enlace quimico presentacion
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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