Qumica General e Inorgnica A Qumica General e

Química General e Inorgánica A Química General e Inorgánica I Química General Enlace químico: moléculas diatómicas Tema 5

Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico Grupo Configuración electrónica Nº e- valencia 1 A ns 1 1 2 A ns 2 2 3 A ns 2 np 1 3 4 A ns 2 np 2 4 5 A ns 2 np 3 5 6 A ns 2 np 4 6 7 A ns 2 np 5 7 5. 1

Símbolos de puntos de Lewis 5. 2

Moléculas diatómicas • homonucleares • heteronucleares H 2, O 2, N 2 HCl, Na. F Tipos de enlace Enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos |XA - XB| 2 donde: X = electronegatividad Enlace iónico hay una transferencia de electrones, el enlace se produce por atracción electrostática del tipo de fuerzas de Coulomb |XA - XB| > 2 5. 3

Electronegatividad y afinidad electrónica Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico Afinidad electrónica es la atracción que tiene un átomo aislado por un electrón adicional X- (g) X(g) + e- Afinidad electrónica (propiedad medible), Cl es la más alta Electronegatividad (valor relativo), F es la más alta 5. 4

Electronegatividad de los elementos 5. 5

Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos. región pobre en electrones H región rica en electrones F pobre H + rica F - 5. 6

Clasificación de los enlaces |XA - XB| Tipo de enlace 0 covalente >2 0<y<2 iónico covalente polar Aumenta la diferencia de electronegatividad covalente comparten e- covalente polar transferencia parcial de e- iónico transferencia total de e- 5. 7

El enlace iónico Li + F 1 s 22 s 11 s 22 p 5 Li e- + Li+ F 1 s 22 s 22 p 6 [He] [Ne] Li+ + e- F F - Li+ F Li. F 5. 8

Ciclo de Born-Haber Ef Na (g) PI Na+ (g) - 1 e- + Ep Na. F (g) -AE F (g) F- (g) + 1 e- D Ep = - N | n+ n- | q 1 q 2 r 5. 9

Compuestos covalentes y iónicos 5. 10

Cristales iónicos cloruro de sodio fosfato de calcio 5. 11

El enlace covalente Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? F + 7 e- F F F 7 e- 8 e- Estructura de Lewis enlace covalente simple F F pares libres enlace covalente simple 5. 12

Teoría del enlace valencia (TEV) - el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos - los e- que forman un enlace son los e- de valencia - los orbitales son orbitales de valencia y poseen un e- cada uno con espines contrarios - la superposición de orbitales debe ser máxima para que el enlace sea más fuerte s + s enlace σ s + p enlace σ p + p (cab-cab) enlace σ p + p (lateral) enlace π - el enlace σ es más fuerte que el enlace π porque la superposición de orbitales atómicos es mayor 5. 13

Enlace sigma s+s s+p p + p cab-cab 5. 14

Enlace pi p + p lateral 5. 15

Ejemplos Li 2 Li [He] 2 s 1 s+s→σ Li : Li Li −Li O 2 O [He] 2 s 2 2 px 2 2 py 1 2 pz 1 p + p (cab-cab) → σ p + p (lateral) → π O O 5. 16

Enlaces sigma ( ) y pi ( ) enlace simple 1 enlace sigma enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces y hay en la molécula de N 2? 5. 17

Energía de disociación La fuerza de un enlace entre dos átomos se mide por su energía de disociación (D) Cuanto mayor es la energía de disociación, más fuerte es el enlace Energía de disociación (D) F (g) 146 k. J F F O 2 (g) O (g) + O (g) 484 k. J O O N 2 (g) N (g) + N (g) 932 k. J N N F 2 (g) F (g) + Denlace simple < Denlace doble < Denlace triple 5. 18

Energía de disociación 5. 19

Energía de disociación Energía potencial Cambios en la energía potencial de dos átomos H distancia internuclear 5. 20

Cambio en la densidad electrónica a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro 5. 21

Longitud de enlace Es la distancia que separa a los núcleos. Se calcula en forma aproximada sumando los radios covalentes de los dos átomos participantes 5. 22

Radios covalentes hidrógeno y elementos del bloque p (en picometros) 5. 23

Longitud de enlace Mayor radio atómico Mayor longitud de enlace Tipo de enlace Longitud de enlace (pm) C-C 154 C C 133 C C 120 C-N 143 C N 138 C N 116 Longitudes de enlace triple < enlace doble < enlace simple 5. 24

Cómo explica la teoría del enlace valencia (TEV) la formación de los enlaces en H 2 y F 2? Energía de disociación H 2 436. 4 k. J/mol F 2 150. 6 k. J/mol Longitud de enlace 74 pm 142 pm solapamiento 1 s 2 p Teoría del enlace valencia Los enlaces se forman por apareamiento de electrones cuando se solapan los orbitales atómicos 5. 25

Los experimentos muestran que O 2 es paramagnético O O e- apareados Sustancia diamagnética es repelida por un campo magnético porque tiene todos los e- apareados Teoría del Orbital Molecular (TOM) Los enlaces se forman por la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares 5. 26

Postulados TOM - Los centros atómicos (núcleo + e- internos) generan un campo de energía potencial donde se mueven los e- de valencia - Los orbitales atómicos (OA) de valencia se combinan linealmente para formar orbitales moleculares (OM) que pertenecen a toda la molécula, es decir que son policéntricos (método CLOA) - El número de OM formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados - En base a su energía los OM se clasifican en OM enlazantes, OM antienlazantes y OM no enlazantes - El llenado de los OM procede de menor a mayor energía, cumpliendo el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund 5. 27

Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el H 2 ss* ss Un OM enlazante tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos de los cuales proviene Un OM antienlazante tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo originan 5. 28

Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas con la misma longitud de onda y amplitud Onda 1 Onda 2 Suma de 1 y 2 5. 29

Combinación lineal de dos orbitales atómicos p equivalentes Orbitales Moleculares que se obtienen Energía Molécula Átomo * Interacción destructiva Átomo Orbital molecular Molécula Energía Orbital molecular sigma antienlazante (σ*) Átomo * Interacción constructiva sigma enlazante (σ) Interacción destructiva Orbital molecular pi antienlazante (π*) Átomo Interacción constructiva Orbital molecular pi enlazante (π) 5. 30

Segundo período de moléculas diatómicas homonucleares Li 2, Be 2, B 2, C 2, y N 2 Molécula sz* Energía px*py* Átomo sz px py 5. 31

Orden de enlace = 1 2 ( número de e- en los OM enlazantes - número de e- en los OM antienlazantes ) ss* ss* ss ss ½ 1 ½ 0 Energía ss* orden de enlace 5. 32

Tabla 10. 5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo* Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace k. J/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ1 s y σ1 s-*. Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O 2 y F 2, σ2 p tienen menor energía que π2 pz y π2 pz- 5. 33

Configuración electrónica • H 2 2 e- de valencia • He 2 4 e- de valencia Electrones internos: σs 2 σs*2 1 s 2 → K 2 s 2 2 p 6 → L • Li 2 2 e- de valencia K K σs 2 • O 2 12 e- de valencia K K σs 2 σs*2 πx 2 πy 2 σz 2 πx*1 πy*1 5. 34

Momento dipolar Carácter iónico parcial (CIP) Región pobre en carga electrónica Región rica en carga electrónica H F + - = | |. d es el momento dipolar [=] Debye (D) es la carga transferida [=] u. e. s. d es la longitud de enlace (LE) [=] Å 5. 35

Comportamiento de moléculas polares 5. 36

- moléculas homonucleares son no polares =0 porque la distribución de la carga electrónica es simétrica - moléculas heteronucleares → son polares ≠ 0 H─F porque la distribución de la carga electrónica es asimétrica Enlace = % carácter iónico + % carácter covalente ╚ carácter iónico parcial (CIP) 5. 37

Ejemplo: calcular el CIP para la molécula HCl H-Cl heteronuclear ≠ 0 polar datos experimentales: = 1. 07 D y LE= 1. 27 Å = | |. d | | = / d 1 D= 1 x 10 -18 ues. cm 1 Å = 1 x 10 -8 cm | | = 1. 07 x 10 -18 ues. cm / 1. 27 x 10 -8 cm | | = 0. 843 x 10 -10 ues 4. 8 x 10 -10 ues ─ 100 % carácter iónico 0. 843 x 10 -10 ues ─ x = 17. 6 % CIP HCl es covalente 5. 38

Cuanto más polar sea un enlace se cumple: • mayor momento dipolar ( ) |XA - XB| α • mayor porcentaje de carácter iónico • mayor fortaleza del enlace 5. 39

Resonancia H-Cl estructura covalente estructura contribuyente I ↔ H+ Clestructura iónica estructura contribuyente II La resonancia consiste en combinar matemáticamente las funciones de onda de las estructuras contribuyentes para obtener una función de onda molecular que se denomina hibrido de resonancia El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor energía y por lo tanto la más estable La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de resonancia con respecto a la estructura contribuyente de menor energía. 5. 40