Download Enlace Químico - Clases a la carta

www.clasesalacarta.com
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
1
Enlace Químico
Moléculas Monoatómicas 
Gases Nobles
Ciertos Metales en Estado de Vapor
Iónico
Covalente
Fuerzas electrostáticas unen iones
con carga opuesta
Dos átomos comparten electrones
Metálico
Átomos metálicos se unen quedando
los electrones libres en una
estructura tridimensional
Teoría de Lewis
Capa de Valencia
Diagrama de Puntos de Lewis
Capa más externa de los átomos. Donde se
encuentran los electrones que intervienen en los
enlaces
Cada punto representa un electrón de valencia
Li
Be
B
C
N
F
O
Ne
Regla del Octeto
Los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados por 8 electrones de
valencia (estructura de gas noble: máxima estabilidad)
Excepción: los elementos de transición es muy difícil que alcancen la estructura de gas noble por la gran
cantidad de electrones que hay en el orbital d. Son más estables cuando están semillenos. Para formar aniones:
1º pierden los electrones s y 2º los electrones d
Enlace
espontáneo

Configuración electrónica
más estable

La Molécula representa un estado de menor energía
que los átomos aislados
Enlace Iónico
Se pierden o se ganan electrones
Na
+
Cl
Na
+
Cl
Entre elementos de EN muy diferente
[Na]+1[Cl]-1
Fuerza Electrostática
Elementos Neutros Iniciales
Iones Estables formados
Na: 1s2 2s2p6 3s1
Na+: 1s2 2s2p6
Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5
Cl-: 1s2 2s2p6 3s2p6
Electrovalencia ó Valencia Iónica
Nº de electrones que se ganan o se pierden:
Na  +1
Cl  - 1
En condiciones normales los iones Na+ y Cl- forman una red iónica ordenada que se extiende indefinidamente
á
á
2
Química _ 2º Bachillerato
Índice de Coordinación (IC)
En una red cristalina, nº de iones que rodea a cada ión del signo contrario
NaCl  IC = 6
CsCl  IC = 8
CaF2 IC (Ca) = 8/IC (F) = 4
Ca
Cl
F
Cl
Cs
Na
Ciclo de Born-Haber
Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) +
+ ESublimación
411 kJ/mol
+ EIonización
+
+
+
+
Na (s)
+
Na (g)
+
- EAfinidad Electrónica
+ EDisociación
Cl2 (g)
NaCl
+
+
-
-
+
+
-
-
+
+
-
- EReticular
Cl (g)
Sublimación
Separación de los átomos del metal
Na (s) + Es  Na (g)
ES = 109 kJ/mol
Ionización
Pérdida de un electrón
Na (g) + Ei  Na+ (g) + e
EI = 496 kJ/mol
Disociación
Rotura de la molécula del no metal
Afinidad
Captación de 1 electrón
1
2
Cl (g) +
Ed
2
 Cl (g)
Cl (g) + e-  Cl- (g) + Eaf
1
2
ED = ·122 kJ/mol
AE = - 348 kJ/mol
Na+ + e- + Cl (g)
- 348 J
+ 496 J
Na+ (g) + Cl- (g)
Na (g) + Cl (g)
+ 122 J
Na (g) + ½ Cl2 (g)
+ 109 J
Na (s) + ½ Cl2 (g)
NaCl (s)
Energía Desprendida = Eaf = 348 kJ/mol
- 790 J
Neto = - 411 J
Energía Suministrada = ES + EI+
1
2
ED = 727 kJ/mol
www.clasesalacarta.com
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
3
Energía Reticular (ER): energía necesaria para separar totalmente las partículas de 1 mol de una sustancia en
estado cristalino




ER (NaCl) = - 790 kJ/mol
 ER   Estabilidad del Cristal
Directamente proporcional a las cargas de los iones
Inversamente proporcional a los radios atómicos
ER = - K ·
q · q'
R2
Energía Total Desprendida (Q) = ER - (ES + EI +
Q=S+
1
2
ED) = - 411 kJ/mol
1
D + Ei + Ae + ER
2
Enlace Covalente
Se comparten electrones
Interacciones:
Entre elementos No Metálicos
H2O
H O



Atracción electrón – núcleo
Repulsión electrón – electrón
Repulsión núcleo – núcleo
H
Pares no enlazantes
Múltiple
Se comparten más de un par de electrones
O
O2
Longitud de enlace
Enlace
Simple
Doble
Triple
O
O=O
Orden de enlace
Energía de Enlace
Distancia entre los núcleos de los
átomos implicados en el enlace
covalente
Pares de electrones
compartidos
Cantidad de energía necesaria para romper
un mol de enlaces covalentes de una especie
gaseosa.
Simple > Doble > Triple
1
2
3
Simple < Doble < Triple
Coordinado o Dativo
H
El par de electrones los aporta un mismo átomo
H 3 O+
H – O – H + H+
H–O–H
Estructuras de Lewis para moléculas
1º. Se calculan los electrones necesarios para cumplir la regla del octeto
2º. Se calculan los electrones de valencia
1) Anión: se suman las cargas
2) Catión: se restan
+
á
á
4
Química _ 2º Bachillerato
3º. Se calculan los pares enlazantes y no enlazantes
4º. Se elige el átomo central
1) El que no se repita
2) Mayor nº de electrones de valencia
3) El menos electronegativo
5º. Se forman los enlaces
1) El átomo central con los más EN
2) Los más EN con el resto
3) Si quedan átomos sin unir, se unen al átomo central
6º. Si existen electrones desapareados en átomos adyacentes, se forman dobles o triples enlaces
7º. Si hay electrones libres se colocan en el átomo central
8º. Las moléculas con doble enlace presentan el fenómeno de resonancia
Cl
SO2Cl2
5 át × 8 e- = 40 e-
S = 6 e- ×1 = 6 e40 e- - 32 e- = 8 e- → 4 par enl.
O = 6 e- ×2 =12 e- = 32 e- →
32 e- - 8 e- = 24 e-→ 12 par no enl.
Cl = 7 e- ×2 =14 e-

O–S–O

Cl
Carga Formal
Nos indica qué estructura de Lewis es más probable
C.F = nº e- át.aislado - nº e- no enlazantes -
8
=0
2
4
S :6–4- =0
2
C :4–0-
S=C=S
Estructuras más estables
Moléculas Neutras :
Iones :
1
nº e- enlazantes
2
Estructuras poco probables
C.F =0
C.F ≥ ±2
C.F =±q
C.F de igual signo en átomos contiguos
Pequeñas C.F
A igualdad de C.F  más probable  C.F < 0  átomos con EN
C.F simétricas
C.F de distinto signo en átomos muy separados
C.F no cuadra con la EN
Resonancia
Es un fenómeno que explica las longitudes verdaderas de enlace que no coinciden con las teóricas (dobles <
sencillos): Dobles < Resonantes < Sencillos
En las estructuras resonantes (no reales) todos los enlaces tienen la misma longitud
O
N = O
O = N
O
Orden enlace promedio =
1 + 2 enlaces
3
=
2 estructuras
2
Los electrones que forman el enlace doble entre N=O no tienen una posición definida, sino que están
deslocalizados
www.clasesalacarta.com
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
5
Excepciones a la regla del Octeto
Número Impar de electrones
N
Octeto Incompleto
Octeto Expandido
Elementos del grupo II A y III A
Elementos a partir del periodo 3º
(orbitales d)
F F
F

F
=O
F –\ S –/ F
/\
F F F
l
F–B–F
Geometría Molecular
Teoría de la Repulsión entre pares de electrones de la Capa de Valencia
Experimentalmente  Ángulo y Longitud de Enlace
Teóricamente  RPECV: los pares de electrones se repelen entre sí (más los no enlazantes): se disponen
lo más alejados posible en el espacio
Pares de
Electrones de
A
2
3
4
Geometría
Electrónica
Ángulos
de enlace
180º
Geometría
Molecular
Tipo de
Molécula
Geometría
Molecular
Ejemplos
AX2
Lineal
BeH2
BeF2
AX3
Trigonal
Plana
BF3
AX2E
Angular
NO2-
AX4
Tetraédrica
NH4+
SiF4
CCl4
AX3E
Piramidal
Triangular
NH3
H3O+
PCl3
AX2E2
Angular
H2O
F2O
Lineal
HF
F2
HCl
120º
109.5º
AXE3
á
á
6
Química _ 2º Bachillerato
Pares de
Electrones de
A
Geometría
Electrónica
Ángulos
de enlace
Geometría
Molecular
Tipo de
Molécula
Geometría
Molecular
Ejemplos
AX5
Bipirámide
Trigonal
PCl5
AX4E
Balancín o
Tetraedro
distorsionado
SF4
AX3E2
Forma de T
ClF3
AX2E3
Lineal
XeF2
AX6
Octaédrica
SF6
AX5E
Piramidal
Cuadrada
BrF5
AX4E2
Cuadrada
Plana
XeF4
90º
120º
5
6
90º
Los pares de electrones libres se extienden más que los pares de electrones enlazantes: la repulsión entre dos
pares libres es mayor que entre dos pares enlazantes. Las fuerzas repulsivas
Par Solitario – Par Solitario > Par Solitario – Par Enlazante > Par Enlazante – Par Enlazante
Los ángulos de enlace están condicionados por la presencia de pares de electrones no enlazantes en la molécula
H
N

O
/ \
H–C–H
HH H

H
109.5º
107º
H
H
104.5º
Los enlaces múltiples, al tener mayor densidad electrónica, también afectan a los ángulos de enlace
H

H–C–H

H
H
C =C
H
H–CC–H
H
H
109.5º
122º
116º
180º
www.clasesalacarta.com
7
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
En moléculas con más de un átomo central se describe la geometría de cada átomo central
=
C
Número de dominio
de electrones
4
3
4
Tipo de Molécula
AX4
AX3
AX4
Geometría
Molecular
Tetraédrica
Trigonal Plana
Tetraédrica
O
=
H

C–H

H
O
H

H–C

H
H
H
H
C
C
C
H
H
Teoría del Enlace de Valencia
Covalencia  Nº de electrones desapareados
Los electrones de una molécula ocupan los orbitales atómicos de los átomos individuales  se solapan  es
una aproximación  no explica moléculas paramagnéticas con todos los e- apareados (O2)
Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los átomos cuando la EP del sistema ha disminuido al
mínimo (máximo solapamiento)
Átomos separados
EP =0

Se acercan
 EP

Se unen
EP =mínima

Si se acercaran más
EP >0
Se libera energía en forma de calor  ley de la conservación de la energía
Los átomos se aproximan uno al otro


Mecánica Cuántica
Se produce el enlace
Orbitales con 1 electrón
desapareado.
Área de
Solapamiento

Máxima Probabilidad de
encontrar los electrones
del enlace
Hibridación de Orbitales
Explica la mezcla de orbitales atómicos en un átomo (normalmente el central) para formar un conjunto de
orbitales híbridos
Requiere energía que se compensa con la formación del enlace (exotérmico)
Orbitales Híbridos
Orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo, se combinan,
preparándose para la formación de un enlace covalente
H
á
á
8
Química _ 2º Bachillerato
Conservan las mismas características que los orbitales atómicos sin hibridar  misma forma y energía 
distinta orientación  repulsión mínima
Nº O.A.H = nº OA que se combinan
Los OA sin hibridar pueden ser usados por el átomo para formar otros enlaces
Enlace sigma ()
Enlace covalente
Solapamiento frontal
Densidad electrónica concentrada
sobre los núcleos
Enlace pi ()
Enlace covalente
Solapamiento lateral
Densidad electrónica concentrada
arriba y abajo del plano que forman
los núcleos
Enlace Sencillo

Enlace Doble
+
Enlace Triple
++
½ Enlace 
C
Enlace σ
C
½ Enlace 
Orbitales
Atómicos
Orbitales
Híbridos
Nº orbitales
híbridos
Forma
Ángulo
1s+3p
sp3
4
Tetraedro
109.5º
1s+2p
sp2
3
Plana
120º
1s + 1 p
sp
2
Lineal
180º
1 s + 3 p + 1d
sp3d
5
Bipirámide Trigonal
90º
120º
1s+3p+2d
sp3d2
6
Octaedro
(Octeto Expandido)
90º
Enlaces Múltiples
Doble (n  2)
Dos Dobles (n  2)
Triple (n  2)
Enlaces Simples (sp3) (sp2) (sp)
Tipo de Hibridación
Orientación de los Orbitales
Híbridos
Geometría
Molecular
H
sp3
Tetraédrica
C
H
H
H
2
sp
sp
Triangular
Plana
Lineal
F
B
F
F
F
Be
F
www.clasesalacarta.com
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
9
Enlaces con Orbitales d (sp3d2)
Octaedro
3s2
Átomo S
3p


3s
SF6
3d


3p


3d




Enlaces Dobles (sp2)
Enlaces Triples (sp)
121,7º
180º
H
H
C
C
116,6º
H
C
C
H
H
H
Polaridad de las Moléculas
Cuando 2 átomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace polar, se produce una separación
de cargas y, por tanto, un dipolo: las cargas (-) están desplazadas hacia el elemento más EN: cuanto   EN: 
carácter iónico:  polaridad
≠ EN
> 1.7 → Iónico
< 1 → Covalente
Compuesto Iónico
+
+
-
+
Cl
Na
Covalente Polar

+
-
H
Cl
+
Mayor densidad electrónica alrededor del
elementos más EN
Covalente Apolar
Cl
-
+
Igual densidad electrónica
Cl
Momento Dipolar ()
Magnitud vectorial con origen en el menos EN ⟼ . Simboliza el desplazamiento de la densidad electrónica hacia
el más EN: se crean cargas parciales δ
Medida cuantitativa de la polaridad de un enlace  μ = q · R > 0
-30
1 debye D = 3.336·10
El μ de la molécula completa es la suma vectorial de los μ de los enlaces individuales
C·m
á
á
10
Química _ 2º Bachillerato
Sirve para distinguir entre isómeros estructurales
Lineal  Apolar
Angular  Polar
μ0
μ=0
H 2O
+
+
O
H - O - H
H
H
Moléculas Apolares con enlaces Polares

Distribuciones muy simétricas (Lineal, Trigonal plana, Tetraédrica, Bipirámide Trigonal y Octaédrica)
F
B
F
-
-
+
+
F

Cuando los átomos X unidos a un átomo central sean idénticos: se anulan los dipolos de enlace

CH4 (APOLAR): sustituimos un H por un Cl: CH3Cl (POLAR)
Fuerzas Intermoleculares
El estado en el que se encuentra una sustancia a una Tª y P determinadas, depende de la energía cinética de las
partículas (repulsiva) y de las fuerzas de atracción entre las moléculas
Las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces (fuerzas intramoleculares)
Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas muy débiles.  con el volumen molecular
+
+
+
-
-
2. DE INDUCCIÓN (entre un dipolo permanente y uno inducido)
-
+
1. DE ORIENTACIÓN O DIPOLO-DIPOLO (entre dipolos permanentes: moléculas
polares)

  :  Fuerzas dipolo-dipolo :  Punto de Ebullición
-
3. DE DISPERSIÓN Ó FUERZAS LONDON (entre dipolos inducidos). Están presentes
+
en todas las sustancias

La polarizabilidad es la facilidad con la que la distribución de carga de un ión o una molécula puede
distorsionarse por la acción de un campo eléctrico, formándose un dipolo inducido. Depende de:
  nº electrones :  masa molar :  polarizabilidad
 Forma molecular
Fuerzas Ión-Dipolo
Ión + molécula polar. Depende de:
Carga
Tamaño
Magnitud del μ
Molécula
Tamaño
Ión
En las moléculas polares se suman a las fuerzas de dispersión
www.clasesalacarta.com
11
Tema 4 .- Enlace Químico, Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares
Enlaces o Puentes de Hidrógeno
N-H
Unión electrostática (dipolo-dipolo). Entre un hidrógeno
O-H
y un átomo electronegativo
F-H
N
O
F
(H2O)2
H
H
O
H
O
H
Se suman a las fuerzas de dispersión
Gran fortaleza
N
O : enlace ↑ polar : ↑ μ
F
↓ tamaño H : distancia dipolo-dipolo ↓
↑ EN del
Enlace Metálico
Entre elementos metálicos ( energía de ionización: ceden fácilmente electrones)
Orbitales de valencia vacíos  los electrones se mueven con facilidad  Conductividad Eléctrica
Ic elevado  Gran Densidad
Modelo de la Nube Electrónica
Los electrones de valencia se encuentran deslocalizados (se mueven libremente). Unión por atracción eléctrica de
los iones positivos de la red
+
+ - +- +
- - +- + +
Teoría de Bandas
Gran nº de OM con pequeña diferencia energética forman un conjunto OM  Banda de Energía
Banda de Valencia  donde están los electrones. Requieren muy poca energía para promocionarse a niveles
superiores
Banda de Conducción  vacía, superior a la anterior
n OM
n OA
E
Banda de
Conducción
3p
Átomos
aislados
Banda de
Valencia
3s
Átomos en el cristal
Na
Mg
á
á
12
Química _ 2º Bachillerato
1. CONDUCTORES (METALES)
Aislante

Banda
de
valencia
parcialmente desocupada
Banda de
Conducción

Banda
de
conducción
Conductor
solapada con la 1ª
Banda de
2. AISLANTES
Banda
E
Conducción

Los electrones de la capa
Prohibida
de valencia no pueden
pasar a la capa de
Banda de
Banda de
conducción
Valencia
Valencia
3. SEMICONDUCTORES

La diferencia de energía
entre ambas bandas no es elevada.

Los electrones pueden pasar a la capa de conducción (:  Tª)

Huecos positivos que contribuyen a la conducción eléctrica
Semiconductor
Banda de
Conducción
Banda de
Valencia
Sustancias Iónicas
Propiedades
Interpretación
Sólidos a Tª ambiente, con altos puntos de fusión
y ebullición
Existe fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha
energía para romper la red cristalina
Se fracturan al golpearlos, formando cristales de
menor tamaño (duros y qebradizos)
Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan enfrentados los de
igual carga, repeliéndose
En general, se disuelven en H2O y disolventes
polares
Las moléculas de H2O pueden atraer y separar los iones deshaciendo la red
iónica
No coducen la corriente eléctrica en esta sólido,
pero sí en estado líquido o en disolución
Los iones están localizados en la red, pero al pasar al estado líquido
adquieren movilidad, lo que posibilita el paso de la corriente eléctrica
Sustancias Covalentes
Covalentes Moleculares (H2, Br2, H2O, NH3, moléculas orgánicas)
Propiedades
Interpretación
Bajos puntos de fusión y ebullición
La fuerza del enlace entre átomos es grande, pero la fuerza que mantiene
unidas las moléculas es débil
No se disuelven en H2O
En su estructura no hay iones capaces de ser atraídos por las moléculas de
H2O
No conducen la corriente eléctrica (algunas lo
hacen débilmente)
No existen cargas eléctricas en su estructura (algunas veces se forman
cargas al reaccionar con el H2O)
Redes Covalentes [Diamante (C), Cuarzo (SiO2), Si2C, BN]
A Tª ambiente son sólidos muy duros con alto
punto de fusión
Poco solubes en cualquier tipo de disolvente
No conducen la corriente eléctrica (salvo el
grafito)
El enlace entre los átomos es muy fuerte, por lo que se necesita mucha
energía para romper la red cristalina
No existen cargas eléctricas en su estructura
Sustancias Metálicas
Propiedades
Interpretación
Sólidos a Tª ambiente
Se necesita bastante energía para romper la red cristalina metálica
Conducen la corriente eléctrica como sólidos y
como líquidos
Los e- de la capa exterior se desplazan en el interior del metal
Son deformables
Al deformarlos no hay repulsión entre cargas y no se fracturan