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Tema 2: Enlace
Parte 1: Contenido
Enlace Covalente: Introducción
Teoría de Lewis (Brown 8.5-8.7)
Cómo escribir estructuras de Lewis
Resonancia
Excepciones a la Regla del Octeto
Geometría de las moléculas: VSEPR
Enlaces covalentes polares
Orden de enlace y longitud de enlace
Entalpia de enlace
Enlace
- Enlace es la palabra que empleamos cuando hablamos de algo que
mantiene unidas las cosas. El universo está organizado en diferentes
tipos de enlace que lo mantiene unido.
- Enlaces entre masas
- Enlaces entre cargas
- Enlaces entre quarks
- Enlaces entre fermiones
Un enlace químico es un mecanismo que se emplea para combinar
átomos. El mecanismo es una fuerza electrostática de atracción entre
regiones de carga positiva y regiones de carga negativa.
Los enlaces se forman como un intento de estabilizar un sistema
químico mediante el desprendimiento de energía.
A + B = AB + energía
La formación de todo enlace implica el uso de los electrones de la capa
de valencia.
Enlace químico
Electronegatividad y tipo de enlace químico
EN
Triángulo de
Ketalaar
Propiedades del enlace covalente
Orden de enlace: los pares de electrones compartidos que forman el enlace
Distancia de enlace: la separación internuclear en el mínimo de la curva de energía
potencial molecular.
Fuerza de enlace: la diferencia de energía entre el mínimo de la curva de energía
potencial de la molécula diatómica y la energía de los átomos separados.
Enlace covalente
Se debe a la compartición de electrones, que experimentan
simultáneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud,
por dos o más átomos. Esto rebaja la energía y hace, por consiguiente,
que el sistema resultante sea más estable que los átomos por separado.
Teoría de Lewis
de valencia juegan un papel fundamental en el
enlace químico.
conduce al enlace iónico.
conduce al enlace covalente.
se transfieren o se comparten de forma que cada
átomo adquiera un configuración de gas noble: el octeto.
Representaciones de Lewis
El símbolo químico representa el núcleo y los e
internos (core).
- Los puntos alrededor del símbolo representan los e -
de valencia.
a) Enlace
covalente
Representaciones de Lewis
N ••
H
H
H
H
H N
H
H
Cl H
•• Cl
••
••
••
c) Enlace coordinado
d) Enlace múltiple
N N
••
••
N N
•• ••
N
••
N N
••
••
N
••
BaO Ba
••
••
••
O
••
••
••
Ba
2+ 2 -
b) Enlace iónico
Puntualizaciones sobre las
estructuras de Lewis
- No indican nada acerca de la forma o geometría de
la molécula
- Tampoco informan acerca de los orbitales de donde
proceden los electrones a compartir, ni donde se
alojan éstos en la molécula
- Basta contar los electrones de valencia y distribuirlos
de forma correcta alrededor de los átomos
- A pesar de ello, constituye una herramienta eficaz
para el estudio de la estructura electrónica de
moléculas sencillas.
Cómo escribir estructuras de Lewis
- Dibuja una fórmula “esqueleto” donde los distintos átomos estén
unidos al central mediante guiones.
- Los átomos de hidrógeno siempre son terminales.
- El átomo central es generalmente aquel con menor
electronegatividad.
- Los átomos de carbono casi siempre son centrales.
- Generalmente, las estructuras son compactas y simétricas.
- Determina el número total de electrones de valencia presentes. Añade
o resta el valor de la carga si se trata de un anión o de un catión
respectivamente.
- Identifica cada guión de los dibujados con 2 electrones, mira a ver
cuantos quedan hasta completar el total y distribúyelos como pares
solitarios de forma que se completen los octetos
Ejemplo
Escribe la estructura de Lewis más probable para el
cloruro de nitrosilo, NOCl, uno de los agentes
oxidantes presentes en el agua regia.
-
2+ 2 - 2+
Estructuras resonantes
- Hay moléculas para las que es posible escribir
varias estructuras de Lewis equivalentes.
- Cuando esto sucede, ninguna de ellas describe
de forma satisfactoria las propiedades
moleculares
- La fusión de todas las estructuras equivalentes
se denomina resonanci a y a la estructura de
Lewis resultante híbrido de resonancia
La estructura verdadera se representa mejor por el conjunto de
ambas: resonancia (representada por la flecha de doble dirección)
O lo que es lo mismo, el híbrido de resonancia
Resonancia
O
O
O
••
••
••
••
••
••
O O
O
•• ••
••
••
••
••
O O O
••
••
••
••
••
Ej. O
3
Hay dos estructuras equivalentes
O O
O
••
••
••
••
••
••
O O O
•• ••
••
••
••
••
Ninguna es satisfactoria porque los datos experimentales indican
que los dos enlaces son iguales, intermedios entre un enlace
simple y uno doble
Excepciones a la regla del octeto
Especies con Nº impar de e
.
Especies deficientes en e
.
- Especies que pueden ampliar octeto.
••
••
••
N=O
B
F
F F
••
••
••
B
F
F F
••
••
••
B
F
F F
••
••
••
P
Cl
Cl Cl
••
••
••
P
Cl
Cl
Cl
••
••
••
Cl
Cl
S
F
F
F
••
••
••
F
F
F
••
••
••
Ampliación
de octeto
Elementos que disponen de
orbitales d vacíos de energía
asequible
Geometría molecular
Las estructuras de Lewis no indican nada acerca de la
geometría de la molécula
Para determinarla, recurrimos a un modelo de muy
sencilla aplicación: Teoría de las Repulsiones de los
Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (VSEPR)
Términos utilizados :
- Longitud de enlace – distancia entre dos
núcleos.
- Ángulo de enlace – ángulo entre enlaces
adyacentes.
Modelo VSEPR: Valence Shell
Electron Pair Repulsion
- Modelo VSEPR
- Los pares de electrones se repelen, tanto si son compartidos
(de enlace) como si son no compartidos (solitarios).
- Dichos pares adoptan una distribución en el espacio que
minimicen las repulsiones entre ellos.
- Términos utilizados
Geometría electrónica : distribución de los pares de e
- Geometría Molecular: distribución de los núcleos.
- Ventajas
- Buena capacidad de predicción
- Fácil aplicación
VSEPR:
Geometrías
ideales
No hay pares solitarios: la geometría electrónica y la
geometría molecular coinciden
VSEPR: Acció de los Enlaces Múltiples
- Los enlaces múltiples ocupan más espacio que los enlaces
simples
- volumen : sencillo < doble < triple < par solitario
- La repulsión entre un enlace doble y uno simple es mayor que
entre dos simples
C
O
H H
o
o
o
Consecuencia: los angulos que implican el enlace doble
son mayores
Bipiramide Trigonal
- 2 posiciones axiales
- 3 posiciones ecuatoriales
- axial ecuatorial
- Los pares solitarios siempre son ecuatoriales - más espacio
- Los enlaces dobles siempre son ecuatoriales – más espacio
- Los átomos más EN son axiales
Aplicación del modelo VSEPR
- Dibuja una estructura de Lewis plausible.
Determina el número de pares e
alrededor del átomo central e
identifícalos como enlace o solitarios.
- Establece la geometría electrónica.
- Decide qué posiciones ocuparán los pares solitarios (mínima
repulsión)
- Determina la geometría molecular a partir de la posición de los
átomos periféricos.
- Evalua las distorsiones respecto a la geometría ideal debidas a
las repulsiones ps-pe
- Ten en cuenta que:
- Los enlaces múltiples cuentan como un solo grupo de
electrones.
- Cuando hay más de un átomo central, se deben manejar
individualmente.
Geometría molecular / Geometría electrónica
Geometría molecular / Geometría electrónica
Geometría
molecular /
Geometría
electrónica
Ejemplo: Determinación de la geometría molecular
Usa el modelo VSEPR para predecir la geometría molecular de (a) SF
4
, (b) IF
5
.
Ejemplo: Determinación de la geometría molecular
Usa el modelo VSEPR para predecir la geometría molecular de (a) SF 4
, (b) IF 5
.
(a) La estructura de Lewis para SF
4
es
El S tiene a su alrededor 5 “dominios” electrónicos: 4 de los enlaces S—F
y uno del par solitario
Cada uno de los dominios apuntará hacia los vértices de una bipirámide
trigonal.
El par solitario se situará en la posición ecuatorial, lo que le permitirá
minimizar las repulsiones.
La geometría molecular resultante se describe como BALANCÍN
Comentario: La estructura observada experimentalmente muestra la mayor repulsión
ejercida por el par solitario.
Porcentaje de carácter iónico
El enlace iónico sería el caso extremo del enlace polar
Pauling estimó el porcentaje de carácter iónico según la
diferencia de electronegatividad de los átomos
EN % iónico
Momento dipolar de un enlace
- La magnitud de la polaridad (separación de
cargas) para un enlace se llama momento
dipolar del enlace.
- Se ilustra con una flecha barrada que
apunta al átomo más EN.
- El momento dipolar, ,de un enlace es
una constante física usada para medir el
carácter iónico de un enlace covalente :
- = q x d
- Se expresa en debyes, D, siendo
1 D = 3.336 x 10
C m
D
Cm
D
C m
30
19 12
Si un protón y un electrón
están separados 100 pm,
su momento dipolar
sería :
Momento dipolar de un enlace
- Si este enlace C – Cl fuese
completamente iónico, el momento
dipolar sería :
1.78 x 4.80 = 8.54 D
- Así pues, el porcentaje de carácter
iónico en el enlace C – Cl es :
1.87/8.54=0.
es decir, solo un 22% de carácter
iónico
- Se puede usar para determinar el % de carácter iónico de un enlace en una
molécula.
- Ejemplo : En el clorometano, el momento dipolar determinado
experimentalmente es 1.87 D. La longitud del enlace C – Cl es 178 pm.
Momento Dipolar Neto
- Para una molécula con más de un enlace polar, el momento dipolar neto
viene dado por la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los
enlaces (es importante la geometría molecular).
- Cuanto mayor es el momento dipolar neto, más polar es la molécula.
- En una molécula simétrica, el momento
dipolar neto puede ser cero aunque la
molécula posea enlaces polares.
Cuestión
- La representación bidimensional para el diclorometano,
H
2
CCl
2
, es la que se muestra y según ésta, la molécula sería
no polar. Sin embargo, el momento dipolar medido para el
diclorometano es 1.60 D. Explica la discrepancia.
Cuestión
- La representación bidimensional para el diclorometano,
H
2
CCl
2
, es la que se muestra y según ésta, la molécula sería
no polar. Sin embargo, el momento dipolar medido para el
diclorometano es 1.60 D. Explica la discrepancia.
Momento dipolar de una molécula
Molécula polar : molécula con un momento dipolar no nulo
CCl
4
: molécula
apolar =
CHCl
3
: molécula polar 0
Las moléculas polares se
orientan en un campo
eléctrico
El momento dipolar de las
moléculas afecta a sus
propiedades
Ejercicio: Polaridad de las Moléculas
Predice si las siguientes moléculas son polares o apolares: (a) SO
2
, (b) SF
6
.
Términos habituales al hablar de enlace
Entalpía de enlace: Valor promedio de la energía requerida para romper
enlaces similares en un gran número de moléculas diferentes. (Un mol;
estado gaseoso; P cte) Tabular
Correlación entre la longitud del enlace y
la fuerza de enlace
Entalpía de enlace y entalpía de reacción
ΔH
rxn
= ΔH enlaces rotos - ΔH enlaces formados
= (414+243) kJ/mol – (339+431) kJ/mol = - 113 kJ/mol
Se puede obtener una aproximación haciendo un balance entre los
enlaces formados y los enlaces rotos
¡Ojo! * Método aproximado ESTIMACIÓN
Fiabilidad: ± 10 kJ como máximo
- Sólo es aplicable a reacciones entre gases.
Bibliografía
Capítulo 8
Capítulo 11
Capítulo 9
Objetivos
• Escribir estructuras de Lewis razonables para
moléculas e iones
• Predecir la geometría molecular, incluyendo los
ángulos de enlace
• Distinguir entre polaridad del enlace y polaridad
de la molécula
