enlace quÍmico - quÍmica de 2º. de bachillerato | … · átomos pierden los electrones de...
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ENLACE QUÍMICO
IÓNICO
METÁLICO
COVALENTE
1- DEFINICIÓN DE ENLACE
• Enlace químico: fuerza que hace que los átomos se
unan para formar un sistema químico más estable
Situación antienlazante: predominan las fuerzas de repulsión
Situación enlazante: Las fuerzas atractivas son mayores que las repulsivas
REGLA DEL OCTETO: los átomos tienden a completar su última capa electrónica con 8 electrones, adquiriendo la configuración de gas noble
TIPOS DE ENLACE QUÍMICO
IÓNICO: metal + no metal cesión y toma de electrones atracción electrostática de iones
METÁLICO: unión de átomos del mismo metal formación de nube electrónica
COVALENTE: no metal + no metal compartición de electrones
2-ENLACE IÓNICO
• Electrovalencia: carga de una especie cuando
intercambia electrones
• 2 ETAPAS
• Los iones forman cristales, y éstos, redes cristalinas.
Llamamos índice de coordinación, (IC) al número de
iones de un mismo signo que rodean a otro de signo
contrario
1- Formación de iones. Etapa energéticamente desfavorable: M (g) + PI M n+ + ne-
X(g) + n e- Xn- + AE
2- Unión electrostática de iones. Etapa energéticamente favorable: Mn+ + Xn- MX ΔH < 0
ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER
• Energía reticular ( U):energía desprendida al formarse un mol de
cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Se
mide en KJ.mol-1 .
Ciclo de Born-Haber
M ( s) + X (g) MX ΔHf
ΔHs
PI
AE
U M ( g)
Mn+(g) + Xn- (g)
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• - Sólidos a temperatura ambiente
• - Puntos de fusión y ebullición elevados
• - No conducen la electricidad en estado fundamental ,pero sí
fundidos
• - Duros( resistentes a ser rayados)
• - Frágiles
• - Resistencia a la dilatación
• - Solubles en disolventes polares
3-ENLACE METÁLICO
• - Teoría del “mar de electrones” o “nube electrónica”: Los
átomos pierden los electrones de valencia y se ordenan formando
estructuras gigantes llamadas redes metálicas. Los electrones se
mueven a lo largo de la red
• - Teoría de “bandas de energía”: los átomos se encuentran muy
cercanos dando lugar a orbitales de energías muy parecidas, que
constituyen la banda de niveles energéticos
PROPIEDADESDE LOS COMPUESTOS METÁLICOS
- Gran conductividad eléctrica y térmica
- Brillo metálico
- Tenaces y resistentes a la tracción
- Dúctiles y maleables
- Puntos de fusión y ebullición variables
4-ENLACE COVALENTE
TIPOS DE ENLACE COVALENTE
Según los átomos:
átomos iguales: enlace covalente apolar
átomos diferentes: enlace covalente polar
Según los electrones compartidos:
simple: dos electrones
doble: 4 electrones
triple: 6 electrones
Si sólo aporta un átomo el par de electrones:
enlace coordinado o dativo
TEORÍA DE LEWIS
5-TEORÍAS DEL ENLACE COVALENTE
• Existen dos teorías acerca de la formación de un enlace
covalente:
- Teoría de orbitales moleculares( TOM)
La molécula es como un solo átomo
Los electrones se sitúan en orbitales
que pertenecen a toda la molécula( OM)
- Teoría del enlace de valencia ( TEV)
Los átomos se enlazan para formar la
molécula
Solapamiento de orbitales atómicos(OA)
Los OA que se solapan han de tener e-
desapareados y espines opuestos
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES( TOM)
• - Desarrollada por Hund y Mulliken en 1933/34
• - Los electrones se sitúan en orbitales que pertenecen
a toda la molécula
• -Los orbitales atómicos ( OA) se combinan para formar el mismo
número de orbitales moleculares(OM)
• -Dos OA se combinan y
forman 2 OM, uno
enlazante y otro
antintienlazante, que se
rellenan de menor a
mayor energía
OM*
OM
Orden de enlace: OE = nº de e- en OM - nº de e- en OM*
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
Desarrollada por Heitler y London ( 1929)
CONCLUSIONES DE LA TEV
- Los OA que no intervienen en el enlace quedan inalterados
- Covalencia: nº de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo( nº
de e- desapareados)
- Enlaces formados por solapamiento de OA:
a) solapamiento frontal: enlace covalente tipo σ
b) solapamiento lateral: enlace covalente tipo π
c) Enlaces múltiples:
doble: 1 enlace tipo σ y 1 enlace tipo π
triple: 1 enlace tipo σ y dos enlaces tipo π
6-PARÁMETROS MOLECULARES
• Resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de
todas las formas estructurales propuestas, llamadas formas
resonantes o canónicas
• Energía de enlace: energía absorbida en la disociación de una
molécula en estado gaseoso en sus átomos también en ese estado
• Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de dos átomos
enlazados
• Ángulo de enlace: ángulo comprendido entre dos enlaces de un
átomo.
• Enlace apolar: se establece entre átomos iguales
• Enlace polar: se establece entre átomos de diferente
electronegatividad. Aparece una zona con defecto de carga
y otra con exceso de carga
Momento dipolar: magnitud vectorial que
mide la polaridad de un enlace covalente
7-HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
• Teoría formulada por Linus Pauling:
los OA puros
se combinan
para formar orbitales híbridos.
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv
18.swf
Orbitales atómicos puros del átomo central
Hibridación del átomo central
Nº de orbitales híbridos
s,p sp 2
s,p,p sp2 3
s,p,p,p sp3 4
HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV
Be Z= 4 Configuración: 1s2 2s2
• Formación de 2 orbitales híbridos sp
MOLÉCULA LÍNEAL
ÁNGULO DE ENLACE: 1800
2s 2p promoción
S P
HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV
B Z= 5 Configuración: 1s2 2s22p1
• Formación de 3 orbitales híbridos sp2
MOLÉCULA TRIGONAL PLANA
ÁNGULO DE ENLACE: 1200
2s 2p promoción s p p
HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV
C Z=6 Configuración: 1s2 2s2 2p2
• Formación de 4 orbitales híbridos sp3
MOLÉCULA TETRAÉDRICA
ÁNGULO DE ENLACE: 109,50
2s 2p promoción
s p p p
HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV
N Z= 7 Configuración: 1s2 2s22p3
• Formación de 4 orbitales híbridos sp3
MOLÉCULA PIRAMIDAL
ÁNGULO DE ENLACE: 106,50
2s 2p hibridación
HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV
o Z= 8 Configuración: 1s2 2s22p4
• Formación de 4 orbitales híbridos sp3
MOLÉCULA ANGULAR
ÁNGULO DE ENLACE: 1040
2s 2p hibridación
GEOMETRÍA Y MOMENTO DIPOLAR
CO2
CH4
H2O
NH3
RESUMEN HIBRIDACIÓN
Átomo
central
Combinación de
orbitales
hibridación geometría Ángulo
de
enlace
polaridad Ejemplo
Be s + p 2 híbridos sp líneal 1800 no BeCl2
B s + p + p 3 híbridos sp2 Triangular plana
1200 no BF3
C ,Si s + p+p+p 4 híbridos sp3 tetraédrica 109.50 no CH4
N,P s+p+p+p 1 par de e-
libres
4 híbridos sp3
piramidal 106,50 si NH3
O,S s+p+p+p 2 pares de e-
libres
4 híbridos sp3
angular 1040 si H2O
9-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
COVALENTES
Covalente apolar Covalente polar Sólido covalente
P.Fusión Muy bajo Bajo Muy altos
P.ebullición Muy bajo Bajo Muy altos
Dureza Muy baja Baja Alta
Conductividad nula Muy baja Nula o casi nula
Solubilidad ( polar/apolar)
Baja/alta Alta/baja Nula o casi nula
10-ENLACES INTERMOLECULARES
Fuerzas de Van der Waals
– a) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson
– b) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye
– c) Fuerzas de dispersión o de London ( dipolos instantáneos)
Enlace de hidrógeno
- Interacción entre un átomo de hidrógeno unido a A( átomo muy
electronegativo) y un átomo B( también muy electronegativo) que
posee, al menos, un par de electrones libres
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