electronegatividads10fc4cd0a94f5d61.jimcontent.com/download/version/1348596169/… · enlace...
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Los enlaces se clasifican en: iónico, covalente metálico.
Enlace Iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales)
Enlace metálico- es un enlace fuerte, primario que se forma
entre elementos de la misma especie y se liberan los electrones.
NaCl
Sólido iónico
0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico
Cov. No-polar Cov. polar
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo
Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo
El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados
Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura.
X . F . .
. . . .
Enlace Iónico
Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
Iones libres
Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.
Na Cl
Se forma entre elementos que tienen bajas energías de
ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen
altas afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
Resultan de la combinación de metales alcalinos y
alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley
de Coulomb)
Dependiendo de su estructura electrónica cada átomo es capaz
de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración
electrónica de gas noble.
Li+ F Li + F
Conductividad eléctrica: en estado sólido no conducen
la corriente eléctrica debido a
que los iones están
demasiado juntos. Al fundir
estas sales los iones se
separan y pueden moverse
dentro de un campo eléctrico
y por lo tanto conducen la
corriente eléctrica en
solución.
Solubilidad: Son solubles en disolventes
polares (como el agua) debido a que sus iones se
separan por atracciones electrostáticas.
Puntos de fusión y puntos de ebullición: Son valores altos debido a que la energía de
atracción en el cristal es alta. Puntos de fusión
por lo general, > 400ºC y puntos de ebullición por
encima de los 1500ªC.
Otras propiedades: la dureza provocada
por lo compacto del cristal y son quebradizos
(fragilidad debido a su sistema cristalino).
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La atracción electrostática de los iones provoca que los compuestos
iónicos adopten una estructura cristalina característica en la que los iones
se colocan de una forma permanente en los nudos de la red
compensándose las fuerzas repulsivas y atractivas.
Dicha estructura cristalina requiere que se cumplan las siguientes
condiciones:
- Los iones deben ocupar el menor volumen posible, de manera
que el empaquetamiento sea máximo.
- El cristal debe ser neutro.
Se define el índice de coordinación como el número de iones de un signo
que rodean al del signo contrario a la misma distancia.
CsCl (índice de coordinación 8)
Red cúbica centrada en el cuerpo
NaCl (índice de coordinación 6)
Red cúbica centrada en las caras
Blenda (ZnS) (índice de coordinación 4)
Red tetraédrica
Se forma cuando uno ó más átomos se
estabilizan compartiendo ya sea uno, dos ó
tres pares de electrones
Enlace covalente no polar
Sucede entre moléculas diatómicas
Pueden compartir sus electrones a través de un par de electrones (ligadura sencilla); dos pares de electrones (doble ligadura) o tres pares de electrones (triple ligadura)
Enlace covalente polar
Si los átomos que se unen son diferentes, uno de ellos tendrá más tendencia a captar los electrones que el otro, desplazándose el par hacia el átomo que más lo atraiga constituyendo un enlace covalente polar
Asimetría de la nube electrónica
nube electrónica simétrica
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE (compartición por igual de los electrones)
Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia electrónica de electrones)
Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
F2 HF LiF
EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0
E. covalente E. iónico
Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y
F.
F : F : : ..
..
..
..
Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una
configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.
Pasos para escribir la estructura de Lewis
1. Elija un esqueleto razonable (simétrica) para la molécula.
a) El elemento menos electronegativo suele ser el elemento central, con excepción del H.
b) El elemento menos electronegativo suele ser el que necesita más electrones para llenar su octeto.
c) El Hidrógeno no suele ser átomo central.
d) Se distribuyen los átomos alrededor del átomo central de manera simétrica.
El hidrógeno no suele enlazarse al átomo central cuando existe Oxígeno.
No se pueden enlazar dos oxígenos juntos (excepto O3)
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2. Se calcula la regla del octeto
S = N – A
S = El número total de electrones compartidos en la molécula o ion.
N = El número de electrones en la capa externa (de valencia) que requieren todos los átomos de la molécula o ion para adquirir configuraciones de gas noble.
A= El número de electrones disponibles en las capas externas de todos los átomos
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a) Se calcula N (número de electrones necesarios)
Es la suma de cada átomo multiplicado por ocho.
Excepto: Hidrógeno por dos
Berilio por cuatro
Grupo III por seis
b) Se calcula A que es el número de electrones disponibles
Es la suma de los electrones disponibles en cada átomo. Se calcula multiplicando el número de átomos por el número de grupo.
Para iones con carga negativa, se suma al total el número de electrones disponibles la carga del anión.
Para iones con carga positiva, se resta el número de electrones disponibles la carga del catión.
c) Se calcula S (el número de electrones compartidos)
Se usa la relación S = N - A
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3. Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos, usando dobles y triples enlaces, en caso necesario.
Las estructuras pueden representarse mediante las fórmulas puntuales de Lewis o mediante guiones, y cada guión representa un par de electrones compartidos
4. Se colocan los electrones adicionales en el esqueleto como pares no compartidos (solitarios) para llenar el octeto de cada elemento. A excepción del hidrógeno que sólo puede compartir dos electrones). Se comprueba que el número total de electrones sea igual A.
Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
O C O
Paso 2- la regla del octeto
N= (8 x 1) + (8 x 2) = 24 e- C.V.
A= (4 x 1) + (6 x 2) = 16 e- disponibles
S= 24-16 = 8 e- compartidos
4 pares de electrones
O C O
Carga Formal
Nos permite dibujar la estructura de Lewis
más probable.
C.F. = número de - (número de + número total )
grupo enlaces electrones libres
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Reglas para escribir cargas formales
1. Para moléculas neutras, la suma de las cargas formales debe ser cero.
2. Para cationes, la suma de la carga formal debe ser igual a la carga positiva del ion.
3. Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa del ion.
4. Nos sirve para elegir la estructura de Lewis más adecuada al compuestos dado.
Para moléculas neutras se prefiere la estructura para la cual no haya cargas formales en vez de aquella que haya en la cual haya cargas formales.
Las estructuras con cargas formales grande (+2, +3 –2,-3 o más) son menos probables que pequeñas.
Al elegir estructuras que tengan distribuciones similares de cargas formales, la estructura más probable es aquella en la cual las c.f. negativas estén colocadas en los átomos más electronegativos
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Ejemplo O3
Atomo central.
c.f. = 6 - ( 3+2) = +1
Atomo de O terminal con
O = O
c.f. = 6 – (2+4) = 0
Atomo de O terminal O –
O
c.f. = 6 – (1+6)= -1
-1
+1
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Moleculas con número
de electrones impares
Octeto
Incompleto
Octeto
expandido
Excepciones a la
Regla del Octeto
Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla
del octeto, ya sea por defecto o por exceso. En el caso de trihidruo de boro, éste no llegar a completar su octeto por falta de electrones de
valencia, quedando su estructura de la siguiente manera:
Por el contrario, el pentacloruro de fósforo o el hexafluroruo de azufre tienen cinco y seis
enlaces con el átomo central, con un exceso de electrones debido a la existencia de los
niveles 3d vacíos, lo que da lugar a un octete expandido.
P: 1s2 2s22p63s1 3p3 3d1 S: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d2
Por último, en el enlace covalente coordinado el par de electrones lo suministra el
mismo átomo, como es el caso del H3O+ y del NH4
+.
También se producen algunos casos en los que el átomo central tiene un número impar
de electrones, como es el caso del monóxido de nitrógeno.
1. Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos por lo general < 3000C.
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
Teoría de repulsión de pares electrónicos
(RPECV) – Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en
cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace
dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se
determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre
los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central
En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de
electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.
Es una molécula donde los cuatro átomos de flúor están ligados a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:
Para que los cuatro pares de electrones del átomo central estén lo más apartados posible, el arreglo de éstos es tetraédrico. Las cuatro posiciones del tetraedro están ocupadas por flúor y la molécula tiene geometría tetraédrica(ángulo F–Si – F= 109.5°)
En el SiF6-2 los seis átomos
de flúor están unidos a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:
Para que los seis pares de electrones del átomo central estén lo más distanciados posible, el ordenamiento de estos es semejante a un octaedro, donde las seis posiciones están ocupadas por átomos de flúor. La geometría de la molécula es octaédrica
El SO2 es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de azufre. La estructura de Lewis es:
El mayor apartamiento entre los pares de electrones
correspondientes al doble enlace y a el par de electrones
no enlazante del átomo central corresponden a un
arreglo triangular. Dos de las posiciones del triángulo
son ocupadas por átomos de oxígeno , y la molécula
tiene una geometría angular, formando un ángulo O-S-O
menor que 120°
FORMULA GEOMETRIA MOLECULAR
MOMENTO DIPOLAR
AX Lineal Puede no ser cero
AX2 Lineal cero
Angular Puede no ser cero
AX3 Trigonal plana cero
Pirámide trigonal Puede no ser cero
Forma de T Puede no ser cero
AX4 Tetraédrica cero
Plano Cuadrada cero
Tijera Puede no ser cero
AX5 Bipirámide trigonal cero
Bipirámide base cuadrada
cero
AX6 Octaédrica cero
Teoría del Orbital molecular
La teoría del orbital molecular se interesa en estudiar en
cómo es el enlace en la molécula final. Ya que un enlace
se forma por solapamiento (fusión) de dos orbitales
atómicos, uno de cada átomo. Este solapamiento produce
un nuevo orbital llamado Orbital Molecular, que abraza a
los dos átomos.
La interacción de dos orbitales atómicos produce dos
clases de orbitales moleculares.
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Los enlaces simples son enlaces σ.
Un doble enlace consiste en un enlace σ y
un enlace π.
Un enlace triple consiste en un enlace σ y
dos enlaces π (un πz y un πy, si el triple
enlace se toma del eje x).
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Características de la T.O.M.
1. Los O.A. asociados con los átomos se combinan para dar un nuevo
grupo O.M. que han perdido su identidad original.
El número de O.M. formados es igual al número de O.A que
intervinieron en la combinación.
2. Una vez obtenidas los O.M. hay que disponerlos en orden de
energía creciente.
σ1s <σ*1s < σ2s < σ*2s < σ 2px < π 2py = 2pz < π *2py = π *2pz < * σ 2px
3. Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen en los O.M. disponibles de igual forma que los O.A.
a) Cada O.M. puede albergar un máximo de 2 electrones.
b) Los electrones se acomodan en el O.M. de menor energía disponible.
c) Se cumple la regla de Hund, cuando se tienen dos O.M. de igual energía se acomoda un electrón en cada uno de ellos.
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Esta teoría también nos proporciona información sobre el
orden de enlace u orden de unión.
Orden de enlace de un orbital = No. de e- de enlace – No.
de e- de antienlace / 2
El orden de unión u orden de enlace es un modo para
determinar la estabilidad de una molécula, una vez que
hemos llenado se diagrama energético con el número de
electrones correspondientes
Es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes.
Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han
propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo
de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas.
Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa que los
pierden fácilmente y se convierten en
iones positivos que se ordenan en el
espacio formando la red metálica.
Los electrones de valencia desprendidos
de los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a
través de toda la red. De este modo todo
el conjunto de los iones positivos del
metal queda unido mediante la nube de
electrones con carga negativa que los
envuelve y los electrones no pertenecen
a ningún átomo determinado.
Modelo de la nube electrónica
Modelo de enlace covalente deslocalizado.
Se puede considerar como un
caso especial de enlace
covalente.
Donde el número de electrones de valencia de los átomos es menor
que el de enlaces formados.
Por ejemplo, en los metales
alcalinos cada átomo de una celda está rodeado de otros 8
átomos situados en los vértices. El
átomo central aporta un electrón
mientras que los otros ocho átomos
aportan un electrón en total
porque pertenecen a ocho celdas,
formando un enlace deslocalizado.
Modelo de bandas
El modelo se basa en la teoría de los
orbitales moleculares.
Esta teoría mantiene que cuando
dos átomos enlazan, los orbitales de la
capa de valencia se combinan para formar
dos orbitales nuevos que pertenecen a
toda la molécula, uno que se denomina
enlazante (de menor energía) y otro
antienlazante (de mayor energía). Si se
combinasen 3 átomos se formarían 3
orbitales moleculares, con una diferencia
de energía entre ellos menor que en el
caso anterior. En general, cuando se
combinan N orbitales, de otros tantos
átomos, se obtienen N orbitales moleculares
de energía muy próxima entre sí,
constituyendo lo que se llama una "banda“.
Diagrama OM de molécula diatómica de H2
2 OA 2 OM
*1s
1s
orbital molecular antienlazante
orbital molecular enlazante
1s 1s
Diagrama de OM E
ne
rgía
Li4
Li6
Li8
Li10
Lix
…... Li2
*2s
2s
e
nla
za
nte
s
Para un número grande de átomos los
niveles desaparecen y en su lugar
aparecen bandas.
En los metales se forman dos
bandas. Una en la que se
encuentran los electrones de
la capa de valencia que se
denomina "banda de
valencia" y otra que se llama
"banda de conducción" que
es la primera capa vacía.
En los metales, la banda de valencia está llena o
parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia
energética entre la banda de valencia y la de conducción
es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la
banda de valencia está total o parcialmente llena, los
electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales
vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una
diferencia de potencial.
Sólidos Conductores
Un sólido semiconductor
Es el que teniendo una banda llena, presenta una banda vacía con una diferencia de energía muy pequeña (zona prohibida) y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica.
La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción.
Se presentan en aquellos metales o metaloides que tienen 4 electrones de valencia. Los elementos que tienen esta propiedad se encuentran entre los metales y no metales. Algunos ejemplos, son el Ge y el Si.
Un sólido aislante
En los aislantes la banda de valencia está completa y
la de conducción vacía; pero a diferencia de los
metales, no sólo no solapan sino que además hay una
importante diferencia de energía entre una y otra
(hay una zona prohibida) por lo que no pueden
producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir,
los electrones no gozan de la movilidad que tienen en
los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la
corriente eléctrica.
Se presentan en aquellos metales que tienen más de 4 electrones
de valencia.
Conductividad eléctrica Conductividad térmica Ductilidad Maleabilidad Elasticidad Dureza y densidad Brillo metálico y opacidad Estructuras cristalinas compactas: cúbica centrada en el espacio (cce), cúbica compacta (cc), hexagonal compacta (hc)
Características físicas de los metales
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AL GOLPEAR
LOS METALES
SE FORMAN
LÁMINAS
MALEABILIDAD EN LOS METALES
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AL ESTIRAR
UN METAL SE
FORMA UN
ALAMBRE
DUCTILIDAD EN LOS METALES
Los estados en los cuales se presenta la materia son una manifestación de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas.
Los principales fuerzas intermoleculares son: Dipolo-dipolo Ion dipolo, Fuerzas de Van der Waals Puentes de hidrógeno.
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Fuerzas de Van der Waals
Dipolos instantáneos.
El movimiento de los electrones en el orbital producen polarización no permanente.
Dipolos inducidos.
Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior.
- Fuerzas de London
- Fuerzas dipolo-dipolo
- Fuerzas por puentes de hidrógeno
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-Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay.
» Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido.
-Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan
mutuamente, como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y
también entre átomos como el helio o el neón
- El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones del átomo
adyacente. Esta atracción causa que la nube de electrones se
distorsione. En ese instante se forma una molécula polar, debido al
dipolo instantáneo que se forma.
» Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.
FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
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Las fuerzas de atracción dipolar operan entre dos o mas moléculas polares. Así la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ+) de una molécula y el extremo negativo (polo δ-) de otra.
Atracción Dipolo - dipolo
- +
Fuerzas dipolo-dipolo
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Enlaces de hidrógeno
- Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo.
- Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos de
fuerzas de Van der Waals son las más fuertes.
-El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un
elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se
hacen más importantes entre compuestos con F, O y N.
Enlaces por puentes de
hidrógeno entre moléculas de HF
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Punto de ebullición normal (K)
Masa molecular (u)
Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por
puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.
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Fuerzas ión-dipolo
-Interacción entre un ión (Na+ ó Cl-) y un
dipolo (una molécula dipolar =agua)
- Son las más fuertes de las fuerzas
intermoleculares
Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.