TEMA XI (B) · Tema: Enlace covalente. Teoría de las repulsiones de los pares electrónicos de la...
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República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación
U.E. Colegio “Santo Tomás de Villanueva” Departamento de Ciencias
Cátedra: Química Año: 4° A, B y C Prof. Luis Aguilar
TEMA XI (B)
ENLACE COVALENTE.
Tema: Enlace covalente.
Las bases de la teoría fueron creadas por G. N. Lewis e Irving Langmuir.
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico estadounidense.
Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las
universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó
química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta
1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde
1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor
de química física en la Universidad de California en Berkeley.
Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la física
teórica, sobre todo al estudio de la termodinámica química.
Desarrolló una teoría sobre la atracción y valencia químicas con
el químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la
estructura atómica de las sustancias, conocida como teoría
Langmuir-Lewis. También se le conoce por su trabajo sobre la
teoría de las disoluciones y la aplicación de los principios de la
termodinámica a los problemas químicos.
SU ESENCIA ES LA COMPARTICIÓN ELECTRÓNICA
Tema: Enlace covalente.
Reglas empíricas para la formación de enlaces covalentes:
1.- Desfavorecer el enlace iónico. La energía del electrón sobre
el átomo (A) tiene que ser comparable a la del electrón sobre el
átomo (B).
2.- Los orbitales atómicos (de la capa de valencia) deben poseer
simetría y energía apropiada. En cuanto a la simetría:
dS BA
S = integral de traslape. Sí S = 0 la situación es de no enlace.
Casos no enlazantes:
Los orbitales son ortogonales.
+
+-
++
- - +
+
-
-+
++
-
-
+
+ -
--
-
+
+-
-
+
++ -
S = 0 S = 0 S = 0
S = 0 S = 0
Tema: Enlace covalente.
Planteamientos de la estructura de enlace propuesta por Lewis y Langmuir:
Regla del octeto:
Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis.
Estructuras de Lewis:
Es la representación del enlace entre dos núcleos con un par electrónico localizado.
Ejemplos que reflejan los planteamientos:
Tema: Enlace covalente.
Con la presencia de orbitales d hay “expansión de la capa
de valencia” (efecto nefelauxético) con lo cual no tiene que
cumplirse la regla del octeto.
Ejemplo:
Pauling no consideró durante algún tiempo la expansión de la capa de valencia:
Tema: Enlace covalente.
Evidencias a favor de la existencia de la participación de orbitales d:
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia.
Características:
1.- Es una consecuencia lógica de las ideas del
apareamiento electrónico propuestas por Lewis.
2.- Considera las interacciones de los diversos electrones de
la capa de valencia como si se hiciera que los átomos
involucrados se acercaran mutuamente desde el infinito.
3.- W. Heitler y F. London fueron los primeros, en 1927, en
proponer un tratamiento mecano-cuántico para la molécula
de hidrógeno. Se describe a continuación:
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia.
a) )2()1( BA
HA HB
b) )1()2()2()1( BABA
HA HB
c) Se toma en cuenta el efecto pantalla de un electrón. Es
decir, se trabaja con Z* en lugar de Z y se calcula .
d)
)2()1(
)2()1()1()2()2()1(
AA
BBBABA
H+A H-
B H-A H+
B
Hay resonancia de las estructuras iónicas.
f) Es debida a la repulsión; supone spins iguales y no hay
enlace.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia.
Para entender las energías de enlace (estabilidad) y la estereoquímica (forma) de las moléculas son necesarios
los conceptos de hibridación y resonancia.
Hibridación:
Pauling consideró este concepto desde el punto de vista de
las matemáticas.
ziyixisi pdpcpba
Ejemplo: CH4
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, hibridación.
otros híbridos…
híbrido sp3, geometría tetraédrica
ángulos 109.5º C
H H
H H
sp2
pz
2s 2p
C
+
-
HH
H
ángulos 120º
geomería plana trigonal
py
sp2p2s
pz
C
geometría lineal
ángulos de 180º entre los híbridos y 90º entre los puros
++
--
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, hibridación.
Conclusiones:
híbridos…
Híbridos
Número de coordinación
Geometría
Angulos de enlace
Ejemplo
sp
2 lineal 180º CO2
sp2 3 trigonal
120º CO32-
sp3 4 tetraédrica
109.5º CH4
dsp2 4 cuadrada plana
90º *
dsp3
5
bipirámide trigonal
o piramidal cuadrada
120º y 90º
90º y 45º
PF5
*
d2sp3 6 octaédrica 180º, 90º y 45º
SF6
*Estudiar química y ver química inorgánica II.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, hibridación.
energías…
Las energías de los enlaces varían según:
sp > sp2 > sp3 >> p
mayor traslape menor traslape
HCCH H2C=CH2 CH4 CH
radical
kJ/mol 498 444 410 336
Pm 106 107 109 112
Limitaciones del concepto de hibridación.
.- Un conjunto de orbitales híbridos no son equivalentes.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, hibridación.
mayor carácter sp2
mayor carácter dp
ecuatorial
axial
bpt BB
A
B
A
P
P
Cl
Cl
Cl
ClCl
B
15 pm más corto(enlaces más fuertes)
Cl Cl
F
Cl
F
PCaso PF2Cl3
pefieren orbitales híbridos con menorcarácter s (regla de Bent).
Caso CH2F2 C
H
F
H
F ángulo < a 109.5ºcarácter s menor a 25%
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, hibridación y resonancia.
.- No explica algunos compuestos del grupo 18.
Ejemplo: XeF6
Resonancia:
Cuando se utiliza la teoría del enlace de valencia es común
encontrar que se pueden plantear más de una estructura o
más de una función de onda. La función mejor se expresa
entonces como una combinación lineal de las anteriores.
Xe
F
F
F
F
F
F
híbrido d2sp3 ???
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, resonancia.
Ejemplo: CO32-
Conclusión: la resonancia es la deslocalización de la densidad electrónica de una molécula a través de
movimientos lógicos.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, resonancia.
Reglas para la resonancia:
1.- La estructura contribuyente debe tener un número máximo de enlaces.
El enlace doble proporciona estabilidad y por ende mayor contribución.
2.- Las estructuras propuestas deben ser coherentes con la posición de los átomos en la molécula real. Los tautómeros no son estructuras resonantes.
3.- La distribución de la carga en una estructura canónica debe ser razonable. Cargas iguales y cercanas no representan una estructura contribuyente al híbrido de resonancia.
4.- Las formas contribuyentes deben tener el mismo número de electrones no apareados.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia.
Estructuras de Lewis:
Para evitar hacerlas por ensayo y error algunas reglas importantes son:
.- Se determina el número total de electrones de valencia
en la molécula. Cuando tienen carga negativa se suma uno, cuando es positiva se debe restar un electrón.
.- Se construye el esqueleto de la molécula representando
los átomos por sus símbolos químicos y uniéndolos con pares de electrones de enlace. El átomo menos electronegativo ocupa la posición central de la estructura.
.- Se resta del total de electrones de valencia el número
de electrones utilizados en los enlaces covalentes para obtener los no enlazantes, también denominados “libres”.
.- Se colocan los electrones libres tratando de satisfacer el octeto sobre los átomos. Calcular la carga formal sobre cada átomo y verificar que se es coherente con la carga de la
molécula.
Carga formal de un átomo = e- capa de valencia – ½ de los electrones que forman un par de enlace –
electrones libres.
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia, estructuras de Lewis.
Las estructructuras de Lewis también pueden hacerse según el tratamiento de B. P. Lever. (J. Chem. Educ., 49, 819, 1972).
Son reglas lógicas y útiles para el reparto en el caso de
que todos los átomos cumplan con la regla del gas inerte.
Tratamiento:
Sea V = número de pares electrónicos de la capa de valencia. Sí la molécula tiene una carga positiva entonces
restar 0.5, sí tiene carga negativa sumar 0.5 por cada carga.
Además: h = número de átomos de hidrógeno.
q = número de átomos diferentes al hidrógeno.
entonces, enlaces sencillos = n = h + q – 1 y
enlaces dobles = n = 3q- V + 1. Finalmente,
pares libres = V - n - n
Ejemplos: OCN-, BF3, SO42-, NH4
+
Tema: Enlace covalente.
Teoría del Enlace de Valencia.
Teoría de las repulsiones de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).
Características:
.- Propuesta por Guillespie y Nyholm basándose en las interacciones de pares electrónicos de la capa de valencia y su efecto sobre la estereoquímica de las moléculas.
.- Las repulsiones entre pares electrónicos son más
determinantes a 90º y varían según:
PL – PL > PL – PE > PE – PE
También ejercen influencia sobre los ángulos de enlace:
NH3
106º47’
PH3
93º30’
AsH3
92º0’
SbH3
91º30’
H2O
104º27’
H2S
92º16’
H2Se
91º0’
H2Te
89º30’
Tema: Enlace covalente.
Teoría de las repulsiones de los pares electrónicos de la capa de valencia.
Formas de las moléculas que contienen pares libres:
.- Número total de pares electrónicos de la capa de
valencia del átomo central.
.- Disponibilidad de orbitales de baja energía.
.- Número de pares libres.
PL + PE
Orbitales híbridos
Número de coord.
Tipos de pares
electrónicos
Configuración
Ejemplos
2
sp lineal
2
2 PE
lineal
Ag(CN)2- HgCl2 CdI2
3
sp2
triangular
3
2
3 PE
2PE + 1PL
plana trigonal
forma de V
BX3 (X=F,Cl,Br)
GaI3
SnCl2, PbCl2
4
sp3 tetraédrica
4
3
2
4 PE
3PE + 1PL
2PE + 2PL
tetraédrica
pirámide trigonal
forma de V
CH4, NH4+,
SnX4, BF4-
NH3, H3O+, PX3, AsX3
H2O, H2S,
H2Se
Tema: Enlace covalente.
Teoría de las repulsiones de los pares electrónicos de la capa de valencia.
Continuación forma de las moléculas:
PL + PE
Orbitales híbridos
Número de coord.
Tipos de pares
electrónicos
Configuración
Ejemplos
5
sp3d bipirámide
trigonal
5
4
3
2
5 PE
4PE + 1PL
3PE + 2PL
2PE + 3PL
bipirámide
trigonal
tetraedro irregular
forma de T
lineal
PCl5, SbCl5,
VF5
SF4, TeCl4, R2SeX2
ClF3, BrF3
ICl2-, I3-
6
sp3d2 octaédrica
6
5
4
6 PE
5PE + 1PL
4PE + 2PL
octaédrica
pirámide cuadrada
plana
SF6, SiF62-,
PbF62-
BrF5, IF5
ICl4-, BrF4-
7
Sp3d3 (?)
7
6
7 PE
6PE + 1PL
bipirámide pentagonal
octaedro
deformado
IF7, ReF7
XeF6,
SbX63-
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares (TOM).
Necesidad de un mejor modelo...
“La teoría de los orbitales moleculares es demasiado verdadera para ser buena”.
F. A. Cotton. J. Chem. Educ., 41, 466 (1964).
Premisas de la TOM:
- Los átomos presentes en las moléculas contribuyen al enlace con los orbitales de valencia.
-Se basa en la combinación lineal de orbitales
atómicos (CLOA) para generar orbitales moleculares. Por ahora solo nos preocuparemos por las combinaciones s y p.
.- El número de orbitales moleculares generados debe ser igual al número de orbitales atómicos tomados en cuenta.
- La interacción se representa gráficamente mediante un
diagrama de orbitales moleculares deslocalizados tal que el átomo más electronegativo va a la derecha del diagrama.
-Son determinantes para los CLOAs aspectos de
simetría y energía.
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares, continuación premisas...
- Los electrones en un orbital molecular son de la
molécula y no se les asocia a ningún átomo en particular.
- El llenado de electrones y su configuración siguen las
normas de siempre.
El asunto de la simetría: S > 0 orbital enlazante. S < 0 orbital antienlazante. S = 0 orbital no enlazante.
dS BA
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares, simetría...
casos enlazantes:
+- + + -- + + -
S > 0
- +- + + + - +- ++ +
S > 0
+
- -
+
+
+
- -
+
-
+++
--
S > 0
-
+
-+
+
+-
-
+ -
-++ -+
+ +-
- -
S > 0
+
- -
- -
- -
- -
+
+ +
+
+
+ +
+
S > 0
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares, simetría... Casos antienlazantes:
-++- ++ -- ++- -
S < 0
+
++++-+ - + +-
S < 0
-
+
-
+
+-
- +
+-
-
S < 0
+
++
+ --
--
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
+
+
+
+
S < 0
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares, energía...
El asunto de la energía:
Energías relativas de los orbitales de valencia: es la energía de ionización de un electrón (con signo contrario) en los orbitales de valencia.
energías en 103 cm-1
Átomo 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p
H 110
He 198
Li 44
Be 75
B 113 67
C 157 86
N 206 106
O 261 128
F 374 151
Ne 391 174
Na 42
Mg 62
Al 91 48
Si 121 63
P 151 82
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares, energía...
Energías relativas de los orbitales de valencia: es la energía
de ionización de un electrón (con signo contrario) en los
orbitales de valencia.
energías en 103 cm-1
Átomo 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p
S 167 94
Cl 204 111
Ar 236 128
K 35
Ca 49
Zn 76
Ga 102 48
Ge 126 61
As 142 73
Se 168 87
Br 194 101
Kr 222 115
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Orbitales atómicos y moleculares involucrados en la formación de la molécula de hidrógeno. Diagrama y simetría de los orbitales moleculares generados.
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Información del diagrama:
H2 = conf. elect. = (1s)2
H2+ = conf. elect. = (1s)1
orden de enlace = ½(elect. enlace – elect. antienlace)
Características magnéticas: H2 = diamagnética.
H2+= paramagnética.
. .. .+
++
+180º
H H H H
HH
++ .. - .+
H.H
- 180º
e =
a = *1s
1s
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Simetría de otros orbitales moleculares:
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Diagramas de OM sin interacción s-p
(energía mayor a 100).
Ejemplos: moléculas homodinucleares F2 y O2
pxpypz pz
pypx
s s
átomo A átomo Amolécula A 2
px
*px
yz
z* y*
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Diagramas de OM sin interacción s-p
(energía mayor a 100).
Información sobre las moléculas de los halógenos:
Molécula
Distancia internuclear (Å)
Energía de disociación (Kcal/mol)
F2 1.41 36.00
Cl2 1.98 57.07
Br2 2.28 45.46
I2 2.66 35.55
Información sobre la molécula de oxígeno:
Molécula
Nombre
Distancia internuclear
(Å)
Energía de disociación (Kcal/mol)
O2 Oxígeno 1.20 117
O2+ Catión
dioxigenilo 1.12 ----
O2- Ión
superoxo 1.26 93.9
O22- Ión peroxo 1.49 ----
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Diagramas de OM con interacción s-p
(energía menor o igual a 100).
Enfoque según autor: Mackay.
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Moléculas heterodinucleares sin interacción s-p.
Ejemplo: HF
1S
H F
2P
2S
HF
-110
-151
-374
SPx
Py Pz
SPx*
"2S"
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Moléculas heterodinucleares con interacción s-p en uno o en los dos átomos.
Ejemplo: CO
"2S"
*SPx
SPx
2S
2P
2P
C OCO
-86
2S-157
-128
-261
y z
"Px"
y z* *
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación CO
Orbitales de frontera:
HOMO = Highest occupied molecular orbital “Px”
LUMO = Lowest unoccupied molecular orbital *y o *z
Descripción del enlace sinérgico:
**zy
"Px"
-128
-86
CO OC
2P
2P
SPx*
Orbitalesde frontera...
Porción del diagrama
C O::- +
:OC M C O:++ +
donación vía
+ :OCM+
-
-
-
-
M
-
OC
+ +
++
-
- -
-
regreso de densidad
electrónica vía
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Ejemplo: NO
*
* z
y z
y
-261
-128
2S
O
2P
2P
2S
S
Px
*
-106
-206
N NO
22
78
55
S
Px
*puede serinvertido elorden...
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Moléculas poliatómicas
Ejemplo: BeH2
Be
-75 2S
2P?
H
-1101S
HBeH2
s
*s
px
px
py pz
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: BeF2
pzpy
px
px
sp
BeF2
2P
2S
Be
2S -374
2p -151
-75
?
sp
F F
Nota: puede estar presente
una interacción débil.
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: CO2
2P-86
2S-157
C O O
2P -128
2S -261
CO2
spx
spx
"2S"
px
px
Py Pz
z
z
y
y
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: H2O
-110 1S
2P -128
2S -261
H H OH2O
"2S"
spx
spx
spz
spz
Py
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: BF3
2P
2S
-67
-113
2P -151
2S -374"2S"
spx
spx
px
px
pzpx
pzpx
y
y
pz pz pz py py
B F F FBF3
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: NH3
2S
2P-106
-206
1S -110
s
s
pzs
pzs
pys
pys
"Px"
N HHHNH3
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: NH4+
2P
2S
-106
-206
1S -110
s
s
ps
ps
N H H H HNH4+
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: CO32- primera propuesta
spx
spx
px
px
pypx
pypx
z
z
2P
2S
-86
-157
2P -128
2S -261"2S"
pz pz py py py
C O OOCO32-
Tema: Enlace covalente.
Teoría de los orbitales moleculares.
Continuación moléculas poliatómicas
Ejemplo: CO32- segunda propuesta
CO32- O OOC
"2S" 2S -261
2P -128
-157
-86
2S
2P
pypx
pypx
px
px
spx
spx
1
2
3
4
py py py
Tema: Enlace covalente.
Orbitales moleculares localizados.
Es una manera simple de deducir la estructura electrónica de moléculas poliatómicas.
Ejemplos:
Be+ +- -H H
situación de enlace = s p + 1s
BeH2
+ +
situación de enlace = s p 2 + 1s
H
B
HH
+
+ +
+
+
+
-
--
hay un p puro sobre el B
BH3
B B
H
H
H H
HH
++
+ + +
+ +
+
+
+
+
+
+
+
B2H6 molécula de diborano
situación de enlace = s p 3 + 1s
enlace3c - 2e-
Tema: Enlace covalente.
Comparación entre teorías...
Características de las teorías que permiten su distinción. (lámina de los hoteles…)
TEV TOM
Simplicidad
Predicción estructural
Limitaciones
Distinción electrónica
Interpretación de fenómenos o propiedades
(Magnetismo, distorsiones, reactividad, espectros, orden de
enlace, etc.)
Tema: Enlace metálico.
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el
enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos
por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido
proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo,
maleabilidad y ductilidad.
estructura del enlace metálico
Tema: Enlace metálico.
Estructura…
Cúbica centrada en el cuerpo (BCC):
Ca, Ir, Pb, Sr, Co, Al, Pt,
Fe, Sc, Cu, Rb, Ag, Au
Cúbica centrada en las caras (FCC):
Be, Ru, Mo, Mg, Sc, Co,
Ni, Ti, Ca, Re, Zr, Y, Cr
Hexagonal (HCP):
Li, Ba, Zr, Na, V, U, Rb,
Cr, Hf, Cs, Mo, W, Ti, Fe
Tema: Enlace metálico.
Estructura…
2S 2S
Li Li2 Li
2S2S2S2S
banda devalencia
banda de conducción
Tema: Distribución electrónica de los enlaces.
Polaridad de los enlaces…
enlace covalente
enlace covalente polar
A medida que aumenta la polaridad aumenta también el carácter iónico del enlace.
Tema: Distribución electrónica de los enlaces.
Polaridad de los enlaces…
El grado de polaridad de un enlace se mide en términos del
porcentaje de carácter iónico, donde la electronegatividad
es la propiedad importante en la naturaleza del enlace
químico.
Ejemplos:
Molécula Electronegatividades respectivas
Naturaleza del enlace químico
CsF 0.7 4.0 5% carácter covalente
HI 2.1 2.5 5% carácter iónico
Cuantitativamente, el % de carácter iónico se expresa según:
25.316.% IC
o
100.%exp
xICteorico
donde teórico = 4.8 x 10-10 x distancia (esu.cm)
Tema: Distribución electrónica de los enlaces.
Momento dipolar…
Estructura del momento dipolar:
= momento dipolar = carga x distancia = q.d
Como la carga del e- es del orden de 10-10 esu y la distancia
de separación de dos átomos esta en el orden de los Å (10-
8 cm) se toma como unidad del momento dipolar el Debye
(D).
10-10 x 10-8 esu cm = D = Debye
1D = 10-18 esu x cm
+ -
d
+
1D = 10-18 esu cm
o
1D = 3.33 x 10-30 C m
Tema: Distribución electrónica de los enlaces.
Momento dipolar…
A partir del momento dipolar se puede conocer el % de carácter iónico.
Ejemplo:
Para la molécula HBr que tiene un momento dipolar de 0.79 D y una distancia interatómica de 1.41 Å, calcule el % de carácter iónico.
Sí = q x d, entonces: cmx
cmesuxq
8
18
1041.1
.1079.0
esuxq 101056.0 o sea:
Finalmente: %7.11100108.4
1056.0.%
10
10
xx
xIC
H Br
+ 0.56 x 10-10esu
esu- 0.56 x 10-10
Tema: Distribución electrónica de los enlaces.
Momento dipolar…
En resumen:
Molécula (D) Longitud del enlace (Å)
% C.I
HF 1.91 0.92 43.2
HCl 1.05 1.28 17.1
HBr 0.70 1.41 11.7
HI 0.38 1.60 4.9
Cambios de momento dipolar en una serie de moléculas cuando se reemplazan algunos átomos:
a)
b)
C
H
H
H
H H
H
H
Cl
C
H
H
Cl
Cl
C C
Cl
Cl
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Cl
H
= 0 = 0= 1.86 D = 1.59 D = 1.15 D
O
.. ..
H H H
H
H
N
..
= 1.84 D = 1.5 D
Tema: Otras interacciones.
Interacciones intermoleculares…
.- Interacción ión – dipolo permanente.
.- Son las responsables de las energías de solvatación.
.- Característica de iones en solventes polares
.- Energía de la interacción: 0
24
r
ZE
Ejemplo:
NaCl en H2O:
.- Ión – dipolo inducido.
.- Característica entre un ión y una molécula no polar.
.- Energía de la interacción: 4
2
2r
ZE
Ejemplos:
F- + BF3 BF4-
I- + I2 I3-
Na+
+ +
+
++
+
- -
-
--
-
-
-
-
+
+ +
Cl- +
++
-
-
-
Tema: Otras interacciones.
Interacciones intermoleculares…
.- Dipolo permanente – dipolo inducido.
.- Se da frecuentemente en disoluciones de moléculas no polares en disolventes polares.
.- Energía de la interacción: 6
2
rE
Ejemplos:
Disolver O2 en H2O
Disolver HCCH en H2O
.- Dipolo inducido – dipolo inducido.
.- Se conocen como fuerzas de van Der Waals.
.- Resultan de la polarización instantánea como consecuencia de las oscilaciones de las nubes electrónicas.
.- Energía de la interacción: 6
2
rE
Ejemplos:
F2, Cl2, Br2, I2
He
He+ He líquido
Tema: Otras interacciones.
Interacciones intermoleculares…
.- Dipolo permanente – dipolo permanente.
.- Energía de la interacción: 0
3
21
4
2
rE
.- Importante en el puente de hidrógeno, tanto intermolecular como intramolecular:
Evidencias:
tiene una entalpía de rompimiento del dímero cercana a
14 Kcal/mol
X H Y
átomo muy electronegativo
buén nucleófilo
hasta 3 Angstroms
C
O
OH
H3C C
O
CH3
HO
distancia FHF en KHF 2 = 2.26 A F H--------------F
H--------------FFdistancia FF en HF = 2.55 A
Mejor me fajo a estudiar el enlace covalente…
¿Quiénes deciden la situación de enlace, los átomos o los
electrones involucrados…?
Fin del tema N° XII (B)