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SEMINARIO 1

ENLACE QUIMICO Y ESTRUCTURA MOLECULAR.

FUERZAS INTERMOLECULARES


Enlaces químicos. Generalidades


Enlace químico: fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos en las moléculas


Los átomos van a estar mas estables unidos que separados

Fuerzas de atracción entre nubes electrónicas y núcleos


Electronegatividad:

Cuanto mas pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionizacion y mayor es la electronegatividad

Los electrones pasan la mayor parte del tiempo en la región internuclear, y dentro de ella, en zonas mas cercanas al átomo con mas capacidad de atraerlos, el átomo mas electronegativo

Aumenta de izquierda a derecha y de abajo a arriba en la tabla


Relación entre electronegatividad y tipo de enlace:

Covalente no polar (0 a 0.4)

Covalente moderadamente polar (0.4 a 1)

Covalente muy polar (1 a 2)

Iónico (>2)

Cuanto mayor sea la diferencia entre electronegatividades de los átomos que se enlazan, mas polar será el enlace


Potencial de ionización o energía de ionización:

Es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido


Enlace polar: asimetría de cargas hay una zona donde los electrones pasan mas tiempo. Los electrones se comparten desigualmente

Enlace no polar: no hay asimetría, el par electronico es compartrido igualmente por los dos núcleos de las moléculas.


Tipos de enlace

Metálico: entre los átomos de un metal o aleaciones
Iónico: un átomo cede un electrón y el otro lo acepta
Covalente: los electrones se comparten, no se transfieren.
Los átomos ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo numero de electrones que los gases nobles mas cercanos


Correcciones al modelo Iónico:

Los cationes son mas chicos que el átomo del que provienen:
La carga + esta mas concentrada

Cuando hay una gran carga y un pequeño tamaño ese catión es Muy Polarizante. Tiene gran capacidad de concentrar una carga

Los aniones son mas grandes que el átomo del que provienen:
Es más fácil deformar sus nubes electrónicas.

Los electrones están más atraídos por el catión que por su propio núcleo

La nube electrónica se corre del anión al catión.











TEG: Teoría electrónica de valencia: los electrones son responsables de que los átomos se combinen químicamente entre si para formar moléculas.

Los electrones que participan en la formación de uniones químicas son llamados electrones de valencia y son externos (los más alejados del núcleo atómico)

Se da por dos mecanismos

Cesión-Aceptación
Hay una transferencia neta de electrones de un elemento a otro, en el que uno adquiere carga positiva y el otro negativa, lo que origina una fuerza de atracción electrostática que los mantiene unidos (Enlace Electrovalente o Iónico)

Compartimiento
Los átomos enfrentados no difieren apreciablemente en su tendencia a la atracción de electrones, pueden ser incluso átomos iguales.

Cada átomo aporta un electrón, formándose un par electrónico compartido por los átomos, que es responsable de la estabilidad del enlace (Enlace Covalente)

Dativo: El par electrónico es aportado enteramente por uno de los átomos

Los átomos enlazados tienden a completar un octeto electrónico, haciéndose parecidos en su estructura al gas noble mas cercano, lo que le da al enlace gran estabilidad

Estabilidad del enlace:

Los electrones pasan la mayor parte del tiempo en la región internuclear, y dentro de ella, en zonas mas cercanas al átomo con mas capacidad de atraerlos (el átomo mas electronegativo). Esto produce dos efectos.

la existencia de una densidad de carga negativa en esa región minimiza la interacción repulsiva entre los núcleos (apantallamiento) permitiendo que se acerquen hasta una distancia denominada longitud de enlace.
Se genera al o largo de la región internuclear una asimetría en la distribución de la carga, con el extremo negativo en la zona en la que en promedio los electrones están mas tiempo, y el extremo positivo en la opuesta. Un enlace covalente con esta característica es un Enlace Covalente Polar. La magnitud de separación de cargas esta directamente relacionada con el momento dipolar (μ)


PARAMETROS QUE DEFINEN EL TIPO DE ENLACE

Ángulos de enlace
Energía de enlace
La energía de disociación del enlace es el cambio de energía para la ruptura de un enlace se una molécula cuando los reactivos están en fase gaseosa y en condiciones estándar







Longitud de enlace
Distancia entre los núcleos de los átomos enlazados

En los enlaces simples esta determinado por el tamaño de los átomos

Los enlaces se hacen cada vez más cortos conforme al número de enlaces, hay que entregar cada vez menos energía para romperlos mientras mas enlaces haya

C-O > C=O > C=O

Polaridad de enlace
Concentración de las cargas + y -


Geometría molecular y teorías del enlace químico
TREPEV: a base de las representaciones planas de Lewis

Considera la repulsión electrostática existente entre los electrones participantes en enlaces covalentes vecinos y confluyentes a un átomo central común a esos enlaces

Las repulsiones operantes entre estos pares electrónicos forzaran a los enlaces a adoptar ángulos cuyos valores minimicen la energía potencial de la molécula.

NO explica:

como se produce el enlace
donde se produce
cual es la influencia de los pares electronicos no compartidos


Influencia de los pares electronicos no compartidos

La repulsión entre los pares de elctrones:


Par enlazante-Par enlazante < Par enlazante-Par solitario < Par solitario-Par solitario


Teorías cuanticas de los orbitales atómicos
En la mecánica cuantica se requieren 3 números cuanticos para describir la distribución espacial de los electrones en los átomos

Numero cuantico principal (n):

Tiene valores enteros (1,2,3...) determina la energía del orbital y la distancia promedio entre los electrones del núcleo. Se lo conoce como “nivel” o “capa”

Numero cuantico del momento angular (l):

Indica la forma de los orbitales. Los valores de l dependen del valor de n desde 0 a n-1 y de acuerdo a l=(n-1). El valor de l se representa con las letras s, p, d, f... los valores de l se conocen como “subniveles” o “subcapas”

Numero cuantico magnético (m):

Describe la orientación orbital en el espacio usando una denominación de los ejes espaciales x,y,z

Un cuarto es el Número cuantico del espin:

Describe el giro de cada electrón considerándolos como pequeños imanes. Tiene valores de +1/2 o -1/2.

La forma de los orbitales (la probabilidad de encontrar un electrón en una región espacial cercana al núcleo) depende de los 3 números cuánticos principales: n,l,m.


Teoría de Enlace-Valencia (TEV)
La idea es el reconocimiento del par electrónico como elemento indispensable para la formación del enlace.

La molécula es definida a partir de la descripción de cada uno de sus enlaces individuales, en cada uno de los cuales interviene un par electrónico

Cada electrón asociado a su núcleo será influenciado por el otro electrón y el otro núcleo.

En un par electrónico en el que ambos electrones se distribuyen sobre ambos núcleos, baja enormemente la energía del sistema. Es decir, la densidad de la nube electrónica en la región internuclear es muy alta por el alto grado de solapamiento e interpenetración de los orbitales atómicos de los átomos ligados.

Principio de máximo solapamiento de Puig: A mayor solapamiento de las nubes electrónicas, mayor será la fuerza del enlace entre los dos átomos.

Las orientaciones opuestas de los momentos magnéticos de espin de ambos electrónicos (apareamiento de espin) es otro hecho de gran importancia vinculado con el papel del par electrónico en la estabilidad del enlace.

Regla de Hund: en cada orbital los electrones tienen espin opuesto.

La TEV explica los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares.

Enlaces σ:

Son característicos del hidrogeno y de los haluros del hidrogeno

La nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje de enlace (s-s o s-p). Orbitales Px

Enlaces π:

Se forman por apareamiento de dos electrones de orbitales 2p.

La nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace. Orbitales Py, Pz

Nº de regiones GE Pares libres Pares comp. GEOMETRIA
MOLECULAR
Angulo
2 Lineal 0 2 Lineal 180
3 Plana trigonal 0 3 Plana trigonal 120
4 Tetraédrica 0 4 Tetraédrica 109.5
3 Plana trigonal 1 2 Angular <120
4 Tetraédrica 1 3 Piramidal <109.5
4 Tetraédrica 2 2 Angular <109.5



Enlaces múltiples:

Un enlace simple es una unión σ

Un enlace doble es una unión σ mas una unión π

Un enlace triple es una unión σ y dos uniones π


Hibridación de orbitales
El Proceso de mezclar y alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces

Todos los orbitales pasan a tener las mismas características

El numero total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el numero de orbitales híbridos de un átomo es igual al numero de orbitales atómicos que se combinaron.

El modelo de enlace-valencia no explica algunos enlaces de moléculas o iones poliatomicos como el metano (CH4) y el amonio (NH4+)

La configuración electrónica del átomo de C [He] 2s2 2px1 2py1 no muestra equivalencia entre las 4 uniones en el metano, pero estas se explican por la promoción de un electrón de 2s a 2p dando [He] 2s1 2px1 2py1 2pz y la Hibridación de los orbitales s y p donde los 4 orbitales pasan a ser orbitales sp3.

En este caso se obtienen 4 combinaciones lineales de los orbitales 2s, 2px, 2py, 2pz del C.

Cada uno de estos 4 casos es un orbital hibrido sp3

Los enlaces formados por superposición con los 4 orbitales 1s están dirigidos a los vértices de un tetraedro


El modelo de TREPEV se utiliza para definir la forma de la molécula y a partir de allí describir la hibridación de los orbitales s,p,d que justifican los ángulos de valencia y las propiedades químicas


Teoría de los orbitales moleculares (TOM)
Al igual que la teoría del Enlace-valencia intenta explicar las uniones moleculares

Esta teoría describe a los enlaces covalentes en función de orbitales moleculares que son el resultado de los orbitales atómicos relacionados con la molécula entera.

Ambas teorías son complementarias, pero la TOM permite explicar además el paramagnetismo de la molécula de O2

Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, atraída por un campo magnético (Ej. O2)

Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético (Ej. N2)

La característica de la TOM es que al efectuar el cálculo de solapacion de los orbitales atómicos para dar un enlace molecular, aparecen dos orbitales moleculares posibles:

Enlazante; tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.

Produce una unión covalente estable

Antienlazante: tiene mayor energía y menor estabilidad que los átomos que lo formaron.

Produce una unión covalente inestable.

En las configuraciones moleculares aparece un numero de orbitales enlazantes (σ o π) ligeramente superior que el numero de orbitales antienlazantes (σ*o π*)


Orden de enlace = ½ (OMenlazantes – OMantienlazantes)


El Orden de enlace esta directamente relacionado con la estabilidad de la molécula


Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (Método Aufbau)

Se colocan dos electrones en un orbital con espin opuesto (Principio de exclusión de Pauli)

Si hay mas de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distribuir dos en el mismo (Regla de Hund)


Fuerzas intermoleculares y uniones intermoleculares
Introducción
Las fuerzas que actúan entre dos moléculas idénticas pueden ser atractivas o repulsivas, siendo los dos tipos de interacción de naturaleza eléctrica.

Fuerzas intermoleculares: Considerando solamente las fuerzas atractivas y su resultado

3 de los 4 tipos de uniones intermoleculares dependen de la distancia intermolecular r como 1/r6 y reciben en su conjunto el nombre de Fuerzas de Van der Waals

No son enlaces, son fuerzas electrostáticas


Interacciones ION-ION


Interacciones ION-DIPOLO

Entre un catión o anion y una molécula capaz de formar dipolo (molécula polar)

Las interacciones ión-dipolo son las responsables de la hidratación de los cationes en disolución acuosa, es decir, la unión de moléculas de agua en torno a un ion central.

Polarizabilidad: capacidad de concentrar una carga en una superficie


Interacción DIPOLO-DIPOLO
Cuando dos moléculas polares (que poseen momentos dipolares permanentes) se orientan en forma paralela con los extremos opuestos de ambos dipolos enfrentados (+ frente a – y – frente a +) se produce una interacción atractiva.

La interacción será más intensa cuanto mas polar sea la molecular y más débil a mayor temperatura. La agitación térmica tiende a desalinear los dipolos

Molécula simetrica: no polar. Mas probabilidad de ser gaseoso.

Molécula asimetrica: polar. Mas probabilidad de ser condensado


Interacciones DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
Cuando una molécula polar se aproxima a una molécula no polar induce un dipolo en esta ultima. Este dipolo inducido interactúa con el dipolo permanente de la primera.

La intensidad de la interacción depende del momento dipolar de la molécula inductora y de la polarizabilidad de la segunda molécula.


Fuerzas de LONDON
En dos moléculas no polares próximas la densidad de las nubes de los orbitales moleculares externos esta fluctuando constantemente como consecuencia del velocísimo cambio de posición de los electrones.

El efecto de esta fluctuación es, en un determinado instante, la generación de una asimetría de carga, creando un dipolo transitorio.

La energía media de la interacción de London crecerá con el peso molecular

Esto implica aumento de densidad y de punto de fusión para la sustancia

A pesar de que en cada molécula no polar se tiene en todo momento un dipolo instantáneo, el promedio de estos es nulo.

Las fuerzas de london dependen de la polarizabilidad de una molécula

Mas polarizable, mas fácil que la nube electrónica de la molécula sea atraída por el núcleo de las otras.


Interacciones DIPOLO-DIPOLO (GENERAL)
Los 3 tipos de interacción descriptos, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido son de similar naturaleza electrostática basadas en las asimetrías de las distribuciones de electrones en las moléculas y dependientes de 1/r6. Estas interacciones son las Fuerzas de Van der Waals


Interacciones por PUENTE DE HIDROGENO
La naturaleza de este enlace ha sido explicada a través de la resonancia entre una unión covalente y una interacción dipolo-dipolo.

El requerimiento para que se establezca este tipo de enlace entre dos átomos es que tengan electronegatividad alta: O, N, F

El átomo de hidrogeno actúa a modo de puente




LÍQUIDOS

Viscosidades de los líquidos: es la resistencia que tiene un liquido a fluir, esta relacionada con las fuerzas intermoleculares de atracción y con el tamaño y la forma de los constituyentes de las partículas.

Tension superficial: las moléculas que se encuentran bajo la superficie del liquido sufren atracciones de todas las direcciones, pero las que están en la superficie son atraidas solamente hacia el interior. Las interacciones “tiran” de la capa superficial hacia adentro


SÓLIDOS

Clasificación

Sólidos metalicos
Estructura hexagonal compacta


Sólidos iónicos
Sólidos moleculares
Sólidos reticulares



PROPIEDADES?? QUE `PONGO DE LOS TIPOS DE SÓLIDOS?