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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–CC–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 μ0 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