teoria esencial de enlace quimico

Tema 3_2. ENLACE QUMICO Fuerzas de Coulomb: Una visin simplificada del enlace

FORMACIN DE UN ENLACE

Las cargas opuestas se atraen entre s (atraccin de Coulomb) Los electrones tienden a distribuirse en el espacio (intercambio electrnico)

Fuerza de enlace Longitud de enlace

LEY DE COULOMB:

Las cargas opuestas se atraen con una fuerza inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los centros de las cargas.

Energa frente a radio atmico de una molcula de

hidrgeno

Dos posibilidades de formacin de enlaces:

tomos tomos

COMPARTICIN DE ELECTRONES

TRANSFERENCIA DE UN ELECTRN

molcula catin anin ENLACE COVALENTE ENLACE INICO

tomos tomos

COMPARTICIN DE ELECTRONES

TRANSFERENCIA DE UN ELECTRN

molcula catin anin ENLACE COVALENTE ENLACE INICO

TORA DE LEWIS. LA REGLA DEL OCTETE Gases nobles: configuracin electrnica de capa cerrada

Formacin de enlaces inicos:

Formacin de enlaces covalentes:

Mediante prdida de electrones tomos metlicos (alcalinos y alcalinotrreos) energa de ionizacin baja formacin de cationes

Mediante adquisicin de electrones tomos no metlicos (anfgenos y halgenos) afinidad electrnica elevada formacin de aniones

ENLACE INICO Transferencia de electrones (Kossel, 1916)

Combinacin de un metal y un no metal: CLORURO SDICO

e-

Na+

Cl-

Poco electronegativo

Muy electronegativo

Naturaleza del enlace inico

Transformacin directa

Aspectos energticos del enlace inico Ciclo de Born-Haber del NaCl

Calor de formacin:

Energa que se desprende, o se absorbe, al formarse un mol de un compuesto qumico a partir de sus elementos constituyentes, estando todos ellos (el compuesto inclusive) en el estado ordinario en que se

encuentran a temperatura ambiente y presin atmosfrica

Hf = -390,4 kJ/mol

calor de formacin negativo

proceso exotrmico

Atomizacin del sodio

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100


kJ

H= +108,7 kJmol-1

energa de sublimacin

Atomizacin del cloro

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

kJ


H = +119,9 kJmol-1

1/2 energa de disociacin

+

Primera ionizacin del sodio

e- e- e-

e- e-

e- e- e- e- e

- e-

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

kJ

Na+(g) + Cl(g)


H = +495,3kJmol-1

primera energa de ionizacin

Primera afinidad electrnica del cloro

e- - Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na+(g) + Cl(g)

Na+(g) + Cl-(g)


kJ H = -349,5 kJmol-1

afinidad electrnica

- - -

- -

+ + +

+

Formacin de cloruro sdico

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na+(g) + Cl(g)

Na+(g) + Cl-(g)

NaCl(s)

Aspectos energticos del enlace inico

kJ

Ciclo de Born-Haber del NaCl

H = -390,4 kJmol-1

- - -

- -

+ + +

+ Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na(s) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + 1/2 Cl2(g)

Na(g) + Cl(g)

0 +100 +200 +300 +400 +500 +600 +700 +800

-400 -300 -200 -100

Na+(g) + Cl(g)

Na+(g) + Cl-(g)

NaCl(s)

Energa reticular del cloruro sdico H = -764,9 kJmol-1

Ciclo de Born-Haber del NaCl Aspectos energticos del enlace inico

kJ

Ciclo de Born-Haber del NaCl

Aspectos energticos del enlace inico

Energa reticular (U0): Energa que se libera cuando el nmero adecuado de aniones y de cationes en estado gaseoso condensan para formar un mol del compuesto inico en

estado slido

ENLACE COVALENTE

tomo 1 tomo 2 molcula

ENLACE COVALENTE Teora de Lewis y formacin de enlaces

ENLACE COVALENTE Enlace entre dos tomos de hidrgeno

PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE Orden de enlace

O.E. = n e- enlazantes - n e- antienlazantes

2

H2+ H2 HF HCl HBr HI N2 O2 F2 Cl2 I2 d() 1.06 0.74 0.92 1.27 1.41 1.60 1.09 1.21 1.44 1.99 2.67

Distancia de enlace

Separacin internuclear entre los dos tomos enlazados; es decir, en el mnimo de la curva de energa potencial molecular

radio covalente radio de Van der Waals

PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE Fuerza de enlace

Energa de disociacin del enlace Diferencia de energa entre el mnimo de la curva de energa potencial de la molcula diatmica y la energa de los tomos separados

Entalpa de disociacin del enlace Variacin de entalpa para la reaccin de disociacin A-B(g) A(g) + B(g)

B/kJ mol-1

C-C 347 Si-C 301 Ge-C 242

Elementos sin electrones sin compartir

VARIACIN DE LAS ENTALPAS DE ENLACE EN LA TABLA PERIDICA

B/ (kJ mol-1) B/ (KJ mol-1) N-O 163 C-Cl 326 P-O 368 Si-Cl 401

As-O 330 Ge-Cl 339

Sn-Cl 314

Elementos con pares de electrones libres

ELECTRONEGATIVIDAD

tomos electronegativos tendencia a atraer electrones tomos electropositivos tendencia a perder electrones

Capacidad de un tomo para atraer hacia s los electrones, cuando forma parte de un compuesto

ELECTRONEGATIVIDAD

= EAB 1/2 (EAA + EBB) | XA XB | = 0,0102

Pauling

(kJ/mol)

ELECTRONEGATIVIDAD Robert Mulliken

tendencia a adquirir electrones

tendencia a perder electrones

XPauling = 1,35 ( XMulliken) - 1,37

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar

1 Debye = 3,336 . 10-30 C.m

Momento dipolar de enlace

Las molculas que tienen enlaces covalentes polares tienen tomos cargados positivamente y otros negativamente.

Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los tomos cuya direccin es la lnea que une ambos tomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al ms electronegativo).

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN

Momento dipolar de enlace

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar de molcula

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN Momento dipolar de molcula

BF3

CO2

CH4

H2O

NH3

Suma vectorial de los momentos de enlace existentes en una molcula

Carcter inico de un enlace

MOMENTO DIPOLAR DE ENLACE Y POLARIZACIN

Polarizacin y polarizabilidad

Momento dipolar inducido polarizabilidad

Polarizacin en un enlace inico

experimental(NaCl) = 9 D % enlace inico 79,5%

terico(NaCl) = 11,33 D

Captulo 4. ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de tomos

Estructuras de Lewis de iones

cationes aniones

Estructuras de Lewis de molculas

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas

Para elementos del segundo perodo esto conduce a la adopcin de la estructura 2s2 2p6 (regla del octete)

REGLA n 1: Dibujar el esqueleto molecular tomo central:

Mayor valencia Mayor tamao Menos electronegativo

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 2: Contar el nmero total de electrones de valencia disponibles

se aade un electrn por cada carga positiva se resta un electrn por cada carga negativa

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 3 (REGLA DEL OCTETE): Representar todos los enlaces covalentes mediante dos electrones compartidos,

asignando al mayor nmero posible de tomos un octete electrnico (el hidrgeno requiere dos electrones).

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 3 (REGLA DEL OCTETE): Representar todos los enlaces covalentes mediante dos electrones compartidos,

asignando al mayor nmero posible de tomos un octete electrnico (el hidrgeno requiere dos electrones).

Regla del octete: en todos los casos los tomos de carbono estn rodeados de 8 electrones

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de molculas REGLA n 4: Asignar cargas a los tomos

de la molcula. Par no enlazante dos electrones Par enlazante un electrn

ESTRUCTURAS DE LEWIS

Estructuras de Lewis de compuestos inicos Carga global cero (el nmero de electrones perdidos por un tomo es

igual al nmero de electrones ganados por el otro tomo). La estructura de Lewis del compuesto inico se construye a partir de la estructura de Lewis de cada ion.

Ejemplo: fluoruro de litio

Estructuras de Lewis de compuestos covalentes

Ejemplo: fluoruro de hidrgeno

Ejemplo: amonaco

Ejemplo: oxgeno molecular

ESTRUCTURAS DE LEWIS Estructuras de Lewis de compuestos covalentes

solapamiento solapamiento

RESONANCIA

Las distancias de enlace Ocentral-Oterminal son idnticas (1.28 ). Este valor es intermedio entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 ) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 ).

= cI I+ cII II

hbrido de resonancia Dos consecuencias: a) promediar las caractersticas de los enlaces de la molcula b) reducir la energa del hbrido en resonancia, de manera que sta ser siempre inferior a la de cualquier estructura contribuyente.

RESONANCIA

= cI I+ cII II cI cII

La estructura resonante que posee la menor energa es aquella en la que: 1) las cargas formales sobre los tomos individuales son las ms bajas 2) los tomos ms electronegativos soportan las cargas negativas

y los menos electronegativos las positivas. Ejemplos: NO3 y BF3.

O carga formal -1 N carga formal +2

O (=) carga formal 0 O () carga formal -1

N carga formal +1

Carga formal = Nvalencia - Npares no compartidos - 1/2Npares compartidos

CARGA FORMAL Carga formal = [N e- valencia tomo libre] - [ N e- valencia asignados en la molcula ]

Los pares de electrones solitarios resultantes de la formacin de los octetes correspondientes alrededor de cada tomo, le pertenecen exclusivamente. Electrones compartidos en enlaces se dividen para cada tomo involucrado en la unin.

[Electrones de valencia] = [pares de e- solitarios] + 1/2 [e- compartidos]

[Electrones de valencia del O] =7 [Electrones de valencia del S] =4

[Carga formal O] = 6e- - 7e- = -1

[Carga formal S] = 6e- - 4e- = +2

[Carga formal Oxig. doble enlace] = 6e- - 6e- = 0

[Carga formal Oxig. simple enlace] = 6e- - 7e- = -1

[Carga formal S] = 6e- - 6e- = 0

Los tomos en la molcula tratan de adquirir cargas formales lo ms cercanas a cero, Cualquier carga negativa (-) debe residir en el tomo de mayor electronegatividad.

NMERO DE OXIDACIN Nmero de oxidacin = carga inica efectiva que tendra un tomo si el par de

electrones del enlace perteneciera al tomo ms electronegativo.

Nmero oxidacin OXGENO = -2 (un par de electrones ms de los que presenta en su capa de valencia en su estado libre) Nmero oxidacin NITRGENO = +5 (no contara con ningn electrn)

La suma de los nmeros de oxidacin de todos los tomos es igual a la carga total. Los tomos en su forma elemental tienen nmeros de oxidacin iguales a cero. Los tomos de los elementos del grupo 1 poseen el nmero de oxidacin +1. Los del grupo 2 el nmero de oxidacin +2. Los del grupo 13, excepto el B, poseen los nmeros de oxidacin +3 y +1. Los del grupo 14, excepto el C y el Si, poseen los nmeros de oxidacin +4 y +2. El hidrgeno presenta nmero de oxidacin +1 en sus combinaciones con los no metales y 1 cuando se combina con los metales. El oxgeno posee nmero de oxidacin 2. Los halgenos poseen el nmero de oxidacin 1.

TEORA RPECV: Teora de la repulsin de los pares de electrones de la capa de valencia

H2O

CH4

SF6

TEORA RPECV: Sidgwick y Powell - Gillespie y Nyholm ndice de Coordinacin Electrnico (ICE):

nmero de direcciones donde se acumula la densidad electrnica

Los enlaces y los pares se sitan de forma que estn

lo ms alejados posible entre s

pares solitarios pares de doble enlace

pares de enlace sencillo

TEORA RPECV: Reglas

lineal

angular

plana trigonal

pirmide trigonal

tetradrica

planocuadrada

pirmide cuadrada

bipirmide trigonal

octadrica

a) Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos. Las geometras ideales son: N de pares de electrones Geometra 2 Lineal (AB2) 3 Trigonal (AB3 o AB2E) 4 Tetradrica (AB4 o AB3E) 5 Bipirmide trigonal (AB5 o AB4E) 6 Octadrica (AB6 o AB5E)

TEORA RPECV: Reglas b) Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:

PNC-PNC > PNC-PE > PE-PE siendo PNC = Par no compartido y PE = par de enlace.

Los pares solitarios, los enlaces mltiples y los tomos menos electronegativos tienden a situarse alejados entre si y respecto de los otros pares de enlace

c) Los dobles enlaces ocupan ms espacio que los enlaces simples.

d) Los pares de enlace de elementos electronegativos ocupan menos espacio que los de elementos electropositivos.

TEORA RPECV:

TEORA RPECV:

2 pares electrnicos

CH4

4 pares electrnicos

3 pares electrnicos

TEORA RPECV:

5 pares electrnicos

SF6

6 pares electrnicos

TEORA RPECV:

Tres pares electrnicos (Geometra basada en un tringulo)

2 pares de enlace 1 par solitario

AX2E angular

SnCl2

TEORA RPECV:

Cuatro pares electrnicos (Geometra basada en un tetraedro)


AX3E pirmide trigonal

NH3

2 pares de enlace 2 pares solitarios

AX2E2 pirmide trigonal

H2O

TEORA RPECV:

Cinco pares electrnicos (Geometra basada en una bipirmide trigonal)


AX4E tetraedro deformado o balancn

SF4

2 interacciones de tipo par no compartido(PNC)- -par de enlace(PE) a 90 y otras dos a 120

3 interacciones PNC-PE a 90 y 1 PNC-PE a 180

TEORA RPECV:

Cinco pares electrnicos (Geometra basada en una bipirmide trigonal)


AX4E tetraedro deformado o balancn

SF4


AX3E2 forma de T

ClF3


AX3E2 lineal

I3-

TEORA RPECV:

Seis pares electrnicos (Geometra basada en un octaedro)


AX5E pirmide cuadrada

BrF5


AX4E2 plano-cuadrada

XeF4

TEORA RPECV: Molculas con enlaces mltiples

2 enlaces 0 pares solitarios

AX2 lineal CO2

3 enlaces (cada carbono)

0 pares solitarios

A2X4 triangular plana

C2H4

5 enlaces 0 pares solitarios

AYX4 bipirmide trigonal

SOF4

4 enlaces 1 par solitario

AY2X2E balancn

XeO2F2

Al contar los pares electrnicos, un enlace mltiple se cuenta como uno sencillo

TEORA RPECV: Molculas con enlaces mltiples

Los electrones de los enlaces mltiples ejercen una fuerza de repulsin mayor que los sencillos

El doble enlace acta de forma parecida a un par de electrones no-enlazante, reduce el ngulo de enlace

Documents

teoria esencial de enlace quimico