Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: II Semana: 3

QUIMICA GENERAL

CONTENIDOS TEMÁTICOS

Enlace químico Características del enlace químico Propiedades Problemas de analisis Enlace covalente Enlace moleculares Trabajo de investigación

Meditemos

¿Por qué se forman compuestos?

Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad liberan energía

Un compuesto iónico

El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes

Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.

¿Qué es un enlace químico?

Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre los átomos u otras especies químicas, confiriendo confiriendo estabilidadestabilidad a los conjuntos formados.

Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químicoenlace químico.

Un enlace químico resultará de la redistribución de los electrones de los átomos y partículas participantes, y ésta es la causa de que la energía total del sistema llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más estable.

Electronegatividad y enlaceLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.

Generalmente:Si ∆EN >=1,7 es iónico; ∆EN <=1,7 es covalente

H2,1

Li1,0

Be1,5

B2,0

C2,5

N3,0

O3,5

F4,0

Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,8

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8

Rb0,8

Sr1,0

In1,7

Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5

Cs0,7

Ba0,9

Electronegatividad y enlace

Tipos de enlace

• Interatómicos– Iónico– Covalente– Metálico

• Intermoleculares– Fuerzas de London– Interacciones dipolo-dipolo– Enlaces puente de hidrógeno

Metano

CH4(g)

Agua

H2O(l)

Tipos de enlaces interatómicos

Enlace Iónico

¿Cómo se forma el enlace iónico?

N a

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1

+ C l

N e 3 s 2 3 p 5

E N = 0 , 9 E N = 3 , 0

E l c l o r o g a n ae l e c t r o n e s

c o n f a c i l i d a d !E l s o d i o p i e r d e e l e c t r o n e sf á c i l m e n t e !

N a C l

1 s 2 2 s 2 2 p 6

N e 3 s 2 3 p 6

a m b o s c o m p l e t a n e l o c t e t o !

a t r a c c i ó n e l e c t r o s t á t i c a e n t r e c a r g a s o p u e s t a s !

Teoría de Lewis

• Los electrones de valencia son los que intervienen en la formación de enlaces.

• Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).

• Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).

• En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,

Estructuras de Lewis de compuestos iónicos

BaO

MgCl2

Ba •• O•

••

•••

••O••

••

••Ba

2+2-

Mg ••

Cl•••

••••

Cl•••

••

••

••Cl••

••

••Mg

2+-

2

Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes.

Los compuestos iónicos

Un ion no solo atrae un contraion sino varios otros más, de acuerdo a su tamaño y carga,

por lo que cada ion estará siempre rodeado de un número determinado de iones de signo

contrario, y un compuesto iónico será por lo tanto una estructura tridimensional, llamada

RED CRISTALINA

+

R E D C R I S T A L I N A

Los compuestos iónicos

a

aa

a1 2 0 o

c

a a

c

b

αβ γ

Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.

Propiedades de los compuestos iónicos

A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de

atracción entre los iones. Altos puntos de fusión y ebullición.

Muchos son solubles en solventes polares como el agua.

La mayoría es insoluble en solventes no polares como el hexano o la gasolina.

Son conductores de la electricidad en estado fundido (líquido) o en solución acuosa.

No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas mínimas, cuando de compuestos iónicos se trata.

Problemas de aplicación

1. En un enlace covalente:•Los átomos formando el enlace están en la forma de iones.•Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.•Los electrones son compartidos en forma relativamente igual por los dos átomos.•El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil•Es la gran diferencia en electronegatividad lo que mantiene el enlace.

2. Qué compuesto de los que se indican abajo, tendrán todos sus enlaces esencialmente covalentes?a) NaOHb) ZnCl2 c) CH3CO2Nad) CaCO3 e) CH3CH2OH

3. De los siguientes compuestos diga cuantos enlaces iónicos y cuantos enlaces covalentes tiene.•Na2O2

•H2O2

•CO2

•N2O3

•Cl2O5

•Mn2O3

•H2S

•N2O3

En la siguiente estructura determine usted cuantos enlaces iónicos hay y cuantos enlaces covalentes hay en la estructura siguiente:

CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS

Investigar lo siguiente:2. Los enlaces en su importancia en la existencia de la

vida, fundamente con ejemplos.3. En que tipo de materiales se identifican los enlaces

iónicos.4. Construya una tabla en donde describa las

principales propiedades de los compuestos iónicos, y sus aplicaciones.

ORIENTACIONES

Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.

Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.

Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.

GRACIAS

Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

CICLO 2012-I Módulo: IUnidad: II Semana: 3

QUIMICA GENERAL

Regla del octetoLos átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).

Estado basal de los átomos

Electronegatividad y enlace

La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman

un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:

Si ∆EN >=1,9 es iónico; ∆EN <=1,9 es covalente

H2,1

Li1,0

Be1,5

B

2,0C

2,5N

3,0O

3,5F

4,0

Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,8

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8

Rb0,8

Sr1,0

In

1,7Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5

Cs0,7

Ba0,9

Porcentaje de carácter iónico del enlace

El enlace covalente

Electrones 1s

Par electrónico compartido

Una molécula de hidrógeno

Dos átomos de hidrógeno

Par enlazante

Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9.

Formación del H2

Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de

orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)

Moléculas sencillas

O

H

H

p a r n o c o m p a r t i d o

p a r c o m p a r t i d oA G U A , H 2 O

O H

H

O H

H

Moléculas sencillas

H

H

H

NHN

H

Hp a r n o c o m p a r t i d o

p a r c o m p a r t i d o

H

H

H

N

A M O N I A C O , N H 3

Clasificación de los enlaces covalentes

Tipos de enlace covalentes

• Normales:Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.

• Coordinados:Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.

(a)(a) Por el origen de los electrones Por el origen de los electrones compartidoscompartidos

Tipos de enlace

covalentes:

Por el Por el origen de origen de

los los electrones electrones compartidcompartid

osos

B r B r B r B r

B r B r

F o r m a c i ó n d e l B r 2

E n l a c e c o v a l e n t e n o r m a l

F o r m a c i ó n d e l N H 4+ ( i o n a m o n i o )

H

H

H

N H +

n o t i e n e e l e c t r o n e s ! !s u o r b i t a l 1 s e s t á v a c í o ! !

H

H

H

N H

+

H

H

H

N HE n l a c e c o v a l e n t e c o o r d i n a d o

Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4

+ son indistinguibles entre sí!

Enlaces covalentes normales y coordinados

Enlace covalente normal simple

Enlace covalente coordinado simple

Orbitales semillenos Pares de e- compartidos

Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos

Tipos de enlace covalentes:

Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricasEnlaces covalentes no polaresEnlaces covalentes no polares

Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes polares

Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)

δ+ δ−

(b)(b) Por el grado de compartición de los Por el grado de compartición de los electroneselectrones

Tipos de Enlace según la diferencia de

Electronegatividad

ΔEN = ENA - ENB

Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9

Enlace Iónico Enlace Covalente

No polar o apolar Polar

Si, ΔEN = 0, 0(átomos iguales)

Si, 0 <ΔEN < 1,9(elementos diferentes)

La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.

Enlace no polar

Enlace polar

Momento Dipolar (µ)

HCl

δ− δ+

µ = q . rq : carga del e- = 1,602·10-19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m

Sustancia ΔEN µ (D) Te (oC)

HF 1,9 1,91 19,9

HCl 0, 9 1,03 -85,03

HBr 0,7 0,79 -66,72

HI 0,4 0,38 -35,35

H-H 0,0 0,0 -253

µ

El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo

formado, es decir es una medida del polaridad del enlace.

Tipos de enlace covalentes:

enlaces sencillos (1 par compartido)enlaces dobles (2 pares compartidos)enlaces triples (3 pares compartidos)

H H O O N N

octetos

Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples

(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente

Tipos de enlace covalentes:

El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.

Los dos e- se comparten en el nuevo orbital

formado.Enlace Sigma, σ:

La densidad electrónica se

concentra en el eje que une

los átomos. Consta de un

solo lóbulo.Todos los

enlaces sencillos son sigma.

(d) Por la forma de los enlaces (orbitales (d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)

Tipos de enlace covalentes:

Enlace pi, π:La densidad electrónica se encuentra por encima y por

debajo del eje que une los átomos. Consta de dos lóbulos.

- Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π .

- Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π .

Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud E ≡ EEnlace longitud de enlace (Å) energía de enlace

(kcal/mol) C – C 1,53 88

C = C 1,34 119

C ≡ C 1,22 200

+

(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales (d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)

Orbitales sigma y pi

Región de traslape

Enlace σ

s-p

Enlace σ

p-p

H Cl• •• •

• •

•• Cl•

• •

• ••• Cl•

• •

• •

••

Enlace simple

Enlace doble

Enlace triple

Orbitales sigma

Orbitales pi

Enlaces múltiples

N N•• •

•σ

π

π

Nitrógeno, N2

Estructuras de Lewis en compuestos covalentes

Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor de los símbolos de los elementos.

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

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble

compartiendo electrones para formar un enlace de pares de

electrones.G. N. Lewis

Reglas

Se considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo.

Ejemplos de Estructuras de Lewis

Adicionalmente...

Reglas para hallar el número de enlaces1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la fórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. A este valor se le denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios para que todos los átomos de la especie puedan adquirir la configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos diferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos de hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b.

Número de enlaces =

b - a

2

EjemplosEjemplo 2: SiO4

-4

Si: 4e- valO: 6e-x 4 = 24 e- val+ 4 cargas neg.

a =32

2)

1)

3)e- de val libres= 32- 8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

b = 8x5= 40#enlaces= (40 -32)/ 2 = 4

2)

Ejemplo 1: H2CO

C: 4e-H: 1e- x 2= 2e-O: 6e-

a =121)

H

H

C O

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

H

H

C O4)H

H

C O

b = 8x2 + 2x1 = 18#enlaces= (18 -12) / 2 = 3

Propiedades de los compuestos covalentes

Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.

Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de fusión y ebullición.

Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.

Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el hexano o la gasolina.

En estado líquido o fundido, no conducen la corriente eléctrica.

Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas conductoras de la electricidad.

Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes

Resonancia

En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.

Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

O

OO

Resonancia

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de dos posibles situaciones

O

OO

O

OO

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, que no es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

A estas estructuras se les llama formas resonantes

Excepciones a la regla del octeto

• No todas las especies químicas cumplen la regla del octeto.

• Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto

a) Moléculas con # de e- impar.

N O Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).BF

FF

Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.

Excepciones a la regla del octeto

c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetos expandidos.

PCl5

# de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

Hibridación

• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de Lewis, es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH4.

• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía

C

H

H

HH

Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la hibridación de orbitales.

C••

••

La formación del metano, CH4

Hibridación sp3

CH4

Hibridación

Híbridos sp3

El metano, CH4

Hibridación sp2

Hibridación

Híbridos sp2

Hibridación sp

Hibridación

Híbridos sp

Enlaces múltiples

El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.

C = CH

H

H

HMolécula plana

El eteno o etileno, C2H4

Enlaces múltiples

• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.

• La molécula es lineal, H – C ≡ C – H

El etino o acetileno, C2H2

Geometría molecular

Es importante saber predecir la geometría o forma molecular, puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.a) Se dibuja la estructura de Lewis.c) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no enlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se atribuye un tipo de hibridaciónd)La geometría molecular final vendrá determinada en función de los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.

Estructura de Lewis

Requiere sp3Geometría de los

pares de e- (tetraedral)

Geometría molecular (pirámide trigonal)

Geometría molecular

# de pares de e- del átomo central

Geometría de los pares de

e-

# de pares de e-

enlazantes

# de pares de e- no

enlazantes

Geometría molecular Ejemplos

lineal

Plana-trigonal

angular

Geometría molecular

# de pares de e- del átomo central

Geometría de los pares de

e-

# de pares de e-

enlazantes

# de pares de e- no

enlazantes

Geometría molecular Ejemplos

Angular

Piramidal-Trigonal

TetraedralTetraedral

Hibridación y Geometría molecular: Resumen

HibridaciónNúmero de

enlaces sigma

Númerode pares solitarios

Total GeometríaAngulo

de enlace (aprox)

Ejemplo

sp 2 0 2 Lineal 180° BeH2

sp223

10

33

AngularPlanaTrigonal 120°

SO2

SO3

sp3

23

4

21

0

44

4

AngularPiramidal-

trigonalTetraédrica

109,5 ª

H2O

NH3

CH4

Polaridad molecular

Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de su polaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.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 se anula porque la molécula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal, sino angular.

H2O

Polaridad molecular

Si los pares de e- de enlace están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central, la molécula es

no polar.

Si hay pares no enlazantes la molécula es polar.

Polar

Moléculas polares

Enlace Metálico La “Teoría del Mar de Electrones”: afirma que siendo los electrones de valencia de un metal muy débilmente atraídos por el núcleo, estos electrones se desprenderían del átomo, creando una estructura basada en cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones libres (un mar de electrones) que tienen la posibilidad de moverse libremente por toda la estructura del sólido.

Metal Punto de fusión (°C)

Na 97,8

Fe 1536

W 3407

Enlace metálico (Mg)

Propiedades que genera el enlace

metálico• Los metales son buenos

conductores del calor y la electricidad.

• Sin dúctiles, maleables, tenaces

• Son relativamente blandos (se rayan fácilmente)

• Poseen alta densidad• Poseen color y brillo

característico• Algunas de las propiedades

señaladas se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal alo largo de los planos estructurales.

+ + + + +

+ + + + +

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de London Fuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno

Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)

Fuerzas de dispersión de London

Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos formados entre las moléculas (polares o no polares)

Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital origina la formación de dipolos no permanentes.

Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).

Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares

Fuerzas de dispersión de London

Moléculas no polares

En una de ellas se forma un dipolo

instantáneo

El dipolo instantáneo induce

a la formación de un dipolo en la

molécula vecina

Fuerzas de London

Grafito

Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares neutras, y su intensidad depende de la polaridad molecular.

Fuerzas dipolo-dipolo

Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)

Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas intermoleculares muy fuertes.

El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes

entre compuestos con F, O y N, unido a H

EPH en el agua

Efecto de los EPH en la propiedades físicas

Efecto de los EPH en la propiedades físicas

Punto de ebullición

normal (K)

Masa molecular

⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS

Investigar lo siguiente:

1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .

2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente que tipo de enlace se encuentra presente y porque.

ORIENTACIONES

Se recomienda revisar las bases teóricas en su guía didáctica de química general.

Es necesario que dedique dos horas diarias a su estudio, consultando los libros o textos de lectura obligatorios y el material impreso que se le ha entregado.

Es obligatorio que revise los videos complementarios que se le adjunta sus respectivos link en internet.

GRACIAS