

• Son fuerzas más débiles que las anteriores, por la brevedad de su existencia.

• Originan el estado líquido y sólido de moléculas que son apolares por no tener dipolos (O2,H2,N2) o por motivos de simetría (CO2,CCl4,CH4).

• Crecen con la masa molecular o atómica de las susta ncias

3-Fuerzas de dispersión (fuerzas de London ):

Enlace de hidrógeno.

Es una unión entre moléculas en las que un átomo de H actúa de “puente” entre dos átomos muy electronegativos como F,O ó N , que se encuentran unidos al

hidrógeno mediante un enlace covalente muy polarizado. Los electrones del enlace covalente están muy desplazados hacia el átomo más electronegativo y el H tiene

cierta carga positiva

54

Ejemplos:En la molécula de HF se produce una atracción de tipo electrostático entre los átomos de hidrógeno H+δ y de F-δ

El enlace de hidrógeno se representapor una línea discontinua de puntos. Enlace entre moléculas de HF

55

Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)Estructura del hielo

(puentes de hidrógeno)

56

SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.SUSTANCIAS MOLECULARES.

Las moléculas son agrupaciones de átomos unidos por enlace covalente. Las sustancias moleculares se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos de la molécula y la debilid ad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas

Hmuyfuerte

H

22 H................Hmuydébil

• La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos

• Si las moléculas tienen gran masa molecular pueden encontrarse en estado sólido o líquido a temperatura ambiente

• Generalmente son gases en condiciones ordinarias de presión y temperatura

Oxígeno (gas molecular) Bromo (líquido molecular) Yodo (sólido molecular)

57

SSSSÓÓÓÓLIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.SSSSÓÓÓÓLIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.LIDOS COVALENTES.

Los sólidos covalentes ,también llamados sólidos atómicos o reticulares , sonsustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales

• Las uniones entre los átomos son muy fuertes , por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros.

Ejemplos:

Diamante (C)

Cuarzo (SiO2)

58

Propiedades de los compuestos covalentesPropiedades de los compuestos covalentes

•• SSóólidos covalenteslidos covalentes :• Los enlaces se dan a lo

largo de todo el cristal.• Gran dureza y P.F alto. • Son sólidos. • Insolubles en todo tipo de

disolvente.• Malos conductores.• El grafito que forma

estructura por capas le hace más blando y conductor.

•• SustSust . moleculares. moleculares :• Están formados por

moléculas aisladas.• P.F. y P. E. bajos (gases).• Son blandos. • Solubles en disolventes

moleculares.• Malos conductores.• Las sustancias polares

son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

59

Ejemplo

Conductividad

Dureza (sólidos)

Solubilidad en disolventes polares

Solubilidad en disolventes apolares

Estado físico en condiciones estandar

Sólidos covalentes

Moléculas con enlace de hidrógeno

Moléculas polares

Moléculas apolares

gas

Muy alta

Muy baja

Muy blandos

No

N2

Gas o líquido

Muy baja

Muy alta

Muy blandos

No

CO

Gas o líquido

Muy baja

Muy alta

Muy blandos

No

H2O

Sólido

Muy baja

Muy baja

Muy duros

No

SiO2

Propiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentesPropiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentes