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Unidad 3

Enlace químico

Moléculas y Fuerzas

Intermoleculares

Unidad 3. Enlace químico 2

Enlace químico

¿Cómo se unen los átomos?

Cualquier teoría que de contestación a esta pregunta ha de explicar:

•Los diferentes tipos de enlace

•Las propiedades de cada sustancia en función del enlace

•La orientación y disposición que adquieren los átomos enlazados

Unidad 3. Enlace químico 3

1.Átomos unidos por enlace químico

ENLACE QUÍMICO:

Cualquiera de los mecanismos de unión química entre átomos

Átomos separados formación de enlace Átomos enlazados+ Energía

Unidad 3. Enlace químico 4

Formación de enlaces y estabilidad energética

1. Átomos unidos por enlace químico

Unidad 3. Enlace químico 5

Tipos de

enlace químico

1. Átomos unidos por enlace químico

Unidad 3. Enlace químico 6

Átomos =especies neutras

1.Elementos químicamente más activos ( ele que ganan o pierden e- con

facilidad)

2.Elementos químicamente inertes (altas EI y AE desfavorables)

2. Teoría de Lewis del enlace químico

1916-1918

Lewis, Lagmuir y Kossel proponen la

Naturaleza electrónica del enlace químico

La actividad química se relaciona con la estabilidad de la

configuración electrónica

Unidad 3. Enlace químico 7

• Los electrones que participan en el enlace son los

electrones de valencia.

• A veces, por transferencia de electrones, se forman

iones que se atraen por fuerzas electrostáticas (enlace

iónico).

• En el enlace covalente, los átomos comparten uno o más

pares de electrones.

• Los electrones transferidos o compartidos estabilizan la

configuración electrónica de los átomos: regla del

octeto.

2. Teoría de Lewis del enlace químico

Unidad 3. Enlace químico 8

Símbolos y estructuras de Lewis

Reglas para las estructuras de Lewis

• Contar los electrones de valencia que aporta cada átomo de la molécula.

• Elegir como átomo central al elemento menos electronegativo.

• Colocar todos los electrones alrededor de cada átomo, de acuerdo con la regla del octeto. Si es necesario, asignar más de un par de electrones a los enlaces que lo requieran.

2. Teoría de Lewis del enlace químico

Unidad 3. Enlace químico 9

Aplicación de las reglas

2. Teoría de Lewis del enlace químico

Unidad 3. Enlace químico 10

Octeto incompleto

Octeto expandido

Especies con nº impar de electrones

Resonancia

3. Limitaciones y mejoras de la teoría de Lewis

Unidad 3. Enlace químico 11

Teoría de orbitales moleculares

4. Teoría cuántica del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 12

Teoría del enlace de valencia

4. Teoría cuántica del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 13

Simetría de los orbitales moleculares

4. Teoría cuántica del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 14

Valencia química

Promoción electrónica

4. Teoría cuántica del enlace covalente

El azufre puede

tener valencia 2, 4

ó 6

Unidad 3. Enlace químico 15

Enlaces múltiples en la TEV

Enlace covalente coordinado

4. Teoría cuántica del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 16

Longitud y energía de enlace

5. Propiedades del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 17

Polaridad del enlace y electronegatividad

5. Propiedades del enlace covalente

Unidad 3. Enlace químico 18

Formación de pares iónicos Ciclo de Born-Haber

6. Enlace iónico

Unidad 3. Enlace químico 19

donde:

Ke es la constante electrostática de Coulomb.

NA es el número de Avogadro.

Z+ y Z_ son las cargas del catión y del anión, repectivamente.

q es la unidad de carga del electrón.

do es la distancia entre los iones (rcatión+ranión).

A es la constante de Madelung, que se tabula y tiene en cuenta la disposición de los iones en la

red.

n es el factor de compresibilidad y recoge la influencia de las repulsiones que se produce entre los

iones de igual signo del retículo cristalino. También sus valores se encuentran tabulados.

6. Enlace iónico

Unidad 3. Enlace químico 20

Energía reticular

6. Enlace iónico

Unidad 3. Enlace químico 21

Estructura interna de los cristales iónicos

6. Enlace iónico

Unidad 3. Enlace químico 22

Modelo del gas de electrones

7. Enlace metálico

Unidad 3. Enlace químico 23

Teoría de bandas

7. Enlace metálico

Unidad 3. Enlace químico 24

8. Propiedades de las sustancias según su enlace

Unidad 4

Fuerzas intermoleculares

1.Moléculas y geometría molecular

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

26

MOLÉCULA: Agregado

de estructura fija, estable

y permanente formado

por un número fijo de

átomos, unidos entre sí,

por enlaces covalente.

1.Moléculas y geometría molecular

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

27

Características de las moléculas:

1.Formadas por átomo o no idénticos

2.De nº variable, desde 2 hasta cientos de

miles(proteínas)

3.Las sustancias que las contienen se llaman sustanicas

moleculares.

4.Su fórmula indica la proporción exacta de la molécula

sin posibilidad de simplificar

5.Es un conjunto de núcleos y electrones( de valencia e

internos)

•Internos: de cada núcleo de átomo participante

•De valencia de o electrones moleculares:

a) libres o no compartidos

b) compartidos

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

28

1.Moléculas y geometría molecular

Estructura LEWIS Geometría

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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1.Moléculas y geometría molecular

Método RPECV

Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de

valencia que rodean al átomo central se repelen entre sí, adoptando la

disposición espacial que minimice la repulsión electrónica.

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

30

1.Moléculas y geometría molecular

Método RPECV( No está basada en la mecánica cuántica)

1. No son orbitales. Pueden albergar un número de e- superior

a dos. Son regiones de alta densidad electrónica.

1. Es sólo un artificio del método RPECV que permite predecir

la geometría molecular

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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1.Moléculas y geometría molecular

MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL SIN PARES DE

ELECTRONES SOLITARIOS

A= átomo central (de mayor covalencia y el

menos electronegativo)

B= átomo periférico ( H, el más EN)

n= de 2 a 6

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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2.Geometría de moléculas cuyo átomo central no tiene

pares de electrones solitarios

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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1.Moléculas y geometría molecular

MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL CON PARES DE

ELECTRONES SOLITARIOS

A= átomo central (de mayor covalencia y el menos electronegativo)

B= átomo periférico ( H, el más EN)

n= de 2 a 5

E= pares de electrones solitarios

m= 1, 2, 3 ó 4

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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1.Moléculas y geometría molecular

MOLÉCULAS CON ÁTOMO CENTRAL SIN PARES DE

ELECTRONES SOLITARIOS

> >

Repulsión

entre pares

de electrones

solitarios

Repulsión

entre pares

enlazantes

Repulsión

entre par

enlazante y

par solitario

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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3.Geometría de moléculas cuyo átomo central tiene

pares de electrones solitarios

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos

Se ha estudiado la TEV que justifica la formación de

enlaces por solapamiento de OA que contiene electrones

desapareados. Pero no siempre justifica la realidad de la

molécula.

Esta misma teoría utiliza otra herramienta

ORBITAL HÍBRIDO

“OH”

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos

Hibridación

Proceso pro el cual orbitales atómicos puros se combinan

entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes

denominados ”orbitales atómicos híbridos”

Características 1. Se forman tantos OH como OA puros se combinen

2. Todos son idénticos en energía y forma

3. Son muy direccionales. Solapan muy bien con otro OA u OH de otro

átomo. Originan enlaces mucho más fuertes

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos

Hibridación sp

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

39

4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos

Hibridación sp2

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

40

4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos

Otros tipos de hibridación

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

41

4.Teoría de la hibridación de orbitales atómicos Aplicación a enlaces múltiples

•Aplicación a enlaces

múltiples

•La teoría de la hibridación

•y el método RPECV

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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5.Hibridación del átomo de carbono

Hibridación sp3

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

43

5.Hibridación del átomo de carbono

Hibridación sp2 y sp

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

44

6.Propiedades físicas de las moléculas aisladas

RIGIDEZ

PROP

MAGNÉTICAS

PROP

ELÉCTRICAS

POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA

Pasos a realizar:

1. Obtener la estructura por Lewis y aplicar el método

RPECV para ver su geometría

2. Detectar los enlaces polarizados y sumar vectorialmente

los momentos dipolares. Si es 0 es apolar, si no lo es ,

es polar.

3. La presencia de pares de e- solitarios en el átomo

central aumenta o disminuye el momento dipolar de la

molécula

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

46

7.Fuerzas intermoleculares

Cualquier tipo de interacción entre moléculas que no implique una unión química

7.1. Fuerzas de Van der Waals

7.1.1.De dispersión o de London 7.1.1.1. Dipolo instantáneo + dipolo inducido

7.1.1.2. En todas las moléculas

7.1.1.3. Depende de la polarizabilidad.

* Si es , la fuerza de atracción es .

* La polarizabilidad con el nº de electrones , con la masa

molecular, con el volumen y el tamaño de la molécula

7.1. Fuerzas de Van der Waals

7.1.2. Entre dipolos permanentes o fuerzas

de Keeson 7.1. 2.1. Dipolos permanentes

7.1. 2.2. En moléculas polares

* En moléculas de masa semejante a polaridad pto de

fusión

* En moléculas de masa diferente, la masa molecular prevalece.

Teniendo en cuenta que

fuerzas de dispersión>fuerzas entre dipolos permanentes

7.1. Fuerzas de Van der Waals

7.1.3. Fuerzas entre dipolo permanente e

inducido o de Debye 7.1.3.1. Dipolo permanentes e inducido

7.1.3.2. Entre moléculas diferentes

molécula apolar+ molécula con μ inducido

* Este tipo justifica la pequeña, que no nula, solubilidad en agua

de disolventes orgánicos apolares como el benceno

7.2.Enlace de hidrógeno

7.2.1. Requisitos 7.2. 1.1.Existencia simultánea de :

* Átomos de H unido a F, O o N

* Átomos muy pños con electrones libres (F,O,N)

7.2. 1.2. Formación

* Caso extremo de interacción dipolar

* Atracción eléctrica entre el núcleo H y el par de e- solitario de

otra molécula vecina.

* Carácter direccional como en el enlace covalente

7.2. 1.3. Características

* Ptos de fusión y ebullición anormalmente altos

* Alta entalpía de vaporización

* Elevada capacidad calorífica (actúa como termostato)

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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7.2.Enlace de hidrógeno

Unidad 4. Fuerzas

intermoleculares

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9.Propiedades de las sustancias moleculares

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