enlace químico y geometría molecular

1. ENLACE QUÍMICO Química 2ºBachillerato Carmen Peña IES. Altaír

3. ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?. La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados No se forma el enlace Se forma el enlace Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e - necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e - en la última capa: regla del octeto (W. Kossel ) b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r 0 ( distancia de enlace )

4. TIPOS DE ENLACE IÓNICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL COVALENTE se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO METAL METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL

5. ENLACE IÓNICO CATIONES (Carga positiva) A + Atracción eléctrica entre iones de distinto signo. A + A - Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes ) Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones ) ANIONES ( Carga negativa ) A -

6. EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la última capa al cloro Na Cl Na + Cl -

7. Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA . Cristal de cloruro de sodio ( Sal común ) - - - - - - - - - - + + + + + + + + +

8. d 0 = distancia interiónica El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas. El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en iones con cargas de signo contrario. El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivos y negativos,debido a las fuerzas de Coulomb. q 1 y q 2 = cargas netas de los iones K = constante de Coulomb

10. Red cúbica centrada en el cuerpo Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica Red de la fluorita CaF 2 Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima IC 8 IC 8:4 IC 6 IC 4

11. EL CICLO DE BORN-HABER . El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl) NaCl (cristal) Cl - + Na + (gas) Procesos parciales Energía de Disociación D Energía de sublimación S 1/2 Cl 2 (g) + 1/2 D = Cl (g) Na (s) + S = Na (g) Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na + (g) + e - Afinidad electrónica EA Cl (g) + e - = Cl - (g) + EA Energía reticular U Na + (g) + Cl - (g) = Na + + Cl - (cristal) + U Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) = NaCl (cristal) Q Q = Entalpía de formación La energía total se conserva Ley de Hess Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U

13. Fragilidad en un cristal iónico presión

15. Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar Solubilidad de un cristal iónico

16. Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de cationes rodeados por electrones Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes ENLACE METÁLICO La nube de electrones se mueven entre los cationes. Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.

17. El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen : Orbitales desocupados Baja energía de ionización Los átomos dejan en libertad algunos de sus e - (gas o nube electrónica) transformándose en iones positivos que se colocan en los nodos del cristal Las redes cristalinas metálicas más comunes son:

19. PROPIEDADES DE LOS METALES. Aunque los cationes se desplacen, los e- de la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos Por el contrario, en los Compuestos iónicos este desplazamiento produce la fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo Red de un metal Red de un cristal iónico Brillo intenso Conductividad eléctrica Conductividad térmica Maleabililidad y ductilidad   Capacidad de los e - para captar y emitir energía electromagnética Gran movilidad de los electrones Los e - ceden parte de su energía cinética para calentar la red Se pueden estirar en hilos o extender en láminas T as de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e - y los iones positivos   

20. Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones) ENLACE COVALENTE A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula . EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F 2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR ) Molécula de flúor F-F El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente 9 F : 1s 2 2s 2 2p 5 F F

23. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV). Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada solapamiento frontal solapamiento lateral enlaces  enlaces 

24. cada átomo de H posee un OA 1s semilleno El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace Molécula de hidrógeno H 2 : Molécula de cloro (Cl 2 ):

25. Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples Ejemplos: Molécula de oxígeno (O 2 ) Molécula de nitrógeno (N 2 ) Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados, originando un enlace  . También se solapan lateralmente los dos OA 2p y , originando otro enlace  Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados ( enlace  ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2p y y los dos OA 2p z respectivamente, originando dos enlaces 

30. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a los denominados orbitales híbridos Los tipos de hibridación más frecuentes son La geometría molecular estudia la disposición tridimensional de los átomos de las moléculas.Existen dos procedimientos para predecir y justificar dicha geometría:La hibridación de orbitales y el RPECV

34. Tipos de orbitales híbridos . Ejemplos

35. Hibridación sp 3 CH 4 C 1s 2 2s 2 p 2 Promoción hibridación 1 orbital s 3 orbitales p 4 orbitales sp 3 (distribución tetraédrica) NH 3 H 2 O

36. 1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp 2 (distribución triangular plana) BF 3 B 1s 2 2s 2 p 1 Promoción hibridación Hibridación sp 2

37. BeF 2 Be 1s 2 2s 2 Hibridación de orbitales F 1s 2 2s 2 p 5 promoción Hibridación sp

38. 1 orbital s 1 orbital p Orbitales p Orbitales sp híbridos Be 2 orbitales sp (distribución lineal)

39. Etileno CH 2 =CH 2 Promoción hibridación Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

49. Moléculas sin pares de electrones libres BeCl 2 BF 3 CH 4 PCl 5 SF 6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace 180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica

50. Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE) SnCl 2 PE=2 PL=1 Triangular plana Angular ángulo menor 120º NH 3 PE=3 PL=1 tetraédrica Pirámide trigonal 107º H 2 O PE=2 PL=2 tetraédrica Angular 105º

52. FUERZAS INTERMOLECULARES. Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes . La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar. A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas de fusión y ebullición. Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas. 1-Fuerzas de atracción dipolo-dipolo ( fuerzas de orientación o de Keeson ): 2- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido (fuerzas de Debye ) Las fuerzas que unen las moléculas entre sí se denominan fuerzas de Van der Waals. Su magnitud depende del número de e - , del tamaño y de la forma molecular. Existen tres tipos:

54. Ejemplos: En la molécula de HF se produce una atracción de tipo electrostático entre los átomos de hidrógeno H +  y de F -  El enlace de hidrógeno se representa por una línea discontinua de puntos . Enlace entre moléculas de HF

55. Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

59. gas Muy alta Muy baja Muy blandos No N 2 Gas o líquido Muy baja Muy alta Muy blandos No CO Gas o líquido Muy baja Muy alta Muy blandos No H 2 O Sólido Muy baja Muy baja Muy duros No SiO 2 Propiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentes Moléculas apolares Moléculas polares Moléculas con enlace de hidrógeno Sólidos covalentes Estado físico en condiciones estandar Solubilidad en disolventes apolares Solubilidad en disolventes polares Dureza (sólidos) Conductividad Ejemplo