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Tema 3. El enlace químico

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Autor: Javier Pozuelo de Diego

QUIMICA DE MATERIALES

TEMA3. EL ENLACE QUÍMICO

Parámetros moleculares

Distancia de enlace

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Supongamos dos átomos que se acercan desde una distancia muy grande.

A grandes distancia las fuerzas entre ellos es nula

Al acercarse aparecen fuerzas de atracción, FA

Llega un momento en el que las nubes electrónicas solapan y aparecen fuerzas de repulsión, FR

Cuando la fuerza neta sea 0 se encontrará a la distancia de equilibrio, FN=FA+FR=0

Energías:enlace4

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Donde representa un mínimo que corresponde con la distancia de equilibrio.

enlace3

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Ángulo de enlace

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En el caso de un ángulo de flexión el comportamiento es similar al que ocurre con la distancia de enlace.

Cuando la fuerza neta sea 0 se encontrará en el ángulo de equilibrio, FN=FA+FR=0

Energías:

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enlace6Donde representa un mínimo que corresponde con la distancia de equilibrio.

El enlace Iónico

 

Es la unión Química formada por la atracción electrostática entre iones positivos y negativos

Los Electrones en el enlace Iónico.

En el enlace iónico existe una transferencia total de electrones de un átomo a otro

Ejemplo: NaCL:

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Otros compuestos iónicos:

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Estudio termoquímico de la formación de enlace iónico.Ciclo de Born-Haber

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Etapa 1: Energía de Ionización. Formación de Aniones y Cationes

Etapa 2a: Energía de Coulomb

Etapa 2: Energía Reticular

Etapa 2b: Formación del sólido cristalino

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Etapa 1. Formación de Iones

Formación de Cationes.

Potenciales de Ionización

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Ejemplo:

enlace13EI = 496 kJ/mol

 

Formación de Aniones

AE (Afinidade Electrónica)

 

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Ejemplo:

enlace15AE = -349 kJ/mol

Etapa 2a: Energía de Coulomb

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Q1 = carga del catión
Q2 = carga del anión
k = cte que depende de los iones
r = distancia

Ejemplo: NaCl

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Etapa 2b: Formación de un sólido

Etapa 2: Energía Reticular

Es la energía que se produce al pasar dos iones en forma gaseosa a un sólido cristalino

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Estructura Cristalina.

Los compuestos Iónicos son sólidos cristalinos.

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Número de Coordinación.

Es el número de aniones que son capaces de rodear a cada catión

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Propiedades de los Compuestos Iónicos.

Fuerte atracción electrostática —› Puntos de Fusión y de ebullición altos

Sólidos a temperatura ambiente, duros y frágiles

No conducen la electricidad (si en disolución acuosa o fundidos)

Solubles en agua.

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El Enlace Covalente

Es un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos.

La molécula de hidrógeno enlace23

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Enlace covalente coordinado:
Cuando el par de electrones compartido es suministrado solo por un átomo

enlace25 Grupo amonio

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Carácter Iónico del enlace Covalente.

Electronegatividad:
Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico

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Porcentaje de carácter Iónico

 

XF>XH

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Carga formal y estructura de Lewis

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Ejemplo: el Ozono O3

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Concepto de resonancia

Se produce cuando existen más de una estructura de Lewis

Criterios de estabilidad por resonancia:

a) Para moléculas neutras son más estables las estructuras de Lewis sin cargas formales.

b) Las estructuras de Lewis con cargas formales altas (+2, +3,..,-2, -3) son menos probables que aquellas con cargas formales pequeñas.

c) Son preferibles las estructuras con cargas formales negativas en los átomos más electronegativos.

Ozono (O3) enlace31

Ión Carbonato

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benceno

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Excepciones a la regla del octeto

A) Octeto incompleto: Berilio enlace34

H — Be — H El Berilio se encuentra solamente rodeado de cuatro electrones.

Boro y aluminio

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B) Molécula con número impar de electrones.

Óxido nítrico NO

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Dióxido de nitrógeno NO2

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C) Octeto expandido:

Elementos del tercer periodo pueden utilizar los electrones de los orbitales d

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Teoría de orbital molecular o enlace de valencia

1. Los electrones compartidos por un enlace covalente pertenecen simultáneamente a los orbitales moleculares de los dos átomos que lo forman.

2. Un enlace covalente se forma cuando solapan las nubes electrónicas de los dos átomos

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Formación de enlaces sigma con orbitales p. Solapamiento frontal de orbitales

Molécula de Cl2 enlace41

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Formación de enlaces sigma y pi con orbitales p. Solapamiento frontal y lateral de orbitales

Molécula de N2      enlace43

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Geometría Molecular

Capa de valencia:

Es la capa externa de cada átomo. Contienen los electrones responsables del enlace.

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Modelo de la Repulsión de los Pares Electrónicos en la Capa de Valencia (RPECV)

Explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares electrónicos

Reglas generales para aplicar el modelo RPECV

Los dobles y triples enlaces se consideran como sencillos

Si existen varias estructuras resonantes el modelo se aplica a una de ellas.

El sistema tiende a adoptar la mayor simetría posible.

Moléculas en las que el átomo central no tiene pares de electrones libres

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Moléculas en las que el átomo central tiene pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)

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Momento dipolar, µ

La carga eléctrica en los enlaces no está distribuida uniformemente debido a la diferencia de electronegatividad entre ellos.

La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por su momento dipolar (µ):

µ = Q x r

r = distancia entre átomos
Q = carga

Unidades Debye, D
1 D = 3.33 10-30 C·m

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Moléculas diatómicas.

Si contienen átomos de elementos diferentes siempre tienen momentos dipolares y son moléculas polares.
Ejemplos: HCl, CO y NO.
Si contienen átomos de elementos iguales nunca tienen momentos dipolares y son moléculas apolares
Ejemplos: H2, O2 y F2

Moléculas poliatómicas

La polaridad de una molécula viene dada por:

La polaridad de los enlaces.

La geometría de la molécula

El µ viene dado por la suma vectorial de los µ de cada enlace en la molécula

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Teoría del enlace de valencia

Es una visión mecánico cuántica.

Los enlaces se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos (dos orbitales comparten una región común del espacio).

El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad)

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Hibridación

Orbitales híbridos.
Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente.

Tipos de hibridaciones: Hibridación sp3.

Hibridación sp2.

Hibridación sp.

Hibridación sp3d.

Hibridación sp3d2.

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Hibridación sp3 Es la combinación de un orbital s con tres orbitales p

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Molécula de CH4

enlace53

enlace54

Solo podría reaccionar con dos átomos

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 4 orbitales híbridos sp3

enlace55enlace56

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Hibridación sp2 Es la combinación de un orbital s con dos orbitales

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Ejemplo: BF3

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Solo podría reaccionar con un átomo

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 3 orbitales híbridos sp2

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Hibridación sp Es la combinación de un orbital s con un orbital p

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Ejemplo: BeCl2

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No podría reaccionar

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›p para forma 2 orbitales híbridos sp

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Hibridación de orbitales s, p y d

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Hibridación sp33d Ejemplo: PBr5 enlace64

Solo podría reaccionar con 4 átomos

Se produce la promoción electrónica de un e- de s—›d para formar 5 orbitales híbridos sp3d

enlace65

enlace66

Hibridación sp3d2 Ejemplo: PBr5      enlace86

Solo podría reaccionar con 2 átomos

Se produce la promoción electrónica de dos e- de s—›d para formar 6 orbitales híbridos sp3d2

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enlace67

Teoría del orbital molecular (TOM)

 

La teoría EV falla en explicar las propiedades magnéticas de alguna moléculas, el O2 es paramagnética (no todos los electrones están apareados) la EV dice que es diamagnética

La teoría de orbitales moleculares supone que todos los electrones de una molécula influyen en su estabilidad

Los orbitales moleculares dan idea de la probabilidad de encontrar a un electrón en toda la molécula.

Los orbitales moleculares se pueden expresar como combinaciones lineales de orbitales atómicos

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Es la función de onda que describe al orbital molecular

Son las funciones de onda que describen a los orbitales atómicos

Orbital enlazante: Tiene menor energía que los orbitales atómico

Orbital antienlazante: Tiene mayor energía que los orbitales atómicos.

Orden de enlace: magnitud que da información acerca de la fuerza con la que están enlazados los átomos en una molécula

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Moléculas Diamagnéticas: Aquellas con todos sus electrones apareados.

Moléculas Paramagnéticas: Aquellas con algún sus electrón sin aparear.

Distribución espacial de orbitales moleculares

Esquema general de un diagrama de energía de orbitales moleculares para una mol écula diatómica.

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Moléculas diatómicas homonucleares

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Para orbitales p con Z alto se produce una inversión de las energías de los orbitales s y p de la forma:

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Moléculas diatómicas heteronucleares

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El enlace Metálico

Los elementos marcados en rojo son capaces de formar un enlace metálico.

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Estructura el enlace metálico

Modelo de gas electrónico: Un metal está constituido por iones positivos rodeados de electrones

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Son conductores de la electricidad y térmicos debido a la movilidad de los electrones

Sufren efecto fotoeléctrico y termoiónico

Dúctiles y maleables

 

Teoría de bandas

Los electrones al estar deslocalizados por todo el metal lo que era un nivel de energía se convierte en una banda

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Carácter conductor

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Enlaces Débiles. Fuerzas intermoleculares.

Fuerzas ión-ión (Ejemplo NaCl)

Fuerzas dipolo-dipolo (Ejemplo HF)

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enlace103

Fuerzas dipolo inducido. Fuerzas de London. Se induce un dipolo por la aproximación de unión u otro dipolo.

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Enlaces de Hidrógeno. (ejemplo H2O)

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