1. ENLACEQUIMICO

• Enlace i nico

• Enlace covalente

• Estructuras de Lewis

• Geometra molecular

• Polaridad de las molculas

• Uniones Intermoleculares

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.

O 2 diatmica

SO 2triatmica

NH 3 tetraatmica

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).

COMPUESTOS COVALENTES

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 puros

Enlaces covalentes polares

Enlaces covalentes puros

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:

Enlace Covalente Polar

Enlace covalente Apolar

Rango de Electronegatividad:

1,7>Dif. Electroneg.> 0

Enlace Polar

Diferencia de electronegatividad =0

EnlaceCovalente Apolar

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

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

H . +. Cl:H +:Cl: -

.. .. .. .. 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.

Ejemplo: O

HO SO H

O

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 :

CARGA FORMAL = NUMERO DE

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 hibridos sp

Orbitales hibridos sp 2

Orbitales hbridos sp 3

Orbitales hbridosdsp 3

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.

EJEMPLOS:

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 .

• • FF

• • B ====B

• • FFFF

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.

H--- F

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).

COMPLONG.ENL.DIF. ELEC.

(A)(D)

H-F0.921.91.82

H-Cl1.270.91.08

H-Br1.410.70.82

H-I1.610.40.44

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.

Ejemplo: COy H O

Molculas Polares: AB con (B tomos iguales):

LinealA---BB

Plana trigonalAAB

BB

TetradricaB

A

BB

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

PUENTES DE HIDRGENO

FUERZASDE DISPERSION DE LONDON

77.

H 2 O H 2 + O 2

H=920 KJ

H 2 O(l) H 2 O(g)

H=40.7 KJ

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.

Ley de Coulomb

E = -k ZLi +. ZF -

• r

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

F - . . . .H + F -

H + F -. . . .H +

n

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