Conceptos y parámetros de enlace
Valencia
La capacidad de un elemento para combinarse con
otro.
Número de átomos de hidrógeno que se pueden
combinar con un átomo de un elemento dado.
Por ejemplo, el nitrógeno presenta 5 valencias:
N2O (I)
NO (II)
N2O3 (III)
NO2 (IV),
N2O5 (V),
El magnesio solamente una valencia:
MgH2(II)
Número de Oxidación
Número de electrones involucrados
en un enlace
Para calcularlo se asigna el signo
positivo a los átomos que presentan
bajas electronegatividades y negativo
a los más electronegativos
El número de oxidación se calcula
multiplicando el número de átomos por el
número de electrones que pierde o gana.
En el caso de oxianiones, el elemento
central se calcula considerando la suma
algebraica del catión y del oxígeno y la
diferencia que se requiere para que la carga
total de la molécula o fórmula sea cero
Cálculo de los estados de oxidación de
los componentes atómicos del
KMnO4
K = + 1 * 1 = +1
O = - 2 * 4 = -8
- 8 + 1 + Mn = 0
Mn = + 7
Carga Formal
(Electrones de valencia) 1/2(electrones compartidos) –
(electrones no enlazados)
Carga formal del HNO3
O
N O H
O
O
N
OH
O
Estructura
Átomo
evalencia
½ e- enlazados
e- no enlazados
Carga formal
N
N
5
4
0
+1
O-
O
6
1
6
-1
O=
O
6
2
4
0
-OH
O
6
2
4
0
Geometría del HNO3
Cargas formales
0
O
+1
N
O
-1
O
N
OH
O
0
O
H
Número de oxidación del N
1+
-2
HNO3
(3*2-) + (1+) = 5+
Energía de enlace.
Para una molécula diatómica, la energía de
disociación es el cambio de entalpía de la reacción
en la cual la molécula gaseosa se separa en átomos
gaseosos
H
H2(g) = H. + H.
D(H-H) =
Energía de enlace
En moléculas más complejas se obtienen diferentes
energías dependiendo del ambiente molecular
(vecinos), pero la variación no es muy grande
CH4 (g)= C(g) + 4 H(g)
H = 1,662 KJ/mol
C-H = 1,662/4=416 kJ/mol
CH4(g) = CH3(G) + H(g)
430.9 kJ/mol
CH3-CH3(g) = CH3-CH2. + H. (g) 401.7 kJ/mol
(CH3)-CH = (CH3)- C(g) + H. (g)
376.6 kJ/mol
Energía de enlace
El dato de energía de enlace que se
reportan para un enlace corresponden a
energía de enlaces promedio
C-H
413 kJ/mol
Longitud del enlace
En las moléculas los átomos están
siempre vibrando uno con respecto al
otra, de modo, que no hay una sola
distancia fija. Sin embargo hay una
distancia promedio bien definida entre
los núcleos
Se mide experimentalmente por
métodos espectroscópicos
Ángulos de enlace
Es el ángulo interno de la intersección
entre las dos líneas trazadas a través del
núcleo de un átomo central, desde los
núcleos de los átomos enlazados.
El ángulo de enlace queda determinado,
principalmente por: a) el número de
electrones de valencia, b) la geometría de
la molécula y c) los pares libres
Tipos de enlaces químicos

Metálico

Iónico

Covalente
Metálico (metal con metal)
M
M
Iónico
(metal con no metal)
M+
X-
M M
M M
M M
M M
Covalente
(no metal con no metal)
X:X
Metálico
Li
Na3Bi
Ag
Na3Sb
Sn
Na3As
As
Na3P
Te
Na3N
Na2O
CsF
BeF2
Mg F2
Iónico
S
BF3
AlF3
CCl4 NF3 OF2
SiF4
PF5
ClF
SF6
I2
IF7
F2
Covalente
Tomado de Chemical Consttitution en:
Harvey y Porter Introduction to
Physical Inorganic Chemistry 1963
Enlace covalente
Doble Enlace
Triple Enlace
N
O
N
P
S S
P
P
P
P4
S
S
S
S
F2
S
Cl
Cl
S
Cl2
S8
Moléculas
Redes
F
F
O
O2
N2
Enlace Sencillo
Carbón
(diamante)
Reglas simples para la formación de un
enlace covalente
1.
El enlace iónico debe ser desfavorable (altas energías de
ionización y afinidades electrónicas)
2.
Los orbitales atómicos deben sobreponerse (estar en la
misma región espacial) La simetría de los orbitales es
importante
3.
Generalmente se forman enlaces con dos electrones como
consecuencia del principio de exclusión de Pauli (dos
electrones deben tener los espines desapareados si
ocupan la misma región). Esta regla tiene muchas
excepciones
La energía total es la suma de la
energía de atracción más la energía
de repulsión
Distancia
internuclear
Átomo de
hidrógeno
Modelo de Lewis
Lewis y Langmuir desarrollaron una
teoría de enlace con base en ecompartidos.
Plantearon reglas empíricas simples
como la regla del octeto y las
estructuras de Lewis
El enlace se forma cuando los átomos se unen
compartiendo e- de la capa de valencia
H
1s1
Li
[He] 2s1
Be
[He] 2s2
B
[He] 2s2 2p1
C
[He]2s2 2p2
F
[He]2s2 2p5
Ne
[He]2s2 2p6
H:H
F
F
Modelo de Lewis
Los electrones de valencia de cada átomo se
representan por medio de puntos, cruces o
círculos.
Cada par de electrones compartidos pueden
representarse con una línea y si hay dobles o
triples enlaces se representan con dos o tres
líneas
Los electrones se disponen en la estructura de
Lewis por pares::
9 de 17
10 de 17
Reglas del octeto
Establece que al formarse un enlace
químico los átomos adquieren, piérden o
comparten electones, de tal manera que la
cara más externa de valencia contenga 8
electrones
Reglas del octeto
Hay muchas excepciones ppues
hay compuestos con más de 8
electrones de valencia.
En este caso, se dice que la capa
“d” de valencia se ha expandido
(uso de orbitales d y f)
Reglas del octeto
1.
Para la mayoría de las moléculas hay un
máximo de 8 electrones de valencia
2.
Cuando un átomo tiene orbitales d, la
valencia se expande.
3.
Las repulsiones entre electrones deben ser
minimizadas.
4.
La molécula debe alcanzar su mínimo de
energía.
Generalmente la distancia
diminuye y la energía aumenta
(como valor absoluto) a medida
que aumenta el número de
pares de electrones
compartidos
Energía potencial
Distancia internuclear
Estructuras de Lewis
1.- Suma algebráica del número de ede valencia de cada elemento
Si la carga es (-) sumar electrones
Si la carga es (+) restar electrones
CO32N 2O
(1*4)C + (3*6)O + (2)carga = 24 e(2*5)N + (6*1)O = 16 e-
2.-
Escriba los símbolos de los átomos,
con sus electrones de valencia
H
x
.
: Cl :
:
3.-
Coloque los pares de e- de modo
de completar el octeto
..
X
H . Cl :
..
HO
Ordenamiento
N
O
O
HO
O
H
O
N
O
O
N
O
Geometría
Fórmula de Lewis
H O
O
N
O
N
O
O
OH
Compuestos con número
impar de electrones
Estos compuestos formados con
átomos que contribuyen con un número
impar de electrones de valencia no
obedecen la regla del octeto y son
paramagnéticos
12 de 17
Compuestos con número
impar de electrones
Las estructuras se escriben formando tantos pares
de electrones como sea posible y se dejan los
electrones extras sin enlazar
11 de 17
Resonancia
Hay sustancias que no se describen
con el modelo de Lewis y se requiere
utilizar el concepto de resonancia
Por ejemplo, el ozono O3
O = O
O
O
O = O
ozono O3
Ninguna de las dos estructuras representa
correctamente la geometría de dicha molécula.
Cada una considera un enlace simple y uno doble, lo
cual implica que hay una distancia de enlace menor
que la del otro.
Sin embargo experimentalmente ambas distancias con
idénticas (128 pm).
Este valor es intermedio entre un enlace oxígenooxígeno simple (148 pm) y uno doble (121 pm)
Resonancia
A cada estructura se le llama estructura
contribuyente o canónicas y tiene la misma
posibilidad de existir
La energía se le llama energía de resonancia
- O
O
- O
O
C
C
C
O -
O
O -
-O
-
O
Teoría de enlace valencia
Esta teoría deriva directamente del trabajo de
Lewis. Heitler y London en 1927 propusieron un
tratamiento cuántico para la molécula de H2.
Este desarrollo se conoce como Teoría del Enlace
Valencia. Pauling y Slater modificaron esta teoría
lo cual llevó a obtener una imagen exacta del
aspecto geométrico de la molécula.
No es posible resolver la ecuación de
Schrödinger exactamente, por lo que se deben
hacer algunas aproximaciones para obtener
las funciones de onda de los orbitales
moleculares
Teoría de enlace valencia
Se supone que 2 átomos de hidrógeno aislados, que
pueden describirse con sus funciones de onda YA y YB
para orbitales 1s se unen y la función de onda de la
molécula se puede describir como:
Y = YA(1) YB(2)
Donde A y B designa a los átomos y los números a los
electrones
Curva a
Teoría de enlace valencia
Los resultados mejoran si se considera
que los electrones se pueden
intercambiar (energía de intercambio):
Ycov = YA(1) YB(2) + YA(2) YB(1)
Curva b
Y mejora aun más, si se considera la posibilidad de una
contribución iónica :
Y = Ycov + l Y H+H- + lY H-H+
Donde l es menor a 1
H-H
H+ + H-
Covalente
H- + H+
iónico
Curva “d”
Covalente
iónico
YH2 = YA(1) * YB(2) + YA(2) * YB(1) + l YA(1) * YA(2)+ l
YB(1) * YB(2)
YH2 = Ycov + l Yiónica
Energía = 388 kJ/mol
Distancia = 74.9
2
1
Energía (eV)
0
-1
-2
-3
-4
0.5
1.0
1.5
2.0
2.5
Distancia internuclear en A
Curvas de energía teórica (a-d y f) para la molécula de H2 y
comparación con la curva experimental e.
Sintetizando la teoría de Heitler y London
Si se suponen 2 átomos de H, se pueden describir con las
funciones de onda YA y YB
1.
Cuando interaccionan
YH2 = YA(1) * YB(2)
La energía de enlace de H2 calculada con la función de onda
anterior es de 24 kJ/mol (la energía real es de 458 kJ/mol)
con una distancia de 74 pm (dreal = 90 pm)
Para mejorar los resultados se considera que los
electrones se pueden intercambiar libremente
YH2 = YA(1) * YB(2) + YA(2) * YB(1)
Con esta nueva función de onda la energía de
enlace calculada es de 303 kJ/mol, una mejora
sustancial respecto al cálculo anterior.
Tipo de función de onda
Energía eV
Distancia (pm)
Simple
0.25
90
Considerando corrección
Heitler -London
3.14
86.9
Adición del efecto pantalla
3.78
74.3
Adición de las
contribuciones iónicas
4.02
74.9
Valores experimentales
4.747
74. 1
Teoría de enlace valencia
Linus Pauling y Slater formularon una importante
ampliación de la teoría de enlace valencia que
permite predecir cuál enlace sea el más fuerte y
determinar la dirección de la unión
Las suposiciones son:
1.
El enlace más fuerte se forma entre los orbitales de
dos átomos que se superponen en el mayor grado
posible.
2.
La dirección del enlace que se forma será aquella en la
que los orbitales estén concentrados
Sintetizando la teoría de Heitler y London
Si se suponen 2 átomos de H, se pueden describir con las
funciones de onda YA y YB
1.
Cuando interaccionan
YH2 = YA(1) * YB(2)
La energía de enlace de H2 calculada con la función de onda
anterior es de 24 kJ/mol (la energía real es de 458 kJ/mol)
con una distancia de 90 pm (dreal = 74 pm)
Para tratar de corregir el error se introduce nuevas funicones de
onda en la que se considera que los electrones se pueden
intercambiar libremente
YH2 = YA(1) * YB(2) + YA(2) * YB(1)
Con esta nueva función de onda la energía de enlace calculada
es de 303 kJ/mol, una mejora sustancial respecto al cálculo
anterior.
Si ahora se considera el carácter iónico, nuevamente se
mejora el cálculo, obteniendo energías más proximas a
las medidas experimentalmente.
H–H
H+ HH- H+
Covalente
iónico
YH2 = YA(1) * YB(2) + YA(2) * YB(1) + l YA(1) * YA(2)+
l YB(1) * YB(2)
YH2 = Ycov + l Yiónica
Energía = 388 kJ/mol
Distancia = 74.9
Linus Pauling y Slater formularon una importante
amplicación de la teoría de enlace valencia. Las
suposiciones son:
1.
2.
El enlace más fuerte se formará entre los orbitales
de dos átomos que se superponen en el mayor
grado posible.
La dirección del enlace que se forma será aquella
en la que los orbitales estén concentrados
Estas suposiciones permiten predecir cuál enlace seá el
más fuerte y determinar la dirección de la unión
El compartir electrones es la base de la
teoría de enlace covalente.
Sin embargo, no siempre la distribución de
la carga es uniforme, ya que en moléculas
heteronucleares el elemento con mayor
electronegatividad atrae más a los
electrones, creando cargas formales (Ander
y Sonnessa 1965 p. 128)
Fluoruro de litio
Fluoruro de hidrógeno
átomo de litio
Cargas
formales
H
d+
-
F
H
d-
F
3+
F
Protón
Ion Fluoruro
Covalente con carácter
iónico
-
9+
-
3+
Ion Litio (Li+)
H
átomo de flúor
9+
Ion Fluoruro(F-)
Li+ F
Iónico
Hibridación
Consiste en la combinación lineal de orbitales
atómicos puros.
s + p = sp (2 orbitales) lineal
s + 2p = sp2 (3 orbitales) trigonal
s + 3p = sp3 (4 orbitales) tetraédrico
dsp2 = planar cuadrado
dsp3 = trigonal bipiramidal o piramidal cuadrado
d2sp3 = octaédrico
Hibridación
sp3
p
=
s
sp3
FORMACIÒN DE ORBITALES HÌBRIDOS sp3 a
partir de un orbital atòmico s y 3 p
4 de 17
Energía
Hibridación
sp2
p
s
sp2
6 de 17
Hibridación sp
p
=
s
sp
Ácido Nítrico
hibridación sp2
2s
O
O
N
O
N
OH
O
2p
O
O
Trigonal planar
OH
O
Cuando dos orbitales no son compatibles espacialmente;
cuando las funciones de onda del electrón no pueden
sumarse ni restarse, no se forma un enlace
Orbitales de no-enlace
Enlace sigma
No hay nodos
Enlace pi con un
nodo en el eje de
las x
Enlace sigma, y dos
enlaces pi
Formación del NF3
14 de 17
FORMACIÓN DEL TETRACIANO CINCATO
[Ni (CN)4] 28 de 17
Cuatro orbitales equivalentes dirigidos hacia los vèrtices de un
cuadrado
Los 8 electrones que donan los ligantes (cianuros) penetran en los
orbitales del Ni (II) (zona sombreada)
El enlace se forma por la superposiciòn del orbital sp del cianuro
con el dsp2 del Ni (II)
La estructura resultante es cuadrado plana
7 de 17
Descargar

Enlace covalente