Enlace Químico: iónico, covalente polar y no polar

Láminas sobre el enlace químico

1. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
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químicos Enlaces químicos
•Tres tipos básicos de
enlace:
–Iónico
•Atracción electrostática
entre iones.
–Covalente
•Compartición de
electrones.
–Metálico
•Átomos metálicos
enlazados a otros
átomos.

2. Enlace iónico

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químicos
Aspectos energéticos
del enlace iónico
Como vimos en
el último
capítulo, se
requieren 495
kJ/mol para
eliminar
electrones del
sodio.

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químicos
Aspectos energéticos
del enlace iónico
Recuperamos
kJ/mol dando
electrones al cloro.

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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!

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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.

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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:
E
el = k
Q
1Q
2
d

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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.

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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

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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.

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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.

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químicosEnlaces 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.

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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.

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químicosEnlaces covalentes polares
•Cuando dos átomos
comparten electrones de
manera desigual, resulta un
enlace dipolar.
•El momento dipolar, m,
producido por dos cargas
iguales pero opuestas
separadas por una distancia,
r, se calcula así:
m = Qr
•Se mide en debyes (D).

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químicosEnlaces covalentes polares
A mayor diferencia
en
electronegatividad,
más polar es el
enlace.

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químicos Estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis son
representaciones de moléculas que
muestran todos los electrones de enlace y
los no enlazantes.

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químicosTrazado 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.
PCl
3
5 + 3(7) = 26

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químicosTrazado 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

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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

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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

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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

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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

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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

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químicos Resonancia
Es la
estructura
de Lewis
que
trazamos
para el
ozono, O
3
.
-
+

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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.

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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.

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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.

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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.

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químicos Resonancia
•El compuesto orgánico
benceno, C
6
H
6
, tiene dos
estructuras de
resonancia.
•Comúnmente se
representa como un
hexágono con un círculo
interior para señalizar los
electrones deslocalizados
en el anillo.

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químicosExcepciones 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).

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químicosNúmero impar de electrones
Aunque relativamente raros y por lo
regular bastante inestables y reactivos,
existen iones y moléculas con un número
impar de electrones.

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químicosMenos de ocho electrones
•Considere el BF
3
:
–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 BF
3.

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químicosMenos 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.

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químicosMenos 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.

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químicos Más de ocho electrones
•La única forma en la que el
PCl
5
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.

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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.

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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.

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químicosFuerza 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.

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químicosEntalpías 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.

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químicosEntalpías de enlace promedio
NOTA: Estas entalpías
son de enlace
promedio, no entalpías
de enlace absolutas; los
enlaces C-H en el
metano, CH
4
, serán
ligeramente distintas al
enlace C-H en el
cloroformo, CHCl
3
.

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químicos Entalpías de reacción
•Otra manera de calcular
DH 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,
DH
rxn
= S(entalpías de enlace de los enlaces rotos) –
S(entalpías de enlace de los enlaces formados)

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químicos Entalpías de reacción
CH
4
(g) + Cl
2
(g) ¾¾®
CH
3
Cl (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.

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químicos Entalpías de reacción
Así,
DH = [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

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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.

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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
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