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Enlaces químicos
 

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    Enlaces químicos Enlaces químicos Presentation Transcript

    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Enlaces químicos • Tres tipos básicos de enlace: – Iónico • Atracción electrostática entre iones. – Covalente • Compartición de electrones. – Metálico • Átomos metálicos enlazados a otros átomos.
    • Enlace iónico
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Aspectos energéticos del enlace iónico Como vimos en el último capítulo, se requieren 495 kJ/mol para eliminar electrones del sodio.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Aspectos energéticos del enlace iónico Recuperamos kJ/mol dando electrones al cloro.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Aspectos energéticos del enlace iónico ¡Pero estos números no explican por qué la reacción del metal sodio y del gas cloro para formar cloruro de sodio es tan exotérmica!
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Aspectos energéticos del enlace iónico • Debe existir una tercera pieza del rompecabezas. • La que explique la atracción electrostática entre el catión sodio y el anión cloruro recién formados.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Energía de red • Esta tercera pieza del rompecabezas es la energía de red: – La energía requerida para separar por completo un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. • La energía asociada con las interacciones electrostáticas están regidas por la ley de Coulomb: Eel = κ Q1Q2 d
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Energía de red • Entonces, la energía de red aumenta con la carga en los iones. • También se incrementa con el descenso de tamaño de los iones.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Al comprender estas tres energías (energía de ionización, afinidad electrónica y energía de red), podemos tener una buena idea de los aspectos energéticos involucrados en tal proceso. Aspectos energéticos del enlace iónico
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Aspectos energéticos del enlace iónico • Estos fenómenos también ayudan a explicar la “regla del octeto” • Por ejemplo, los metales tienden a dejar de perder electrones una vez que alcanzan una configuración de gas noble, debido a que se expandiría la energía que no puede ser superada por las energías de red.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Enlace covalente • En los enlaces covalentes los átomos comparten electrones. • Existen varias interacciones electrostáticas en estos enlaces: – Atracciones entre electrones y núcleos. – Repulsiones entre electrones. – Repulsiones entre núcleos.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Enlaces covalentes polares • Aunque los átomos forman con frecuencia compuestos compartiendo electrones, no siempre pueden compartirse de forma equitativa. • El flúor atrae más fuertemente a los electrones que comparte con el hidrógeno de lo que lo hace el hidrógeno. • Por lo tanto, el extremo del flúor de la molécula tiene más densidad electrónica que el extremo del hidrógeno.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Electronegatividad • La electronegatividad es la habilidad de los átomos en un molécula de atraer electrones hacia sí. • En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta a medida que va… – …de izquierda a derecha a través de un periodo. – …de la parte inferior a la superior de un grupo.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Enlaces covalentes polares • Cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace dipolar. • El momento dipolar, µ, producido por dos cargas iguales pero opuestas separadas por una distancia, r, se calcula así: µ = Qr • Se mide en debyes (D).
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Enlaces covalentes polares A mayor diferencia en electronegatividad, más polar es el enlace.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis son representaciones de moléculas que muestran todos los electrones de enlace y los no enlazantes.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Trazado de estructuras de Lewis 1. Encuentre la suma de los electrones de valencia de todos los átomos en el ión o molécula poliatómica. – Si es un anión, adicione un electrón por cada carga negativa. – Si es un catión, sustraiga un electrón por cada carga positiva. PCl3 5 + 3(7) = 26
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Trazado de estructuras de Lewis 2. Al átomo central es el elemento menos electronegativo que no sea el hidrógeno. Conecte los átomos externos a éste con enlaces sencillos. Realice un seguimiento de los electrones: 26 - 6 = 20
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos 3. Llene los octetos de los átomos externos. Realice un seguimiento de los electrones: 26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2 Trazado de estructuras de Lewis
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos 4. Llene el octeto del átomo central. Realice un seguimiento de los electrones 26 - 6 = 20; 20 - 18 = 2; 2 - 2 = 0 Trazado de estructuras de Lewis
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos 5. Si se acaban los electrones antes de que el átomo central tenga un octeto… …forme enlaces múltiples hasta que lo tenga. Trazado de estructuras de Lewis
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos • Asigne cargas formales. – Para cada átomo, cuente los electrones en pares solitarios y divida entre dos los electrones que comparte con otros átomos. – Réstelo del número de electrones de valencia para ese átomo: la diferencia es su carga formal. Trazado de estructuras de Lewis
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos • La mejor estructura de Lewis… – …es la que tiene menos cargas. – …coloca una carga negativa en el átomo más electronegativo. Trazado de estructuras de Lewis
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia Es la estructura de Lewis que trazamos para el ozono, O3. - +
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia • Pero no corresponde con la verdadera estructura observada del ozono, en la que… – …ambos enlaces O- O bonds tienen la misma longitud. – …ambos oxígenos externos tienen una carga de -1/2.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia • Una estructura de Lewis no puede representar con exactitud una molécula como la del ozono. • Utilizamos estructuras múltiples (estructuras de resonancia) para describir la molécula.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia Tal como el verde es la síntesis del azul y el amarillo … …el ozono es una síntesis de estas dos estructuras de resonancia.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia • En realidad, los electrones que forman el segundo enlace C-O en los enlaces dobles debajo no siempre permanecen entre ese C y ese O, más bien pueden moverse entre los dos oxígenos y el carbono. • No están localizados; están deslocalizados.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Resonancia • El compuesto orgánico benceno, C6H6, tiene dos estructuras de resonancia. • Comúnmente se representa como un hexágono con un círculo interior para señalizar los electrones deslocalizados en el anillo.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Excepciones a la regla del octeto • Existen tres tipos de iones o moléculas que no siguen la regla del octeto: – Iones o moléculas con un número impar de electrones. – Iones o moléculas con menos de un octeto. – Iones o moléculas con más de ocho electrones de valencia (octeto expandido).
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Número impar de electrones Aunque relativamente raros y por lo regular bastante inestables y reactivos, existen iones y moléculas con un número impar de electrones.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Menos de ocho electrones • Considere el BF3: – El dar al boro un octeto lleno coloca una carga negativa en el boro y una carga positiva en el flúor. – Ésta no sería una representación exacta de la distribución de los electrones en el BF3.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Menos de ocho electrones Por lo tanto, las estructuras que colocan un enlace doble entre el boro y el flúor son mucho menos importantes que la que deja al boro con únicamente 6 electrones de valencia.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Menos de ocho electrones La lección es: si el llenado del octeto del átomo central resulta en una carga negativa en el átomo central y una carga positiva en el átomo externo más electronegativo, no complete el octeto del átomo central.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Más de ocho electrones • La única forma en la que el PCl5 pudiera existir es si el fósforo tuviera 10 electrones alrededor de él. • Se permite expandir el octeto de los átomos en el 3er periodo o debajo. – Es probable que los orbitales d en estos átomos participen en el enlace.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Más de ocho electrones Aún cuando podemos trazar una estructura de Lewis para el ión fosfato que únicamente tiene 8 electrones alrededor del fósforo central, la mejor estructura coloca un enlace doble entre el fósforo y uno de los oxígenos.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Más de ocho electrones • Esto elimina la carga en el fósforo y la carga en uno de los oxígenos. • La lección es: cuando el átomo central esté en el 3er periodo o debajo y expanda su octeto, elimine algunas cargas formales. Hágalo.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Fuerza del enlace covalente • Sencillamente, la fuerza de un enlace se mide determinando cuánta energía se requiere para romper el enlace. • Esto es la entalpía de enlace. • La entalpía de enlace para un enlace Cl-Cl, D(Cl-Cl), se mide de 242 kJ/mol.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpías de enlace promedio • Esta tabla lista las entalpías de enlace promedio para varios tipos distintos de enlaces. • Las entalpías de enlace promedio son positivas, debido a que el rompimiento del enlace es un proceso endotérmico.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpías de enlace promedio NOTA: Estas entalpías son de enlace promedio, no entalpías de enlace absolutas; los enlaces C-H en el metano, CH4, serán ligeramente distintas al enlace C-H en el cloroformo, CHCl3.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpías de reacción • Otra manera de calcular ∆H para una reacción es comparar las entalpías de enlace de los enlaces rotos con las entalpías de enlace de los nuevos enlaces formados. • En otras palabras, ∆Hrxn = Σ(entalpías de enlace de los enlaces rotos) – Σ(entalpías de enlace de los enlaces formados)
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpías de reacción CH4 (g) + Cl2 (g) → CH3Cl (g) + HCl (g) En este ejemplo se rompen un enlace C-H y un enlace Cl-Cl; se forman un enlace C-Cl y un enlace H-Cl.
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpías de reacción Así, ∆H = [D(C-H) + D(Cl-Cl)] - [D(C-Cl) + D(H-Cl)] = [(413 kJ) + (242 kJ)] - [(328 kJ) + (431 kJ)] = (655 kJ) - (759 kJ) = -104 kJ
    • © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados. Enlaces químicos Entalpía de enlace y longitud de enlace • También podemos medir una longitud de enlace promedio para distintos tipos de enlace. • A medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, la longitud de enlace disminuye.
    • Todos los derechos están reservados. Ninguna parte de la publicación puede reproducirse, registrarse o transmitirse en forma alguna ni por medio alguno, sea electrónico, mecánico, fotoquímico, grabación o cualquier otro, sin el permiso previo por escrito del editor. Copyright ©2009 Pearson Educación, Inc. Publicado como Prentice Hall Esta obra está protegida por las leyes de derecho de autor y se proporciona solamente para que la utilicen los instructores en la enseñanza de sus cursos y en la evaluación del aprendizaje de los estudiantes. No se permiten la difusión ni venta de cualquier parte de la obra (incluyendo en la World Wide Web), ya que así se destruiría la integridad de ésta. La obra y el material que de ella surja nunca deberán ponerse a disposición de los estudiantes, aunque aquí se exceptúa a los instructores que usen en sus clases el texto que la acompaña. Se espera que todos los receptores de la obra acaten tales restricciones, así como que cumplan los propósitos pedagógicos y las necesidades de otros instructores que confían en dichos materiales. Esta obra está protegida por las leyes de derecho de autor y se proporciona solamente para que la utilicen los instructores en la enseñanza de sus cursos y en la evaluación del aprendizaje de los estudiantes. No se permiten la difusión ni venta de cualquier parte de la obra (incluyendo en la World Wide Web), ya que así se destruiría la integridad de ésta. La obra y el material que de ella surja nunca deberán ponerse a disposición de los estudiantes, aunque aquí se exceptúa a los instructores que usen en sus clases el texto que la acompaña. Se espera que todos los receptores de la obra acaten tales restricciones, así como que cumplan los propósitos pedagógicos y las necesidades de otros instructores que confían en dichos materiales.