Enlace químico

•Son as forzas que manteñen unidos aos átomos entre si para formar moléculas ou ións.

•Son de tipo eléctrico.

•Ao formarse un enlace despréndese enerxía.

•A distancia á que se colocan os átomos é á que se desprende maior enerxía producíndose a máxima estabilidade.

•Os átomos únense pois, porque así teñen unha menor enerxía e maior estabilidade que estando separados.

Enlace químico

Electronegatividad y tipo de enlace

Estabilidade nun átomo. Teoría de Lewis

•Xeralmente, os átomos buscan a súa máxima estabilidade adoptando un a configuración electrónica similar á que teñen os gases nobres :              ou

•O comportamento químico dos átomos vén determinado pola estrutura electrónica da súa última capa (capa de valencia).

•Para conseguir a conf. electrónica de gas nobre, os átomos perderán, capturarán ou compartirán electróns (regra do octeto).

Estabilidade nun átomo. Teoría de Lewis

Enlace iónico

•Dáse entre metais e non-metais.

•Os metais teñen, en xeral, poucos electróns na súa capa de valencia e tenden a perdelos para quedar coa capa anterior completa (estrutura de gas nobre) converténdose en catións.

•Os non-metais teñen case completa a súa capa de valencia e tenden a capturar os electróns que lles faltan converténdose en anións e conseguir así mesmo a estrutura de gas nobre.

Reaccións de ionización

•Os metais ionízanse perdendo electróns:

 M – n e– ® Mn+

•

•Os non-metais  ionízanse gañando electróns:

N + n e– ® Nn–

žExemplos:

žMetais:  Na – 1 e– ®
           

Non-metais:
 

O enlace iónico

žO enlace iónico dáse pola atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando unha estrutura cristalina.

ž

ž Exemplo:      

Na ––––––> Na⁺
         1 e^-
Cl ––––––> Cl^-

•O catión Na⁺ rodéase de 6 aniones Cl^- uníndose a todos eles coa mesma forza, é dicir, non existe unha forza especial entre o Cl^- e o Na⁺ que lle deu o e–.

Propiedades dos compostos iónicos

•Duros.

•Punto de fusión e ebulición altos.

•Son solubles en disolventes polares.

•Condutores en estado disolto ou fundido.

•Fráxiles.

Propiedades dos compostos iónicos

Enerxía reticular

É a enerxía que se desprende na formación dun (mol de) cristal iónico a partir dos seus ións gasosos

Ciclo de Born

LiF

Actividades

Cálculo teórico de U

Estrutura dos compostos iónicos

•O índice de coordinación do catión e do anión nunha rede cristalina depende de :

•Tamaño dos ións. O valor do radio dos iones marcará a distancia á que se poden situar . Por exemplo, o sodio catiónico, Na+, ten un raio de 0.95A, e o cloruro de 1.81A. Esta diferenza de tamaños fai que cada sodio só se poida rodear de 6 cloruros. No caso de redes cuxos tamaños iónicos son máis semellantes, por exemplo o cloruro de cesio, CsCl (Cs+1.70A e Cl- 1.81A), os ións pódense rodear dun maior número de ións de carga oposta, e esta rede iónica presenta coordinación (8,8), que é a chamada cúbica centrada no corpo. Cada ión cesio rodéase de 8 cloruros, e cada cloruro de 8 cesios.

Estrutura dos compostos iónicos

•O índice de coordinación do catión e do anión nunha rede cristalina depende de :

•Carga dos ións. Como o cristal é eléctricamente neutro, si os ións teñen carga distinta isto condicionará a estequiometría e, polo tanto, a estrutura e o índice de coordinación. Por exemplo, no caso da fluorita, que é o fluoruro de calcio, CaF2, vemos que como a valencia iónica do calcio é 2, porque é un metal alcalinotérreo que pode perder dous electróns da última capa, e o F ten unha valencia iónica de -1, haberá 2 aniones F- por cada catión Ca2 . Isto fai que, neste composto, o calcio se rodee de 8 fluoruros e o fluoruro de 4 calcios, presentando unha coordinación (8,4). A este tipo de estrutura, por analoxía coa fluorita, denomínalla estrutura tipo fluorita.

Estructura de los compuestos iónicos

Estructura de los compuestos iónicos

Teorías Cuánticas do enlace covalente

•A ecuación de Schrödinger (1926)

•Describe a evolución dunha partícula. É de importancia central na teoría da mecánica cuántica xa que describe o comportamento dos electróns, sistemas de partículas...

•Lembrade que os electróns no átomo na actualidade son tratados coma ondas estacionarias.

•Estas ondas estacionarias son descritas por funciones chamadas orbitais Ψ que son solucións da ecuación de Schrödinger.

Teorías Cuánticas do enlace covalente

•Enlace de Valencia (TEV)

•É máis intuitiva e considera a molécula como un conxunto de átomos enlazados: o OM fórmase por solapamento dos orbitais atómicos da capa de valencia.

•Xustificación das valencias

•Enlace sigma

•Enlace pi

•Enlaces simples

•Enlaces múltiples

•Orbitais moleculares (TOM)

•Considera a molécula como un conxunto de núcleos e electróns. Ecuación de Schrödinger

Tipos de enlace covalente

•Enlace covalente puro

• Dáse entre dous átomos iguais.

•Enlace covalente polar

• Dáse entre dous átomos distintos.

• É un "híbrido" entre o enlace covalente puro e o enlace iónico.

Enlace covalente

•Dáse entre dous átomos non-metálicos por compartición de e– de valencia.

•A parella de e– (xeralmente un e– de cada átomo) pasan a ser compartidos mediante un orbital molecular.

•Si uno dos átomos pon os 2 e– e o outro ningún denomínase ”enlace covalente coordinado” ou “dativo”.

Estructuras de Lewis (1916)

Regras para establecer as estruturas de  Lewis

ž•Contar os electróns de valencia que cada átomo achega á molécula. Todos eles deben aparecer na estrutura final, ben como electróns enlazados, ben como pares solitarios.

•Elixir o átomo de maior covalencia como átomo central e dispoñer o resto dos átomos ao redor deste. O hidróxeno sempre ocupa un lugar periférico

•Colocar arredor de cada átomo pares de electróns de acordo coa regra do octeto. Exemplo. no Cl2O con 20 e-

•Se se precisan enlaces múltiples, estes asígnanse preferentemente aos elementos de maior valencia. Estes elementos ocupan. así mesmo, a posición central en estruturas con tres ou máis átomos:

Enlace covalente

Pode ser:

•Enl. covalente simple: Compártense unha parella de electróns.

•Enl. covalente dobre: Compártense dúas parellas de electróns.

•Enl. covalente triplo: Compártense tres parellas de electróns.

•Non é posible un enlace covalente cuádruplo entre dous átomos por razóns xeométricas que estudaremos cando estudemos o modelo mecanocuántico do enlace.

Actividades

•1. Cantos electróns hai que engadir ou quitar á suma dos de valencia dos átomos implicados para escribir as fórmulas de Lewis das especies CO2, CO32-, NO2+, NH3 e PO43-?
2. É correcto afirmar que a regra do octeto esixe que todos os átomos teñen que alcanzar oito electróns de valencia?
3. Escribe fórmulas de Lewis que cumpran a regra do octeto para as especies: CH2O, H2Cl+, NO2+, SF4, CO32-e HNO3.
4. Por que se elixe o nitróxeno como átomo central no NO2?

Limitacións das estructuras de Lewis

As estruturas de Lewis non dan información de la forma das moléculas. Tampouco serven en xeral para determinar si a especie química existe.
La forma das moléculas está determinada polos ángulos de enlace.

Exemplo: molécula de CCl4, experimentalmente atópase que os ángulos de enlace Cl-C-Cl son todos iguais e de 109,5°
Pode ser plana a molécula de CCl4?

Limitacións e melloras da teoría de Lewis

•Octeto incompleto

•BF3

•Expansión do octeto

•SF6

•Especies con número impar de e-

•NO

•Resonancia

O3

• Orde de enlace

Actividades

•5. Explica o concepto de orde de enlace fraccionario.

6. Escribe as estruturas resonantes e obtén a orde de enlace nas especies: C6H6 e NO2-

Enlaces covalentes coordinados o dativos

Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra posibilidad de covalencia, aquella en la cual los dos electrones que se comparten son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace se denomina covalente coordinado o covalente dativo.

Estructuras resonantes. Enlaces deslocalizados

Algunas especies químicas se pueden representar de varias formas alternativas, de manera que, aunque ninguna de ellas nos proporcione la imagen exacta de lo que ocurre, se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas. En este caso se dice que la especie en cuestión es un híbrido de resonancia de todas las formas alternativas.

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

A TREPEV (teoría de repulsión dos pares electrónicos de valencia)

Asúmese que os electróns de valencia repélense entre si. A forma ou xeometría tridimensional (3D) da molécula será a que fai mínima as repulsións.

Xeometría molecular

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Para determinar a xeometría dos dominios de electróns:
a) Debuxar a estrutura de Lewis da molécula,
b) Contar o número total de pares de electróns ao redor do átomo central.
c) Acomodar espacialmente os pares de electróns para minimizar a repulsión e--e-.
d) contar os enlaces múltiples como unha única rexión.

e) A intensidade da repulsión ordénase segundo:

par libre-par libre > par libre- par de enlace> par de enlace- par de enlace

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

•Para determinar a forma dunha molécula débense distinguir sobre o átomo central:

-  os electróns dos pares libres ou pares non enlazantes,

-  os electróns de enlace ou pares enlazantes (entre os átomos unidos).

•Defínese a xeometría dos dominios de electróns pola posición no espazo de TODOS os pares de electróns (de enlace e non enlazantes)

•Os electróns adoptan una localización no espazo de xeito de minimizar la repulsión e- e-.

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

Teoría Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)

MODELO VSEPR (IV):
Moléculas con más de un átomo central

Asígnase a xeometría a cada átomo central independentemente.

MODELO VSEPR (IV):
Moléculas con más de un átomo central

Actividades

•1. Por que na táboa 1 non fixemos mención a moléculas do tipo AB?

•2. Predí a xeometría das seguintes moléculas ou ións a partir do modelo RPECV:

•3. Unha forma de predicir a xeometría dunha molécula é comparala con outra isoelectrónica de xeometría coñecida. Segundo isto, e á vista das dúas actividades anteriores, que xeometría é de esperar que presente o ión

•4. Predí a xeometría das seguintes moléculas ou ions a partir do modelo RPECV:

Compostos covalentes atómicos.

•Forman enlaces covalentes simples en dous ou tres dimensións do espazo con átomos distintos.

Exemplos:

žSiO2, C (diamante),
C (grafito)

Propiedades dos compostos covalentes

žMoleculares

•Puntos de fusión e ebulición baixos.

•Os compostos covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares e os polares en disolventes polares.

•Conductividad parcial só en compostos polares.

žAtómicos

•Puntos de fusión e ebulición moi elevados.

•Insolubles en todos os disolventes.

•Non condutores (o grafito si presenta conductividad pola deslocalización dun e– de cada átomo).

Enlace metálico, modelo do mar electrónico

Empaquetamento de catións metálicos.

ž•Dáse entre átomos metálicos.

•Todos tenden a ceder e–

•Modelo do gas electrónico

•Os catións forman unha estrutura cristalina, e os e – ocupan os intersticios que quedan libres nela sen estar fixados a ningún catión concreto (mar de e– ).

•Os e – están, pois bastante libres, pero estabilizan a estrutura ao ter carga contraria aos catións.

Propiedades dos metais

ž

•Punto de fusión e ebulición moi variado (aínda que adoitan ser máis ben alto)

•Son moi solubles en estado fundido noutros metais formando aliaxes.

•Moi bos condutores en estado sólido.

•Son dúctiles e maleables (non fráxiles).

Modelo de bandas

Modelo de bandas

Modelo de bandas

Hibridación

Por que necesitamos o concepto de hibridación?

Actividades

•5. Expón brevemente as analoxías e as diferenzas entre o método RPECV e a teoría de hibridación.

•6. Explica o tipo de hibridación proposto para o átomo central nas moléculas de

•7. Como se pode xustificar, a partir da teoría de hibridación, a distinta estrutura do C diamante e a do C grafito?

•8. Xustifica, a partir da teoría de hibridación, a xeometría triangular plana do trióxido de xofre.

Polaridade molecular

Momentos dipolares.
Xeometría molecular.

•É un vector que depende da diferenza de electronegatividade dos átomos.

žA punta de frecha diríxese cara ao átomo con “δ–”.

•Cada enlace polar ten un μ, pero a molécula será polar só si a suma dos momentos dipolares non se anula.

žAsí a H2O e o NH3 teñen μ neto diferente de 0, mentres que moléculas como o CO2 ou o CH4 teñen
μ neto = 0 e son apolares.

Momentos dipolares.
Xeometría molecular.

¿Existe el enlace iónico puro?

El carácter iónico de un enlace está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos que se unen. Parece lógico relacionar el carácter iónico con la diferencia de electronegatividades.

Be, 1,57; Cl, 3                Carácter Iónico=28 %

Cs, 0,79; F ,4                  Carácter Iónico=63 %

Actividades

•11. Explica por que a molécula      , malia ter dous enlaces Be—F moi polarizados, é apolar.

•12 Predí a polaridade das seguintes moléculas:

•13. A molécula de CO2 non presenta momento dipolar e, con todo, a de SO2, sí. Como se pode xustificar este aspecto cando ambas moléculas responden á mesma fórmula molecular XO2?

Forzas intermoleculares

•Enlace (ponte) de hidróxeno

• Dáse entre moléculas moi polarizadas por ser un dos elementos moi electronegativo (segundo período) e o outro un átomo de H, que ao ter “d+” e ser moi pequeno permite achegarse moito a outra molécula.

•Forzas de Van der Waals:

• Forzas de dispersión (London)

• Atracción dipolo-dipolo

Pontes de hidróxeno

Danse ente as moléculas dos hidruros de N, O, F

Á enerxía de enlace das pontes de hidróxeno varía de 5 a 30 kJ/mol

Dipolo-dipolo

A enerxía de interacion é sensiblemente menor que no caso das pontes de hidróxeno:  uns 4 kJ por mol

Dipolo instantáneo-dipolo inducido

A enerxía de interación entre un dipolo e un dipolo inducido inversamente proporcional á distancia que separa os dous átomos elevada á quinta potencia.

Actividades

•14. Xustifica por que o metano é unha molécula apolar e, con todo, o clorometano,

•coa mesma xeometría, tetraédrica, é polar.

•15. Elixe, de cada un dos seguintes pares de sustancias, aquela que teña o punto de ebulición máis alto:

•a) Br2 ou ICl

•b) CH4 ou C2H6

•c) CH3F ou CH3Cl

Actividades

•16. Dadas as seguintes sustancias, NO; CCl4; C8H18:

•a) Explica o tipo de forza intermolecular que presenta cada unha.

•b) Indica o estado de agregación que é previsible esperar para elas en condicións ambientais.

•17. Dispoñemos dunha sustancia que pode ser nitróxeno, N2 ou triiodometano, CHI3. Sabendo que en condicións ambientais é un sólido, xustifica de que sustancia trátase.

•18. Das seguintes substancias, cales poden formar enlace de hidroxeno: CH4;

•CH3—CH2OH; HBr; (CH3)3N.

Actividades

•19. Razoa que sustancia terá o punto de ebulición máis alto, a auga ou o sulfuro de hidróxeno.

•20. Por que forma dímeros o ácido acético, CH3—COOH, e, con todo, non os forma a acetona, (CH3)2CO?

•21. Debuxa un esquema na formación de enlaces de hidróxeno entre as moléculas de metanol, CH3OH.

•22. Disolverase o lodo en auga? E en tetracloruro de carbono? Xustifica as respostas.

•23. Xustifica porque o metanol, CH3OH, é totalmente soluble en auga e, con todo, o n-pentanol, CH3(CH2)3 CH2OH, non o é. Disolveranse ambos en acetona?