- 1. ENLACEQUIMICO
- Polaridad de las molculas
2. ENLACEQUMICO
- Cuando los tomos se unen para formar grupos elctricamente
neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una
unidad, se dice que estn formando molculas.
3. ELECTRONEGATIVIDAD
- Capacidad que tiene un tomo de atraer electrones comprometidos
en un enlace.
- Los valores de E.N. Son tiles para predecir el tipo de enlace
que se puede formar entre tomos de diferentes elementos.
4. VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING 5.
electronegatividad determina puede darse entre tomos diferentes En
los cuales La diferencia de E.N. inico Diferente de cero covalente
polar y el enlace puede ser mayor que 1,7 Diferencia de E.N. Entre
0 y 1,7 El tipo de enlace que Diferencia de E.N. tomos iguales En
los cuales La diferencia de E.N. Covalente puro o no polar Cero y
el enlace es H 2 ; Cl 2 ; N 2 ejemplo. 6. ENLACEINICO Estructura
cristalina del NaCl expandida para mayor claridad.Cada Cl -se
encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada in sodio est rodeado por
6 iones cloruros.El cristal incluye millones de iones en el patrn
que se muestra. 7. ENLACEINICO 8. COMPUESTOS INICOS 1. Son slidos
con punto de fusin altos (por lo general, > 400C) 2. Muchos son
solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayora es
insoluble endisolventes no polares, como el hexano C 6 H 14 . 4.Los
compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen
partculas mviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas
conducen bien la electricidad porque contienen partculas mviles con
carga (iones).
- 1. Son gases, lquidos o slidos con punto de fusin bajos (por lo
general, < 300C)
- 2. Muchos de ellosson insolubles en disolventes polares.
- 3. La mayora es soluble endisolventes no polares, como el
hexano C 6 H 14 .
- 4.Los compuestos lquidos o fundidos no conducen la
electricidad.
- Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la
electricidad porque no contienen partculas con carga.
9. E NLACE COVALENTE
- Las reacciones entre dos no metales produce un enlace
covalente.
- El enlace covalente se forma cuando dos tomos comparten uno o
ms pares de electrones.
- Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reaccin de
dos tomos de H para producir una molcula de H 2
10. Enlace covalente H-H 11. Clasificacin de losE nlacesC
ovalentes
- Enlaces covalentes polares
- Cuando dos tomos iguales comparten un par de , se dice que hay
una distribucin simtrica de la nube electrnica, el par electrnico
es atrado igualmente por ambos ncleos.
12. Clasificacin del Enlace Covalente Segn nmero de electrones
que participen en elenlace:ENLACE SIMPLE: 2 electrones en totalXX
ENLACE DOBLE:4 electrones en totalXX ENLACE TRIPLE:6 electrones en
totalX X 13.
- Segn la diferencia de electronegatividad, se clasifican
en:
- Rango de Electronegatividad:
- Diferencia de electronegatividad =0
14.
- Al enlace ubicado en la regin intermolecular se le designa
enlacesigma
Enlace sigma 15. Enlace Covalente Polar
- Cuando los tomos que forman una molcula son heteronucleares y
ladiferencia en E.N. < 2entonces forman enlaces covalentes
polares. Ejemplo el HCl, el H 2 O
.. .. .. .. 16. ENLACE COVALENTE COORDINADO
- Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando
ambos electrones del enlace son donados por uno de los tomos.
- Consiste en la comparticin de un par de electrones ,proveniente
del mismo tomo.
17. Regla del Octeto
- Es habitual que los elementos representativos alcancen las
configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudose
denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrnica
de los gases nobles tienen 8 en su capa ms externa a excepcin del
He que tiene 2 .
18. REGLA DEL DUETO
- As como los elementos electronegativos, cumplen la regla del
octeto, para alcanzar la configuracin de un gas noble. ElHidrogeno,
cumple la regla del dueto.
- Laregla del duetoconsiste en que el H 2 , al combinarse con
otro elemento, ya sea en un enlace inico o un enlace covalente, lo
hace para completar su orbital con 2 electrones.
19.
- La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer
la estructura de Lewis, deberemos decidir como colocar los en torno
a los tomos enlazados, esto es cuantos de valencia estn involucrado
en el enlace( compartidos) y cuales no se involucran en el enlace (
no compartido).
20. 21. 22. COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS 23. REPRESENTACION
DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 1.- Sume los electrones de valencia de
todos los tomos. Si la especie es un ion: adicione un electrn por
cada carga negativa o reste un electrn por cada carga positiva. 2.-
Determine el nmero de electrones requeridos para suministrar 2
electrones a cada tomo de H individualmente y 8 electrones a cada
uno de los dems tomos individualmente. Luego sumelos 3. Electrones
de enlace = elec (2) - elec(1) 24. 4.-Calcule el nmero de enlaces
como sigue: Nmero de enlaces =(Elect. de enlace/2) 5.-Determine
elnmero de electrones no enlazantes o sin compartir: Numero de elec
no enlaz.= Electrones totales(1) - Electrones enlace 25.
CARGAFORMAL
- La carga formal es un medio para contabilizar los electrones de
valencia.
- Para determinar la carga formal en cualquier tomo de una
molcula o ion, se asigna electrones al tomo en la forma
siguiente:
- Determinar electrones enlazantes ,se dividen por igual entre
los tomos que forman los enlaces.
- Determinar los electrones no enlazantes y asignarlos al tomo al
cual pertenecen.
26.
- Determinar la carga formal :
- ELECTRONES DE VALENCIA - ( 1/2
- NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES
- + NUMERO DE ELECTRONES NO ENLAZANTES).
27. ENLACES DESLOCALIZADOS
- Se llamaenlace deslocalizado , al tipo de enlace en el cual
unpar de electrones enlazantesse dispersa sobre varios tomos en
lugar de estar localizado entre dos.
- Una forma sencilla deLewis no puede describir en forma
apropiada el enlace deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza
una descripcin de resonancia.
28. ESTRUCTURAS RESONANTES
- Se describe la estructura electrnica de una molcula que
tieneenlace deslocalizado , escribiendo todas las frmulas de Lewis
posibles, esto se llamanfrmulas de resonancia .
- Una regla que debe seguirse al escribir lasformas de
resonanciaes que el orden de los ncleos debe ser el mismo en todas
ellas, es decir los tomos deben estar unidos en el mismo
orden.Ejemplo: NO 3 -
29. 30. 31. EXCEPCIONESALA REGLA DEL OCTETO
- La regla del octeto falla en muchas situaciones en las que
intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones son de 3
tipos:
- Molculas con nmero impar de electrones
- Molculas en las que un tomo tiene menos de un octeto.
- Molculas en las que un tomo tiene msde un octeto.
32.
- Clasificacin de orbitales hbridos:
- Orbitales hbridosd 2 sp 3
33. Orbital Hbrido sp
- Esta hibridacin ocurre cuando se mezcla el orbital s y uno de
los orbitales p, para generar dos nuevos orbitales: Ejemplo BeF
2
2s2s2px Finalmente quedan los orbitales as : 1ssp2p 34. 35.
ORBITAL HBRIDO sp 2
- Siempre que se mezcla cierto nmero de orbitales atmicos se
obtiene el mismo nmero de orbitales hbridos. Cada uno de stos es
equivalente a los dems pero apuntan en direccin distinta. Cuando se
mezclanun orbital s con dos orbitales p, se forman 3 orbitales
hbridos sp 2 (ese pe dos).
2s2p2s2p sp 2 2p promover hbridar 36. 37. 38. ORBITAL HBRIDO sp
3
- Cuando se mezclaun orbital s con tres orbitales p,de la misma
subcapa se forman 4 orbitales hbridos sp 3 (ese pe tres).
2s2p 2s2p sp 3 promover hbridar 39. 40. HIBRIDACION CON
ORBITALES d
- La mezcla de orbitales s, p y d, puede dar origen a distintos
tipos de orbitales hibridados, tales como:
- 1orbital s, 3 orbitales py 1 orbital d, da origen a: 5
orbitales sp 3 d
- 1orbital s,3 orbitales p y 2 orbitales d, da origen a 6
orbitales sp 3 d 2 ,dirigidos hacia los vrtices de un
octaedro.
41.
- Esta hibridacin es caracterstica de la capa devalencia
expandida.
3s3p3d promover 3s3p3d sp 3 d3d hibridar 42. 43. NUMERO IMPAR DE
ELECTRONES
- En casi todas las molculas el N total de electrones de valencia
es par, por lo tanto existe un apareamiento completo de los
electrones.
- Sin embargo existen molculas tales como:
- NO; ClO 2 ; NO 2, las cuales tienen nmero impar total de
electrones de valencia, obviamente es imposible aparear totalmente
estos electrones para alcanzar el octeto, alrededor de cada
tomo.Estas especiesson muy reactivas y de corta vida.
44. MENOS DE UN OCTETO
- Esta segunda excepcin se da cuando hay menos de ocho electrones
alrededor de un tomo, esto suele darse en compuestos de Boro y
Berilio, ejemplo BF 3 .
45. GEOMETRIA MOLECULAR
- La geometra molecular de una molcula es la disposicin de los
tomos en el espacio.
- El tamao,y la forma (geometra) de una molcula permiten predecir
la polaridad de la molcula y por lo tanto sus propiedades fsicas y
qumicas.
- La forma global de una molcula est determinada por sus ngulos
de enlace, que son los ngulos formados por las lneas que unen los
ncleos de los tomos de la molcula.
46. PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR
- La disposicin gemtricade los tomos en molculas y iones puede
predecirse por medio de la teora de repulsin del par electrnico del
nivel de valencia(RPENV).
- Los pasos para predecir geometras moleculares con el modelo
RPENV son:
- 1.-Dibujar la estructura de Lewis
- 2.-Contar el nmero total de pares de electrones que rodean al
tomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen
47.
- Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones
totales se determinan as:
- Electrones= N de elec de valencia + ms los electrones que
aporta cada tomo + el ajuste para la carga del in( si es que lo
hay)
- Se debe entonces determinar:
- TOTALENLACELIBRES (NO- ENL)
- TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2)
- NOTA: Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante
o un enlace .
48. 49. 50. 51. 52. 53. TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES
TotalEnlacLibresEstruct.Ejemp. 220LinealHgCl 2 330Trian.PlanaBF 3
321AngularSnCl 2440Tetrahe.CH 4 431Trigo.PiramidNH 3422AngularH 2
O550Trigo.BipiramPCl 5 541Tetraed.Irreg TeCl 4532Forma de TClF 3
54. 523LinealICl 2 660OctaedricaSF 6 651Cuadrada IF 5 Piramidal
642CuadradaBrF 4 - Plana 55. POLARIDAD DE LAS MOLECULAS
- La geometra de una molcula y la polaridad de sus enlaces
determinan juntas la distribucin de las densidades de cargas en las
molculas.
- Un extremo de una molcula polar tiene una densidad de carga
negativa y el otro una positiva. Las molculasno polarescarecen de
tal polaridad.
56.
- El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las
cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace.
- El momento dipolar se mide en debyes (D).
57. POLARIDADMOLECULASPOLIATOMICAS
- La polaridad de una molcula que contiene ms de dos tomos
depende tanto dela polaridadde los enlaces como de lageometrade
lamolcula .
- Los dipolos de enlaces y los momentos dipolares son cantidades
vectoriales, es decir tienen magnitudy direccin .
- El momento dipolar global de una molcula poliatmica es la suma
de sus dipolos de enlace. En esta suma devectores debemos
considerar tanto:
58. Molcula Estructura Momentodipolar 59. Estructura Momento
Dipolar 60. 61. 62.
- las magnitudes como las direcciones de los dipolos de
enlace.
- Molculas Polares: AB con (B tomos iguales):
63. POLARIDAD DE LAS MOLCULAS A PARTIR DE LA GEOMETRA MOLECULAR
64. MOLCULAS POLARES Y NO POLARES
- H 2 El centro de carga positiva coincide con el centro de carga
negativa.
- HCl Los centros de carga positiva y negativa no coinciden.Ambos
estn localizados en el eje de enlace, pero el centro de carga
negativa est ms cercano del cloro. Esta molcula es polar o
dipolo.
65. DIPOLOS
- Los dipolos se pueden distinguir experimentalmente de las
molculas no polares por su comportamiento en un campo elctrico:
cuando las molculas polares se colocan entre un par de placas
cargadas elctricamente, tienden a rotar para alinearse con el
campo.
66. + + + + + + - - - - - - DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO
Dipolos antes de aplicar el voltaje a travs de placas Dipolos
despus de aplicar el voltaje a travs de placas + - + - + - + - + -
+ - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - 67. Molcula Estructura
Momentodipolar 68. Molcula Estructura Momentodipolar 69. 70. 71.
ENLACE METALICO
- Los tomos de los metales se unen mediante el denominado enlace
metlico.Los tomos que constituyen los metales tienen pocos
electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la
red de iones positivos
72. ENLACE METALICO
- Las condiciones que un tomo debe tener para formar un enlace
metlico son:
- 1. Baja energa de ionizacin, lo que significa facilidad para
ceder electrones.
- 2. Orbitales de valencia vacos, para que los electrones
circulen con facilidad
73. ENLACE METALICO
- Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos
estados energticos principales:
- 1. Banda de valencia (de menor energa), desde la cul, al
recibir la energa necesaria, pueden ser promovidos a un estado
superior.
74. ENLACE METALICO
- 2. La banda de conduccin.
- En este modelo, la red metlica est formada por iones positivos
fijos.Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a
ningn tomo y son los responsables de la conduccin elctrica y
calrica.
75. ATRACCIONESMOLECULARES Se refieren a las interacciones entre
partculas individuales (tomos, molculas o iones) constituyentesde
una sustancia. Estas fuerzas son bastante dbiles en relacin a las
fuerzas interatmicas, vale decir enlaces covalentes y inicos que
puede presentar el compuesto. 76. UNIONES INTERMOLECULARES
- INTERACCION DIPOLO - DIPOLO
- FUERZASDE DISPERSION DE LONDON
77.
78. INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION
- La energa de atraccin entre dos iones con cargas opuestas es
directamente proporcional a sus cargas, e inversamente
proporcionala la distancia de separacin.
79.
- A temperaturas suficientemente altas los slidos inicos se
funden, a medida que la cantidad de energa que se les entrega es
capaz de vencer la energa asociada a la atraccin de iones con
cargas opuestas.
- El producto de las cargas: Z +* Z - , aumenta a medida que las
cargas de los iones aumentan
INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION 80. INTERACCIONES DEL TIPO
DIPOLO - DIPOLO
- Las molculas covalentes polares presentan interacciones de tipo
permanente dipolo - dipolo, debido a la atraccin de la carga
positiva: +del tomo de una molcula con respecto a la carga -del
tomo de la otra molcula. Las fuerzas dipolo - dipolo , slo son
efectivas a distancias muy cortas.
81. INTERACCIONESDIPOLO - DIPOLO
- Se presentan entre molculas de compuestos polares, debido a la
atraccin que ejerce el polo positivo de una molcula frente al polo
negativo de la otra, y viceversa.
- Estas atracciones varan con la temperatura, y por lo tanto
influyenen los puntos de fusin y de ebullicin de las
sustancias
82. INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO
- La energa de interaccin promedio dipolo - dipolo son
aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.
- Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo -
dipolo son ms voltiles (tienen puntos de ebullicin menores) que los
compuestos inicos.
83. INTERACCIONESDIPOLO - DIPOLO
- I ---- Cl . . . . I ---- Cl
- Br ---- F . . . . Br ---- F
84. FUERZAS DE DISPERSIONDELONDON
- Se presentan en todo tipo de molculas en fase condensada, pero
son demasiado dbiles y, por tanto actan especialmente en bajas
temperaturas
- En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su
licuefaccin.
85. FUERZAS DE DISPERSIONDELONDON
- Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las
nubes electrnicas de las molculas de formar dipolos inducidos
momentneos.
- Como la nube electrnica es mvil, por fracciones de segundo se
distorsionan y dan lugar a pequeos dipolos que son atrados o
repelidos por los pequeos dipolos de las molculas vecinas.
86. FUERZAS DE DISPERSIONDELONDON
- Las fuerzas de London hacen referencia a molculas no polares,
cmo:
- CO 2 ; N 2; O 2; H 2; SO 3
- Tambin se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo
semanifiestan cuando las molculas estn muy cerca unas de
otras.
87. EL ENLACE DE HIDROGENO
- Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrgeno se
encuentra entre dos tomos, formando entre ellos un puente o enlace,
llamado PUENTE DE HIDROGENO.
- Los puentes de hidrgeno son comunes cuando ste se enlaza con
tomos de alta electronegatividad, fluor, oxgeno y nitrgeno.
88. EL ENLACE DE HIDROGENO
Puentes de hidrgeno 89. EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua O H H
O H H O H H O H H O H H O H H O H H O H H