enlace quimico presentacion

ENLACE

QUÍMICO

Hay un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que se establecen entre ellos permiten la formación de un agregado con la suficiente estabilidad para que pueda ser considerado una especie independiente.

Definición IUPAC

Tipos de enlace

Enlaces

Fuertes (interatómicos)

Débiles (intermoleculares)

..Cl.. .....Cl.......

Cl.. .....Cl....

.. . +

. +..Cl.. ...Na

covalente

iónico

metálico

...Cl.. ...Na

-+

Enlaces fuertes (interatómicos)

Relación de la diferencia de electronegatividad con el tipo de enlace

Clasificación de los Enlaces Covalentes

Enlace covalente no polarEnlace covalente polar

Enlace covalente no polar Cuando dos átomos iguales comparten un par de electrones, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

Enlace covalente H-H

Enlace covalente H-H

Enlace Covalente Polar

Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y presentan diferencia de electronegatividad entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O

EN H = 2,1 EN Cl =2,9

H+ :Cl: - • •

• •

Momento dipolar

Causado por una distribución de densidad electrónica no uniforme en la molécula.

=0 >0

. .

= dAB

En el enlace:

A B: donde ENA< ENB

El momento dipolar de enlace es un vector!!

+ -

+-

+-

+-

+ -

+ -

+ -+-

+-+-

+-

+-+-

+-

+-+-

+-+

+

+

+

+

+

-

-

-

-

-

-

DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO

Dipolos después de aplicar el voltaje a través de placas

Dipolos antes de aplicar el voltaje a través de placas

Enlace iónico

Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ion sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

Enlace metálico: modelo del mar electrónico

Enlaces débiles (intermoleculares)

• Dipolo-dipolo

• Puente de hidrógeno

• Dipolo inducido-dipolo inducido

• Dipolo-dipolo inducido

• Ion-dipolo

• Ion-dipolo inducido

Enlaces fuertes:Enlaces fuertes: responsables de la estabilidad de moléculas individuales

H2O (g) H2(g)+½ O2 (g) H=929 KJ /mol

Enlaces débiles:Enlaces débiles: responsables de las propiedades

macroscópicas de la materia (puntos de fusión y de

ebullición, solubilidad, densidad, viscosidad, etc)

H2O (l) H2O (g) H = 40,7 KJ /mol

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO

Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.

Interacción direccional, de fuerza moderada y opera a distancias cortas

+ - + -

+

+-

-Configuración cabeza-cola

Configuración antiparalela

EL ENLACE DE HIDROGENO

En varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, flúor, oxígeno y nitrógeno.

EL ENLACE DE HIDROGENO

F - . . . . H + F -

H + F - . . . . H +

El enlace de hidrógeno

O

H

H

OH

H

OH

H

OH

H

OHH

hielo

OH

H

OH

H

OH

H

agua

EL ENLACE DE HIDROGENO

FUERZAS DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO

• Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos.• Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.• En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.

FUERZAS DIPOLO INDUCIDO-DIPOLO INDUCIDO

- +- +- +

- +

- +- +- +

- +

- +- +- +

- +

Dipolo instantáneo

Dipolo inducido

Interacción direccional, muy débil y opera a distancias muy cortas.

INTERACCIÓN ION-DIPOLO INDUCIDO

Z+

+ -

Z+

Z+

polarización

- +- +- +

- +

 Interacción direccional, fuerte y opera a distancias cortas.

Interacción ion-dipolo

Interacciones electrostáticas entre un ion y una molécula polar. Aparecen cundo se disuelven compuestos iónicos (NaCl) en H2O( grande)

Z+- + Z- + -

Interacción dipolo-dipolo inducidoEs una deformación temporal de la nube electrónica. Dependen de la polarizabilidad de las moléculas.

Interacción direccional, muy débil y opera a distancias extremadamente cortas

- + - +

- +- +- +

- +

- + - +

Intensidad de las interacciones entre iones y entre moléculas

Tipo de interacción Energía típica (kJ/mol)

Ion-ion 250

Ion-dipolo 15

Dipolo-dipolo 2

Puentes de hidrógeno 20

Dipolo-dipolo inducido 2

Dipolo indicido-dipolo inducido

2

Propiedades de los enlaces(determinadas experimentalmente)

• Longitud de enlace: distancia internuclear

• Geometría de enlace: organización tridimensional de los átomos en las moléculas

• Energía de enlace: energía que se requiere para disociar 1 mol de enlaces de una sustancia covalente en su estado gaseoso en átomos en estado gaseoso

Geometrías de enlace

Energía de enlace

H2 (g) 2 H (g) Hº = 435 kJ/mol

Energía de disociación de enlace

H2O(g) H(g) + OH(g) Hº = 502 kJ

OH(g) H(g) + O(g) Hº = 502 kJ

H2O(g) 2H(g) + O(g) Hº = 929 kJ

Teorías del enlace covalente

•Teoría de Lewis

•Teoría de repulsión del par electrónico en la capa de valencia (TRPECV)

•Teoría del enlace de valencia (TEV)

•Teoría del Orbital Molecular (TOM)

De acuerdo con observaciones experimentales

En cualquier teoría, para que se produzca un enlace, debe ocurrir un choque con 2 características:

• Energía mínima para que el choque sea efectivo.

• Orientación (dirección)

TRPECV

• Los pares de electrones se encuentran ordenados en torno al elemento central del compuesto de tal manera que existe una separación máxima (y por tanto repulsión mínima) entre ellos.

•De gran utilidad para predecir la geometría de moléculas y iones.

Teoría del enlace de valencia

• Con hibridación

• Sin hibridación

Los enlaces se forman por superposición de dos orbitales atómicos.

Teoría atractiva desde el punto de vista descriptivo y permite una buena visualización.

Formación de 4 enlaces entre los orbitales sp3 del C y los orbitales 1s de los H en CH4

Formación del doble enlace carbono-carbono en la molécula de etileno

Formación del doble enlace carbono-oxígeno en la molécula de dióxido de carbono

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR

•La combinación de orbitales atómicos de átomos distintos forma orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones que participan en ellos pertenecen a la molécula considerada como un todo.•Describe la distribución de la nube electrónica, de las energías de enlace y de las propiedades magnéticas.•Difícil de visualizar.•Explica el paramagnetismo de O2.

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULARDiagrama de orbitales moleculares de la combinación de los orbitales atómicos 2 s de dos átomos idénticos para formar dos orbitales moleculares

Orbitales moleculares

Supe

rpos

ició

n

fuer

a de

fase

Superposición

dentro de fase

Orbitales atómicos enlace

antienlace

Plano nodal

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULARFormación de orbitales moleculares 2p y 2p por superposición de frente de orbitales 2pz de dos átomos.

Orbitales atómicos(superposición frontal)

Orbitales moleculares

Superposi

ción

fuer

a de

fase

Superposición

dentro de fase

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAROrbitales moleculares 2p y 2p formados por superposición de un par de orbitales atómicos 2p.

Orbitales moleculares

Orbitales atómicos(superposición lateral)

Supe

rpos

ició

n

fuer

a de

fase

Superposición

dentro de fase

TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULARDiagrama de los niveles de energía para moléculas diatómicas homonucleares y iones del 2º periodo (B2 C2 , N2 )

ORDEN DE ENLACE

Orden = OE = (N°enlazantes - N° antienlazantes) / 2

de enlace

•OE corresponde al Nº enlaces descritos por TEV.

•A mayor OE, mayor estabilidad de la molécula o ion diatómico.

•A mayor OE, menor longitud del enlace, y mayor la energía que contenga.

Orbitales moleculares para moléculas diatómicas del 2º periodo

Orbitales moleculares para moléculas diatómicas heteronucleares de elementos del 2º periodo

Orbitales moleculares para la molécula de HCl

Sólidos metálicosEstructura electrónica en metales. Teoría de bandas

2s

Li Li2 Li3 Li4... . Li N

En

erg

ía

Los OM obtenidos por CL de los NOA de los átomos de la red cristalina están tan próximos en energía que casi forman un continuo, es decir forman una banda de energía

Ejemplo de la formación de la banda de energía de valencia en la red metálica de litio. En el Li, la banda de valencia es la banda de conducción.

Sólidos metálicosEstructura electrónica en metales. Teoría de bandas

Banda de energía 2p en la red metálica de Berilio (conducción)

Banda de energía 2s en la red metálica de Berilio.

Sólidos metálicosEstructura electrónica en metales. Teoría de bandas

E E

Conductores Semiconductores Aislantes

Capa de conducción

Capa de valencia

Banda prohibida