Química General e Inorgánica A Enlace químico: moléculas diatómicas Tema 5 Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico. Grupo Configuración electrónica Nº e- valencia 1A ns1 1 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 5.1 1 Símbolos de puntos de Lewis 5.2 moléculas diatómicas • homonucleares • heteronucleares H2, O2, N2 HCl, NaF Tipos de enlace Enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos |XA - XB| ≤ 2 donde: X = electronegatividad Enlace iónico hay una transferencia de electrones |XA - XB| > 2 5.3 2 Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico Afinidad electrónica (medible), Cl es la más alta X- (g) X(g) + e- Electronegatividad (relativa), F es la más alta 5.4 Electronegatividad de los elementos comunes Aumento de electronegatividad Aumento de electronegatividad 5.5 3 Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos. región pobre en electrones región rica en electrones pobre F H rica H δ+ F δ- 5.6 Clasificación de enlaces por diferencia de electronegatividad |XA - XB| Tipo de enlace 0 covalente >2 0<y<2 iónico covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad covalente comparten e- covalente polar transferencia parcial de e- iónico transferencia de e5.7 4 El enlace iónico Li+ F - Li + F 1s22s11s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] Li Li+ + e- F F - F - Li+ F - e- + Li+ + LiF 5.8 CICLO DE BORN-HABER Ef PI Na (g) Na+ (g) - 1e- + Ep NaF (g) -AE F- (g) F (g) + 1e- D PI – AE + Ep + D = 0 Ep = - N | n+ n- | q1 q2 r PI – AE + Ep - Ef = 0 5.9 5 Comparación de compuestos covalentes y iónicos 5.10 Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos. ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? F 7e- + F F F 7e- 8e- 8e- Estructura de Lewis del F2 enlace covalente simple pares libres pares libres F F pares libres F F pares libres enlace covalente simple 5.11 6 Teoría del enlace valencia (TEV) - el enlace se forma por superposición de orbitales atómicos - los e- que forman un enlace son los e- de valencia - los orbitales son orbitales de valencia y poseen un ecada uno con espines contrarios - la superposición de orbitales debe ser máxima para que el enlace sea más fuerte s + s ⇒ enlace σ s + p ⇒ enlace σ p + p (cab-cab) ⇒ enlace σ p + p (lateral) ⇒ enlace π - el enlace σ es más fuerte que el enlace π porque la superposición de orbitales atómicos es mayor 5.12 Ejemplos Li2 Li [He] 2 s1 s+s→σ Li : Li Li −Li O2 O [He] 2s2 2px2 2py1 2pz1 p + p (cab-cab) → σ p + p (lateral) → π O O 5.13 7 Enlaces sigma (σ) y pi (π) Enlace simple 1 enlace sigma Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula de N2? 5.14 El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de disociación del enlace (D). Energía D H2 (g) H (g) + H (g) ΔH0 = 436.4 kJ Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) ΔH0 = 242.7 kJ HCl (g) H (g) + Cl (g) ΔH0 = 431.9 kJ O2 (g) O (g) + O (g) ΔH0 = 498.7 kJ O O N2 (g) N (g) + N (g) ΔH0 = 941.4 kJ N N Energías de disociación del enlace Enlace simple < Doble enlace < Triple enlace 5.15 8 Energía potencial Cambios en la energía potencial de dos átomos H Distancia de separación 5.16 Cambio en la densidad electrónica a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro. 5.17 9 Longitud de enlace: distancia que separa a los núcleos Longitud Tipo de de enlace enlace (pm) C-C 154 C=C 133 C≡C 120 C-N 143 C=N 138 C≡N 116 Longitudes de enlace enlace triple < enlace doble < enlace simple 5.18 Cómo hace la teoría del enlace valencia (TEV) para explicar los enlaces en H2 y F2? Energía de disociación H2 436.4 kJ/mol F2 150.6 kJ/mol Longitud de enlace 74 pm 142 pm solapamiento 1s 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por solapamiento de orbitales atómicos. 5.19 10 Momento dipolar y carácter iónico parcial (CIP) Región pobre en carga electrónica Región rica en carga electrónica H F δ+ δ− μ= |δ |. d μ es el momento dipolar [=] Debye (D) δ es la carga transferida [=] u.e.s. d es la longitud de enlace (LE) [=] Å 5.20 Comportamiento de moléculas polares 5.21 11 - moléculas homonucleares μ=0 son no polares porque la distribución de la carga electrónica es simétrica - moléculas heteronucleares → μ≠0 H─F son polares porque la distribución de la carga electrónica es asimétrica Enlace = % carácter iónico + % carácter covalente ╚ carácter iónico parcial (CIP) 5.22 Ejemplo: calcular el CIP para la molécula HCl H-Cl heteronuclear μ ≠ 0 polar μ = 1.07 D y LE= 1.27 Å datos experimentales: μ = |δ |. d 1D= 1 x 10-18 ues.cm 1 Å = 1 x 10-8 cm |δ | = μ / d |δ| = 1.07 x 10-18 ues.cm / 1.27 x 10-8 cm |δ | = 0.843 x 10-10 ues 4.8 x 10-10 ues ─ 100 % carácter iónico 0.843 x 10-10 ues ─ x = 17.6 % CIP HCl es covalente 5.23 12 Cuanto más polar sea un enlace se cumple: • mayor momento dipolar (μ) |XA - XB| α μ • mayor porcentaje de carácter iónico • mayor fortaleza del enlace 5.24 Resonancia H-Cl estructura covalente estructura contribuyente I ↔ H+ Clestructura iónica estructura contribuyente II La resonancia consiste en combinar matemáticamente las funciones de onda de las estructuras contribuyentes para obtener una función de onda molecular que se denomina hibrido de resonancia El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor energía y por lo tanto la más estable La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de resonancia con respecto a la estructura contribuyente de menor energía. 5.25 13 Los experimentos muestran que O2 es paramagnético O O e- apareados sustancia diamagnética: es repelida por un campo magnético porque tiene todos los e- apareados Teoría del Orbital Molecular (TOM): los enlaces se forman por la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares 5.26 Postulados TOM - Los centros atómicos (núcleo + e- internos) generan un campo de energía potencial donde se mueven los e- de valencia - Los orbitales atómicos (OA) de valencia se combinan linealmente para formar orbitales moleculares (OM) que pertenecen a toda la molécula, es decir que son policéntricos (método CLOA) - El número de OM formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados - En base a su energía los OM se clasifican en OM enlazantes, OM antienlazantes y OM no enlazantes. - El llenado de los OM procede de menor a mayor energía, cumpliendo el principio de exclusión de Pauli y la regla de 5.27 Hund 14 Niveles de energía de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H2). Un OM enlazante tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos de los cuales proviene. Un OM antienlazante tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo originan. 5.28 Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas de la misma longitud de onda y amplitud Onda 1 Onda 1 Onda 2 Onda 2 Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2 5.29 15 Combinación lineal de dos orbitales atómicos p equivalentes y los orbitales moleculares (OM) que se obtienen Energía Molécula Átomo Interacción destructiva Átomo Orbital molecular Molécula Energía Orbital molecular sigma antienlazante (σ*) Átomo Interacción constructiva sigma enlazante (σ) Interacción destructiva Orbital molecular pi antienlazante (π*) Átomo Interacción constructiva Orbital molecular pi enlazante (π) 5.30 Segundo período de moléculas diatómicas homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2 Energía Molécula Átomo Átomo 5.31 16 ( número de een los OM enlazantes - antienlazantes ) ½ 0 número de een los OM Energía orden de enlace = 1 2 orden de enlace ½ 1 5.32 Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo* Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kJ/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz- 5.33 17 Configuración electrónica • H2 2 e- de valencia σs2 • He2 4 e- de valencia σs2 σs*2 Electrones internos: 1 s2 → K 2 s2 2 p 6 → L • Li2 2 e- de valencia K K σs2 • O2 12 e- de valencia K K σs2 σs*2 πx2 πy2 σz2 πx*1 πx*1 5.34 18