3- enlaces (química)

8/17/2019 3- Enlaces (Química)

1/24

Química InorgánicaEstructura y enlaces moleculares

Carlos Pavletic FaviIng. Civil Industrial

MSc. Chalmers U. Tech

1Química Inorgánica - UST 1' 2015


2/24

Las propiedades de una sustancia dependen en gran medida del tipo de

enlace que mantiene unidos a los átomos que forman sus moléculas

En el caso de NaCl, la molécula está compuesta por dos iones: Na+ y Cl-

que se ordenan en una estructura cristalina unida por enlaces iónicos, que

es el resultado de la fuerza de atracción generada por dos iones con

distinta carga

Otra forma de enlace químico es el enlace covalente, que se forma cuando

dos átomos comparten electrones de valencia (los que están en las capas

más externas), que son atraídos por los dos núcleos que componen la

molécula. Se da, por ejemplo en gases diatómicos (Cl2, O2, N2, etc)

El enlace metálico, por ejemplo un cristal de Na metálico consiste en unaestructura regular de átomos de sodio, donde los electrones de valencia

se pueden mover a través del cristal atraídos por los núcleos positivos de

Na+

Enlaces

Química Inorgánica - UST 1' 2015 2


3/24

Estructura de Lewis

El químico estadounidense Gilbert Lewis logró desarrollar un

método para explicar cómo se combinan los átomos en unamolécula, teniendo en cuenta que:

La estabilidad máxima se logra cuando un gas es isoelectrónico

con un gas noble

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico,sólo participan las capas más externas


El método consiste en representar al

elemento por su símbolo y a los

electrones de valencia por un punto


4/24

El número del grupo coincide con el número de electrones de

valencia:

Estructura de Lewis



5/24

Las estructuras de Lewis nos permiten explicar el comportamiento

de los enlaces iónicos

Enlace iónico


Como consecuencia de la formación de iones, se crea

una estructura cristalina


6/24

Una medida cuantitativa de la estabilidad de un sólido iónico, es su

energía reticular , que se refiere a la energía necesaria para separarun mol de compuesto iónico en sus componentes en estado

gaseoso

Se puede calcular la energía reticular mediante la aplicación de la

ley de Coulomb. En el caso de LiF

Energía de los compuestos iónicos


Donde r es la distancia entre las dos cargas y k es una

constante

Dado que las cargas tienen signo opuesto, la energía es siempre

negativa, y la formación de un enlace iónico es in proceso

exotérmico la energía reticular es positiva


7/24

La energía reticular de un compuesto iónico, tiene relación con sus

propiedades físicas

Energía Reticular


Una alta energía reticular, puede compensar la energía de

ionización del catión y anión


8/24

Los compuestos iónicos suelen ser sólidos con temperaturas de

fusión altas NaCl =801ºC ; MgO =2800 ºC

Las altas temperaturas se deben a la fuerza que mantienen unido al

cristal (fuerza electromagnéticas)

Propiedades compuestos iónicos


En la actualidad se han logrado desarrollar compuestos iónicos

líquidos que son usados como solventes con mejor desempeño

ambiental que los compuestos orgánicos volátiles


9/24

Se refiere a un enlace que se forma cuando dos electrones son

compartidos por dos átomos

Los pares que no participan en la formación del enlace se denominan

pares libres

Una estructura de Lewis es una representación de un enlace covalentedonde el par de electrones compartidos se indica con líneas como pares

de puntos entre dos átomos y los pares de libres se muestran como pares

de puntos en cada uno de los átomos

Un átomo (no H) tiende a formar enlaces hasta que se rodea de 8

electrones, lo que se conoce como regla del octeto

Enlace covalente



10/24

Regla del octeto

Cada átomo comparte electrones con sus vecinos hasta alcanzar un

total de ocho electrones de valencia

Se puede construir una estructura de Lewis en 3 pasos

1. Decida el número de e- que serán incluidos, agregando todos los electrones

de valencia

2. Escriba el símbolo químico del átomo en el arreglo mostrando qué átomosestán unidos (en general el átomo menos electronegativo será el átomo

central)

3. Distribuya los e- en pares de modo que haya un par de e- formando un enlace


Ejemplo:

BF4-


11/24

Electronegatividad y polaridad

Cuando un enlace covalente está uniendo átomos de distinta

naturaleza, el electrón se ubica más cerca del átomo con mayorelectronegatividad

Se genera entonces, un enlace covalente Polar


La diferencia entre enlace iónico y polar,tiene matices entre una molécula biatómica(0% iónico) hasta LiF

H F

Mayor Actividadelectrónica


12/24

Cuando una estructura de Lewis puede tener más e una forma, se obtiene

mayor estabilidad mediante la generación de «resonancia»

Por ejemplo, para el O3

Cada estructura tiene una función de onda que describe la probabilidad

de encontrar un electrón. La función de onda de una estructura resonante

está dada por la superposición todas las formas posibles

La resonancia promedia las características del enlace en la moléculacompleta

La energía de una estructura resonante es menor que la de una sola de las

formas

Resonancia



13/24

Una medida de la estabilidad de una molécula es su entalpía de

enlace, es el cambio de entalpía necesario para romper un enlaceespecífico de un mol de moléculas gaseosas

Por ejemplo:

Entalpía de enlace



14/24


15/24

En este caso, todos los átomoscentrales tienen todos sus

electrones e valencia formando

enlaces

Modelo

RPECV



16/24

En este caso, ABxEy,donde A es el átomo

central B es uno de los

átomos ligantes y E

indica los pares libres

sobre A

Modelo

RPECV



17/24

En la teoría de enlaces de valencia, la función de ondas de un par

electrónico se forma superponiendo las funciones de ondas de losfragmentos separados

Enlaces σ

Enlaces π

Enlaces de valencia



18/24

En el caso de moléculas poliatómicas, como el H2O, donde se

enlazan orbitales p del O con el orbital s de los dos H, se generanenlaces σ, ya que tienen simetría cilíndrica con respecto al eje que

forman los núcleos

Hipervalencia es la capacidad de algunos elementos para formasmás de 4 enlaces. Esto ocurre desde el tercer período, donde

aparecen orbitales d que también pueden formar enlaces

(formando un octeto expandido)

Enlaces en moléculas poliatómicas


En algunos casos, como el carbono, se

produce una « promoción» de un electrón

desde un orbital 2s a un 2p, de este modo

se explica la capacidad de formar 4 enlaces


19/24

Tipos de enlace


Ejemplos de enlaces según el

orbital que interactúa

Dos tipos de enlace en el carbono de una

molécula de etileno H2C=CH2

Los enlaces π y σ tienen diferente energía.

270 y 350 kJ/mol respectivamente


20/24

Se forman orbitales híbridos cuando los orbitales atómicos en el

mismo átomo interfieren

Pasa en el caso del carbono cuando forma CH4, que forma cuatro

enlaces híbridos iguales

Orbitales híbridos


Algunos tipos de orbitales

híbridos y las formas

moleculares , se pueden ver

en la tabla


21/24

Geometría y ejemplos e

orbitales híbridos

Orbitales

híbridos



22/24

A pesar de que la teoría de enlaces de valencia explica la geometría

de las moléculas, falla en explicar otras propiedades de lasmoléculas

Teoría de orbitales moleculares


Un enlace se forma por una

superposición de funciones

de onda que pueden

generar interferenciaconstructiva o destructiva


23/24

Ocurre lo mismo con los orbitales p, que pueden formar enlaces π o

σ

Teoría de orbitales moleculares (2)



24/24

Los electrones se acomodan dentro de los orbitales moleculares

partiendo desde los menos energéticos, luego:1. El número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se

combinan

2. Cuanto más estable es el orbital molecular de enlace, menos estable será el orbitalmolecular de antienlace correspondiente

3. El llenado de los orbitales moleculares procede de menor a mayor energía. En unamolécula estable, el número de electrones en los orbitales moleculares de enlacesiempre es mayor que el de los orbitales moleculares de antienlace porque loselectrones se acomodan primero en los orbitales moleculares de enlace, que tienenmenor energía.

4. Al igual que un orbital atómico, cada orbital molecular puede aceptar dos electronescon espín opuesto, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli

5. Cuando se agregan electrones a orbitales moleculares de la misma energía, la regla deHund predice la distribución más estable; es decir, los electrones ocupan estosorbitales moleculares con espines paralelos

6. El número de electrones en los orbitales moleculares es igual a la suma de todos loselectrones

Reglas


3- enlaces (química)

Documents