3. Tipos de enlaces químicos
Se a diferenza de electronegatividade
está entre:
1.7 e 4.0: Iónico
0.3 e 1.7: Covalente Polar
0.0 3 0.3: Covalente Non Polar
13. Propiedades dos compostos
iónicos
1.- Forman redes cristalinas, non existen as moléculas
2.- Puntos de ebulición e fusión elevados
3.- Duros. Difíciles de raiar
4.- Fráxiles
5.- Disólvense ben en disolventes polares
6.- Conducen a electricidade disoltos ou fundidos
16. Ciclo Born - Haber
Enerxía deelectrónica
Enerxía sublimación
Potencial de formación
Afinidade de ionización
Enerxía reticular
disociación
ΔH f
Na (s)+ ½ Cl 2 (g) NaCl (s)
comezo
final
17. Ciclo Born - Haber
Na(s) + ½ Cl2 NaCl Hf = -411 kJ/mol
Na(s) Na(g) Hs = 107 kJ/mol
½ Cl2 Cl(g) Hd = 122 kJ/mol
Na(g) Na+(g) + e- P.I = 496 kJ/mol
Cl(g) + e- Cl-(g) A.E = -349 kJ/mol
H°f (NaCl) = H s + Hd + P.I + A.E + U 0
U0= -787 kJ/mol
18. A enerxía reticular
Q1Q2
Uo =
d
Defínese a enerxía reticular como a enerxía de formación
dunha rede cristalina a partir dos constituíntes en fase gasosa
A maior enerxía reticular, maior estabilidade do composto
iónico, e dicir, máis fortes serán os enlaces iónicos.
(maior dureza, maior puntos de ebulición e fusión,
menor solubilidade etc... )
20. O enlace coovalente
Os gases nobres presentan unha gran estabilidade química, existindo como
moléculas mono-atómicas.
A sús configuración electrónica é moi estable e conteñen 8 e- na capa de
valencia (excepto o He).
A idea do enlace covalente foi suxerida no ano e- de valencia
1916 por G. N. Lewis:
He 2
Ne 8
Os átomos poden adquirir estrutura de gas Ar 8
nobre compartindo electróns para formar un Kr 8
enlace de pares de electróns. Xe 8
G. N. Lewis
Rn 8
24. Un composto coovalente: a
auga
» No enlace só participan os electróns
de valencia (os que se atopan aloxados
na última capa).
Ex.: A molécula de auga
25. O enlace coovalente.
Estruturas de Lewis
Regra do octeto:
Os átomos únense compartindo electróns ata
conseguir completar a última capa con 8 e- (4
pares de e-) é dicir, acadar a configuración de
gas nobre: s2p6
Tipos de pares de electróns:
1- Pares de e- compartidos entre dous átomos
(representámolo cunha liña entre os átomos unidos)
· enlaces sinxelos
· enlaces dobres
· enlaces triples
2- Pares de e- non compartidos (só o par solitario)
H H O O N N
26. Estruturas de Lewis. Exemplos
Exemplo 1: CH4
1- Súmanse os e- de valencia dos átomos
1) C: 1s22s2p2 4e- presentes na molécula. Se é un anión engádeselle
8e-
H: 1s1 1e- x4= 4e- un e- máis por cada carga negativa e para un
catión réstanselle tantos electróns como cargas
2) H
positivas.
H C H
2- Debúxase unha estrutura esquemática cos
H símbolos unidos mediante enlaces sinxelos.
Exemplo 2: H2CO 3- Calcúlase o nº de e- de valencia que quedan
1) C: 1s22s2p2 4e- dispoñibles.
H: 1s1 1e- x2= 2e- 12e- 4- Distribúense os e- de maneira que se complete
O: 1s22s2p4 6e- un octete para cada átomo.
H
2)
H C O H
3) e- de v. libres: 12-6= 6
H C O
4) H
H C O
27. Estruturas de Lewis. Exemplos
Exemplo 3: SiO4-4 Exemplo 4: SO2
1) Si: 4e- 1) S: 6e-
32 e- O: 6e-x2 = 12 18 e-
O: 6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg. + 4 cargas neg.
2) 4-
2) S
O
O O
3) e- de v. libres: 18-4= 14
O Si O
O
S
3) e- de v. libres: 32-8= 24 O O
4) O 4- 4)
S
O O
O Si O
O
28. Estruturas de Lewis.
Estruturas Resonantes
En certas ocasións as estruturas de Lewis non describen correctamente as propiedades da
molécula que representa.
Exemplo: Experimentalmente o ozono ( O3) ten dous enlaces idénticos mentras que na
estructura de Lewis aparecen un dobre (+ curto) e un sinxelo (+ longo).
Fai a estructura de Lewis do ozono
O
O
O
29. Excepcións a regra do octete
Hai tres clases de excepcions á regla do Octete:
a) Moléculas con nº de e- impar.
NO (5+6=11 e- de valencia)
N O Outros exemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas nas cales un átomo ten menos dun octete.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
F
B F
F
30. Excepcións a regra do octete
c) Moléculas nas cales un átomo ten máis dun octete.
A clase máis ampla de moléculas que violan a regra consiste en especies nas que o átomo
central está rodeado por máis de 4 pares de e-, teñen octetes expandidos.
PCl5 XeF4
nº de e- de v 5+7x5= 40 e- nº de e- de v 8+7x4= 36 e-
Cl F F
Cl
Xe
P Cl F
Cl F
Cl
Outros exemplos: BeF3, BeCl2, SF6 Mira o exercicio da páxina 5 (2.1.1)
31. Estruturas de Lewis.
Estruturas Resonantes
Explicación: Supoñer que os enlaces son promedios das posibles situacións
O O
O O
O O
Formas resonantes
- Non son diferentes tipos de moléculas, solo hai un tipo.
- As estruturas son equivalentes.
- Só se difierenzan na distribución dos electróns.
Outros exemplos : O3, NO3-, SO42-, NO2, e benceno.
Ou
or
32. Fai os exemplos da páxina 5 da teoría
e
o exercicio 4 do boletín Nº 1
33. Polaridade dos enlaces
Os enlaces covalentes poden ser:
Polares: Cando os átomos que forman o enlace son distintos, os electróns non estarán
atraidos por igual, e polo tanto estarán desprazados cara ó máis electronegativo, dando
lugar a un enlace polar.
Non polares: Ao contrario, se os átomos que forman o enlace son iguais, non existirá
separación de carga algunha, e polo tanto falaremos de enlaces apolares.
O grao de polaridade dun enlace covalente está relacionado ca
diferenza de electronegatividade dos átomos unidos.
34. Polaridade dos enlaces
Exemplo:
HCl
δ+ δ- A polaridade represéntase cun vector,
H Cl Chamado : momento dipolar
μ=q·d
Carga postiva pequena Carga negativa pequena
Menor electronegatividade Maior electronegatividade
35. Polaridade das moléculas
Para determinar se unha molécula é polar, necesitamos coñecer dúas cousas:
1- A polaridade dos enlaces da molécula.
2- A xeometría molecular
H2O
CO 2
Cada dipolo C-O Os dipolos H-O non se
anúlase, porque a anulan porque a molécula
molécula é lineal. non é lineal, senón angular.
μ = 0 μ≠0
36. POLARIDADE DAS
A polaridade
MOLÉCULAS das moléculas
Ex 1
Ex 2
Ex 3 Ex 4 Ex 5
37. A polaridade das moléculas
LEMBRA: UNHA MOLÉCULA SERÁ APOLAR SE TEN, TÓDOLOS
ORBITAIS OCUPADOS POR ÁTOMOS IGUAIS.
38. T.R.P.E.C.V (disposición dos pares electrónicos)
Teoría de Repulsión dos Pares Electrónicos da Capa de Valencia
Esta teoría permitirannos dunha maneira moi sinxela coñecer a disposición dos pares
electrónicos ao redor do átomo central, e consecuentemente coñecer a xeometría da molécula.
¡¡¡ FÍXATE NOS EXEMPLOS !!!
39. T.R.P.E.C.V
1º) Debúxase a estrutura de Lewis.
2º) Cóntanse o nº de pares de e- enlazantes e non enlazentes (os enlaces dobres e triples
cóntanse como un só) ao redor do átomo central, e colócanse de maneira que minimicen
as repulsións: Xeometría dos pares de e-.
3º) A xeometría molecular final virá determinada en función da importancia da repulsión
entre os pares de e- de enlazantes e non enlazantes.
PNE-PNE>PNE-PE >PE-PE
PNE= Par non enlazante ; PE= Par enlazante
40. T.R.P.E.C.V (disposición dos pares electrónicos)
Nº de pares Disposición Angulo de
(totais) de e- dos pares de e- enlace
2 (AX2) Lineal 180o
3 (AX3) Trigonal 120o
Plana
4 (AX4) Tetraédrica 109.5o
5 (AX5) Trigonal 90o / 120o
Bipiramidal
6 (AX6) Octaédrica 90o
42. Exemplos
METANO
AMONÍACO
AMONIO E AUGA
CONTINUAR ....
43. Metano
H
Exemplo: Xeometría molecular do metano H C H
H
4 pares enlazantes
0 pares non enlazantes
4 pares totais
109.5° 90°
44. Amoníaco
Completa a táboa da páxina 7 dos apuntes
Disposición dos Xeometría molecular
pares Piramidal
Tetraédrica
Estrutura de Lewis
3 pares enlazantes
1 par non enlazante
4 pares totais
46. Exercicios.
Fai o exercicio 6 do Boletín Nº 1
Fai o exercicio 4 do Boletín Nº 2
47. Teoría do enlace de valencia
(TEV)
A TRPECV explica a xeometría molecular pero non explica como se forman os
enlaces.
Un método para explicar o enlace pode ser a Teoría do Enlace de Valencia (TEV):
- O enlace fórmase cando se solapan os orbitais atómicos.
- Os orbitais deben estar semiocupados.
48. TEV. Tipos de enlaces
Enlace sigma, :
A densidade electrónica concéntrase no eixo que une os átomos. Consta de un solo
lóbulo. Tódolos enlaces sinxelos son sigma. Solapamento frontal
Enlace pi, :
A densidad electrónica atópase por riba e por debaixo do eixo que une os átomos.
Consta de máis dun lóbulo. Solapamento lateral
- Un enlace dobre consiste nun enlace e un .
- Un enlace triple consiste nun enlace e dous .
Orbitais solapados
Orbitais solapados
49. (TEV) Un exemplo : metano
Estado excitado do carbono con
catro electróns desapareados
6 C :1s2 2s2 2 p1 2 p1
x y 6 C* :1s2 2s1 2 p1 2 p1 2 p1
x y z
H
Tan só ten 2 electróns desapareados, e necesita ter 4 (catro enlaces) H C H
H
50. Propiedades dos compostos
coovalentes
Fixémonos na molécula de metano (C H 4)
1
H :1s1 H :1s1 H :1s1 H :1s
6 C :1s2 2s2 2 p1 2 p1
x y 6 C* :1s2 2s1 2 p1 2 p1 2 p1
x y z
Os catro enlaces non serían equivalentes, pois teríamos 3 enlaces s-p e un enlace s-s
51. TEV. Hibridación
Para solucionar este tipo de discrepancias Pauling propón a existencia de orbitais híbridos
Segundo esta teoría os orbitais atómicos do átomo central combínanse entre si, dando lugar
aos denominados orbitais híbridos.
Formaranse tantos orbitais híbridos como orbitais atómicos se combinen
55. BeF
Estrutura de Lewis
F :1s2 2s2 2 px 2 py 2 p1
2 2
z
Be :1s2 2s2 Be* :1s2 2s1 2 p1 F Be F
2 pares enlazantes
0 pares non enlazantes
Da cordo ca TEV 2 pares totais
(hibridación)
Da cordo ca TRPECV
Hibridación sp
Disposición dos pares: lineal
Xeometría da molécula: lineal
56. BF3
Estrutura de Lewis
B :1s 2 2s 2 2 p1 B* :1s 2 2s1 2 p1 2 p1 F B F
Da cordo ca TEV
(hibridación)
F
3 pares enlazantes
0 pares non enlazantes
Hibridación sp2 3 pares totais
Da cordo ca TRPECV
Disposición dos pares: trigonal plana
Xeometría da molécula: trigonal plana
120º
57. NH3
1º estrutura de Lewis
H N H
N :1s2 2s2 2 p1 2 p1 2 p1
x y z
H
3 pares enlazantes
Da cordo ca TEV 1 pares non enlazantes
(hibridación) 4 pares totais
Da cordo ca TRPECV
Hibridación sp3
Disposición dos pares: tetraédrica
Xeometría da molécula: piramidal
58. Etileno
1º estrutura de Lewis
H H
C C
H H
C :1s2 2s2 2 p1 2 p1
x y C* :1s2 2s1 2 p1 2 p1 2 p1
x y z 3 pares enlazantes
0 pares non enlazantes
3 pares totais
Da cordo ca TRPECV
Da cordo ca TEV
(hibridación)
Disposición dos pares: trigonal plana
Xeometría da molécula: trigonal plana
Hibridación sp2 en cada átomo de carbono,
quedando un orbital p sen hibridar,
que dará lugar a un enlace pi.
61. Acetileno (etino)
1º estrutura de Lewis
H C C H
C :1s2 2s2 2 p1 2 p1
x y C* :1s2 2s1 2 p1 2 p1 2 p1
x y z 2 pares enlazantes
0 pares non enlazantes
2 pares totais
Da cordo ca TRPECV
Da cordo ca TEV
(hibridación)
Disposición dos pares: lineal
Xeometría da molécula: lineal
Hibridación sp en cada átomo de carbono,
quedando dous orbitais atómicos, p sen hibridar,
que dará lugar a dous enlaces pi.
69. Resume
Disposición dos pares e
Reconto de pares Xeometría da molécula
1º estrutura electrónicos
de Lewis (totais)
enlazantes e non
enlazantes Hibridación do
átomo central
70. Propiedades do enlace
coovalente
No caso das substancias coovalentes debemos distinguir entre:
Compostos moleculares Cristais atómicos
1.- Puntos de ebulición e fusión baixos 1.- As redes cristalinas están formadas por
átomos
2.- Líquidos ou gases a T. ambiente 2.- Moi duros. Agás o grafito
3.- Malos coductores da electricidade 3.- Puntos de fusión e ebulición elevados
4.- A súa solubilidade depende da polaridade, 4.- Non coducen a electricidade, agás o
os polares disólvense nos disolventes polares e grafito
os apolares nos disolventes apolares. 5.- insolubles na auga
Exemplo: auga,amoníaco,ác clorhídrico etc,etc... Exemplo: diamante, grafito, sílice, etc, etc...
74. As forzas intermoleculares
(Interacción entre as moléculas)
1- Dipolos instantáneos. Forzas de London ou de dispersión.
2- Dipolo – Dipolo. Dipolos permanentes.
3- Enlaces ponte hidróxeno.
75. As forzas de Van der Waals
•As interaccións entre moléculas (forzas intermoleculares)
son moito máis débiles que os enlaces covalentes (forzas
intramoleculares): 50 kJ fronte a 500 kJ
•Cando unha substancia funde ou ferve, son as interaccións
entre as partículas as que se rompen. (Os enlaces
covalentes non se rompen durante estas transformacións).
76. Dipolos inducidos. Forzas de
London
Peso Temperatura Gases Peso Temperatura
Halóxenos Molecular (uma) de ebulición (K) Nobres Molecular (uma) de ebulición (K)
77. Dipolos instantáneos, forzas
de London ou de dispersión
Son as interaccións máis débiles. Ocorren en moléculas non polares.
Atracción
electrostática
•0,3 ~ 2 kJoules/mol
Átomo de Helio Átomo de Helio
79. Dipolos instantáneos ou forzas
de London
•As forzas de dispersión de London son máis intensas a
medida que a masa ( e o tamaño ) das partícula aumenta.
•As forzas de dispersión de London existen entre tódalas
partículas.
•As forzas de dispersión de London dependen da forma das
partículas.
80. Dipolo – Dipolo (Dipolos
permanentes)
As interaccións dipolo-dipolo ocorren entre moléculas polares.
Enlace coovalente σ+ σ-
σ+
σ-
Forza de Van der
Waals ( ~ 2 kJoules/mol )
88. Propiedades do enlace
metálico
1.- Redes cristalinas compactas (alta densidade)
2.- Temperaturas de ebulición e de fusión variables. Sólidos a temperatura ambiente
3.- Dúctiles e maleables
4.- Poden formar aleaccións
89. Resume:
Q1Q2
(Cristais iónicos) Ex: NaCl, MgCl 2 , Rb 2 O etc.
IÓNICO U=k
PROPIEDADES DOS COMPOSTOS
d
FORZAS DE LONDON (moléculas apolares)
Ex: H 2 , Cl2 , He, CH 4 , CO2 etc
SUBSTANCIA
MOLECULAR DIPOLO PERMANENTE (moléculas polares)
Ex:HCl, CH3Br
ENLACE PONTE DE HIDRÓXENO ( N, O, F )
Ex: H 2O , NH 3 , HF, alcois orgánicos, etc
COOVALENTE
Ex: carbono diamante, o cuarzo ( SiO2 ), o carbono
CRISTAIS ATÓMICOS grafito (este último é unha excepción nas propiedades
destes compostos)
90. Resume: ¿ Interacción entre
moléculas, átomos
ou ións?
NON NON SI
¿Están involucradas ¿Están involucrados
moléculas polares? ións?
SI
¿ Hai átomos de hidróxeno unidos a átomos de:
N, O ou F ?
NON SI
Ponte Hidróxeno Ión –Ión
Forzas de London Dipolo -Dipolo
Ex: I2, Ar … Ex: H2S, CH3Cl … Ex: H2O, NH3,HF … Ex: NaCl, KF,
CaF2 ….
