enlace quÍmico. g. lewis: los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más...
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ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
G. Lewis:G. Lewis:
Los átomos se combinan para alcanzar la Los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más estable.configuración electrónica más estable.
n sn s22pp66
Los átomos Los átomos químicamente químicamente combinados tienden a combinados tienden a ser isoelectrónicos con ser isoelectrónicos con un gas noble.un gas noble.
G. Lewis:G. Lewis:
Los átomos se combinan para alcanzar la Los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más estable.configuración electrónica más estable.
Los átomos sólo se combinan a través Los átomos sólo se combinan a través de los electrones de las capas más de los electrones de las capas más externas externas (electrones de valencia, e(electrones de valencia, eVV))..
Puntos de LewisPuntos de Lewis::
El número de eEl número de eVV por lo por lo general es idéntico al general es idéntico al número del grupo al número del grupo al cual pertenece el cual pertenece el elementoelemento
X..
..
: :: :
Enlace IónicoEnlace Iónico
Li + F Li+ + F
:
: :
Fuerza electrostática que mantiene Fuerza electrostática que mantiene unidos a cationes y aniones, estos unidos a cationes y aniones, estos enlaces dan origen a los enlaces dan origen a los compuesto compuesto iónicoiónico..
Enlace IónicoEnlace Iónico
1s1s22 2s 2s11 1s1s22 2s 2s22 2p 2p55 1s1s22 1s1s22 2s 2s22 2p 2p66
[He][He] [Ne][Ne]
Li + F Li+ + F
:
: :
Fuerza electrostática que mantiene Fuerza electrostática que mantiene unidos a cationes y aniones, estos unidos a cationes y aniones, estos enlaces dan origen a los enlaces dan origen a los compuesto compuesto iónicoiónico..
Durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio pierde su única valencia de electrones al cedérsela a
cloro.
resulta en
un ión de sodio cargado positivamente y un ión de
cloruro cargado negativamente.
Energía ReticularEnergía Reticular::
Energía necesaria para separar Energía necesaria para separar completamente un mol de compuesto completamente un mol de compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso.iónico en sus iones en estado gaseoso.
A mayor E.R., el sólido iónico será A mayor E.R., el sólido iónico será más estable.más estable.
Mg Alcanza Configuración Mg Alcanza Configuración de gas Noblede gas Noble
Energía ReticularEnergía Reticular::
2.. .. MgClMgCl RERE
La comparación de E.I. vs. A.E. La comparación de E.I. vs. A.E. ayuda a predecir la formación de ayuda a predecir la formación de compuestos iónicos.compuestos iónicos.
F F
Enlace CovalenteEnlace Covalente
F + F F F
:
: :
Dos electrones son compartidos por dos Dos electrones son compartidos por dos átomos, estos enlaces dan origen a los átomos, estos enlaces dan origen a los compuestos covalentescompuestos covalentes..
:
:
G. Lewis: G. Lewis: En los elementos En los elementos representativos, existe la tendencia a representativos, existe la tendencia a adquirir configuración de un gas noble.adquirir configuración de un gas noble.
: :
:F F
n n ss22 n n pp66 8 8 electroneselectrones
8 e8 eVV 8 e8 eVV
: :H O
H8 8 eeVV
2 e2 eVV 2 e2 eVV
Regla del Octeto: Regla del Octeto: Un átomo diferente a Un átomo diferente a hidrógeno, tiende a formar enlaces hasta hidrógeno, tiende a formar enlaces hasta que alcanza 8 eque alcanza 8 eVV..
Simple: Se comparte un par de eSimple: Se comparte un par de eVV..
Múltiples (Dobles o Triples): Se comparten dos Múltiples (Dobles o Triples): Se comparten dos
o tres pares del eo tres pares del eVV..
Coordinado: Uno de los elementos del enlace Coordinado: Uno de los elementos del enlace
entrega dos de sus eentrega dos de sus eVV para formar el enlace. para formar el enlace.
Tipos de Enlace CovalenteTipos de Enlace Covalente
Características.Características.- Longitud de Enlace: Simple > Doble > - Longitud de Enlace: Simple > Doble >
Triple.Triple.
- Energía de Enlace: Bajas < Medianas < - Energía de Enlace: Bajas < Medianas < Altas.Altas.
ElectronegatividadElectronegatividad::
:H F
E.N.H < E.N.F
H H
E.N.H = E.N.H
Enlace Covalente Enlace Covalente PolarPolar
Numero de Oxidación.Numero de Oxidación.
E.N.H : 2,1E.N.N : 3,0 H NH
....
H
+ 3 +
+
N.O.H : +1N.O.N : 3
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Reglas Estructura de LewisReglas Estructura de Lewis::
1.1. Átomo menos electronegativo al centroÁtomo menos electronegativo al centro
2.2. El elemento menos electronegativo ocupa la posición central, El elemento menos electronegativo ocupa la posición central, EXCEPTO el EXCEPTO el HIDROGENO y FLUOR (TERMINALES).HIDROGENO y FLUOR (TERMINALES).
3.3. Los átomos de oxígeno Los átomos de oxígeno NO SE ENLAZAN ENTRE SI, NO SE ENLAZAN ENTRE SI, excepto en las excepto en las moléculas de Omoléculas de O22 y O y O33..
4.4. Calcular el número total de electrones de valencia (sume un eCalcular el número total de electrones de valencia (sume un eVV adicional adicional
por cada carga negativa o reste un epor cada carga negativa o reste un eVV por cada carga positiva). por cada carga positiva).
5.5. Sobre el esqueleto dibujado, complete los octetos de los átomos enlazados Sobre el esqueleto dibujado, complete los octetos de los átomos enlazados al elemento central. Los electrones que no participan de un enlace al elemento central. Los electrones que no participan de un enlace covalente deben quedar como pares libres.covalente deben quedar como pares libres.
6.6. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre el átomo central y los que lo rodean.triples enlaces entre el átomo central y los que lo rodean.
Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas.Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 e- a todos los átomos diferentes de hidrógeno y 2e- al hidrógeno. Calcule el número total de electrones de enlace , que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia.Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones de enlace.Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos o libres, que es igual al número total de electrones de valencia menos el número de electrones de enlaceIdentifica el átomo central , es el menos electronegativo a excepción de hidrógeno que siempre es un átomo terminal ( solo se rodea por un máximo de 2 e- regla del dueto)
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen.Calcule las cargas formales de todos los átomos de las estructuras, dadas por:
Carga formal de átomo= Nº de valencia – Nº enlaces – Nº de electrones no compartidos
Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales:• º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya
cargas formales. • º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes
positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas.
• º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa.
• º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto.
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Reglas Estructura de LewisReglas Estructura de Lewis::
Ejemplo: NF3
NF
F
F NF
F
F
N: N: 2s2s222p2p33 5e 5eVV
F: F: 2s2s222p2p55 7e 7eVV
eeV TotalesV Totales = 5 + (3x7) = 26 e = 5 + (3x7) = 26 eVV
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Reglas Estructura de LewisReglas Estructura de Lewis::
Ejemplo: CO32–
CO
O
O
C: C: 2s2s222p2p22 4e 4eVV
O: O: 2s2s222p2p44 6e 6eVV
eeV TotalesV Totales = 4 + (3x6) + 2 = 24 e = 4 + (3x6) + 2 = 24 eVV
CO
O
O CO
O
O
CO
O
O2-
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Carga Formal (C.F.)Carga Formal (C.F.): Diferencia entre los e: Diferencia entre los eVV de un de un átomo aislado y el número de electrones átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de asignados a ese átomo en una estructura de Lewis.Lewis.
C.F.= (nº eC.F.= (nº e átomo libre) átomo libre) (nº total de e (nº total de e no enlazados) no enlazados) ½(½(nº total de enº total de e enlazantes enlazantes))
C.F.C.F.H H = (1) = (1) (0) (0) ½(½(22) = 0) = 0C.F.C.F.S S = (6) = (6) (0) (0) ½(½(1212) = 0) = 0C.F.C.F.O1O1= (6) = (6) (4) (4) ½(½(44) = ) = 00C.F.C.F.O2O2= (6) = (6) (4) (4) ½(½(44) = 0) = 0
S
O
O
O OH H
1
2
Estructura de Lewis y Carga Formal Estructura de Lewis y Carga Formal ::
Carga Formal (C.F.)Carga Formal (C.F.): Diferencia entre los e: Diferencia entre los eVV de un de un átomo aislado y el número de electrones átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de asignados a ese átomo en una estructura de Lewis.Lewis.
C.F.= (nº eC.F.= (nº e átomo libre) átomo libre) (nº total de e (nº total de e no enlazados) no enlazados) ½(½(nº total de enº total de e enlazantes enlazantes))
C.F.C.F.H H = (1) = (1) (0) (0) ½(½(22) = 0) = 0C.F.C.F.S S = (6) = (6) (0) (0) ½(½(1212) = 0) = 0C.F.C.F.O1O1= (6) = (6) ( (66) ) ½(½(22) = ) = -1-1C.F.C.F.O2O2= (6) = (6) (4) (4) ½(½(44) = 0) = 0
S
O
O
O O
1
2
CARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWISCARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWIS
Carga Formal de un átomo: es la diferencia entre los electrones de valencia y el N° de electrones asignados en la estructura de Lewis
Carga formal de un átomo en una
estructura de Lewis
N° total de
electrones de valencia del átomo libre
N° total de electrones no
enlazados 2
1 N° total de electrones enlazantes
OOOEj: O3
OOO
Cargas formales:Cargas formales:
1)6(21
26 central O de Átomo
0)4(21
46 terminalOO de Átomo
1)2(21
66 terminalOO de Átomo
OOO
CARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWISCARGA FORMAL Y ESTRUCTURA DE LEWIS
Más de una estructura Lewis para una molécula
-En Moléculas neutras es preferible la estructura que no tiene cargas formales.
-Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes son menos probables. (2, 3).
-Si dos estructuras tiene las mismas cargas formales, las cargas negativas deben ubicarse en átomos más electronegatuvos.
OCH
H
OCH HEj: CH2O
CONCEPTO DE RESONANCIACONCEPTO DE RESONANCIA
OOO OOO
Estructura de Resonancia: empleo de dos o más estructuras de Lewis para representar una molécula en particular. Pero ninguna representa
REALMENTE la molécula.
OOO
Ej: CO32- OCO
O
OCO
O
OCO
O
OCO
O
CC
CC
C
C
H
H
HH
H
H CC
CC
C
C
H
H
HH
H
H
CONCEPTO DE RESONANCIACONCEPTO DE RESONANCIA
BENCENO (C6H6):
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
OCTETO INCOMPLETO:
HBeH
En general todos los elementos del grupo 3A (B, Al)
F••
••
••
F
F
B••
••
••
••
••
••
Trifluoruro de Boro, BFTrifluoruro de Boro, BF33Trifluoruro de Boro, BFTrifluoruro de Boro, BF33
F••
••
••
F
F
B••
••
••
••
••
••
Que pasa si formamos un doble enlace B=F Que pasa si formamos un doble enlace B=F para satisfacer el octeto de B?para satisfacer el octeto de B?
F••
••
••
F
F
B••
••
••
••
••
+
-
OCTETO EXPANDIDO:
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
FS
FF
F F F
Ej: PF5
¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un ¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un molécula?molécula?
GEOMETRÍA MOLECULARGEOMETRÍA MOLECULAR
Distribución Tridimensional de los átomos en una moléculaDistribución Tridimensional de los átomos en una molécula
Influencia en las propiedades físicas y químicas: Influencia en las propiedades físicas y químicas:
Punto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividadPunto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividad
GEOMETRÍA MOLECULARGEOMETRÍA MOLECULAR
MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
““RPECV”RPECV”
LAS MOLÉCULAS ADOPTAN LA FORMA QUE MINIMIZA LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES
ATOMO CENTRALATOMO CENTRAL
CON TODOS LOS PARES DE CON TODOS LOS PARES DE ELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
FORMAFORMAGEOMETRICAGEOMETRICA
EJEMPLO EJEMPLO
BeCl2
LINEALLINEAL2 0
Be ClCl
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
EJEMPLOEJEMPLO
BF3
3 0 TRIGONAL PLANATRIGONAL PLANA
B
F
F F
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
CH4
4 0 TETRAÉDRICATETRAÉDRICA
EJEMPLOEJEMPLO
C
H
H H
H
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
PCl5
5 0 BIPIRAMIDAL BIPIRAMIDAL TRIGONALTRIGONAL
EJEMPLOEJEMPLO
P
Cl
Cl
ClCl
Cl
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
SF6
5 0 OCTAÉDRICAOCTAÉDRICA
S
F
F
F
F
F
F
EJEMPLOEJEMPLO
ATOMO CENTRALATOMO CENTRAL
CON PARES DE CON PARES DE ELECTRONES ELECTRONES
ENLAZANTES Y NO ENLAZANTES Y NO ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
2 1
SO2
ANGULARANGULAR
EJEMPLOEJEMPLO
S OO
<120<120Electrones
No enlazantes
3 1
NH3
PIRAMIDAL BASE PIRAMIDAL BASE TRIANGULARTRIANGULAR
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
EJEMPLOEJEMPLO
NH H
H
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR
2 2
H2O
ANGULARANGULAR
EJEMPLOEJEMPLO
H O H
OH H
4 1 SF4TETRAEDRO TETRAEDRO DISTORSIONADODISTORSIONADO
116116
186186 180180 >90>90
120120
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
FORMAFORMAGEOMETRICAGEOMETRICA
EJEMPLO EJEMPLO
SF
F
F
F
2 3 I3-
LINEALLINEAL
120120
9090
PARES DEPARES DEELECTRONES ELECTRONES ENLAZANTESENLAZANTES
PARES DEPARES DEELECTRONES NO ELECTRONES NO
ENLAZANTES ENLAZANTES
FORMAFORMAGEOMETRICAGEOMETRICA
EJEMPLO EJEMPLO
I
I
I
-
5 Pares de electrones
6 Pares de electrones
CONSECUENCIA DE LA GEOMETRÍA MOLECULARCONSECUENCIA DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR
POLARIDAD DE UNA MOLECULA (MOMENTOS DIPOLO)POLARIDAD DE UNA MOLECULA (MOMENTOS DIPOLO)
Electronegatividad: Capacidad de una átomo para atraer los electrones en un enlace químico.
Elementos
representativosGases Nobles
AumentaAumenta
Au
me
nta
Au
me
nta
POLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICOPOLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICO
H ClH Cl+ -
Electronegatividades (EN):
Si (EN) 2.0 Enlace Iónico
H Cl
Si (EN) < 2.0 Enlace Covalente polar
Si (EN) = 0 Enlace Covalente apolar
Ejemplo:Ejemplo:
Na ClCl =3.0
Na =0.9
Cl =3.0
Cl =3.0Cl Cl
NaNa++ClCl--
Cl ClCl Cl
Cl =3.0
H =2.1
Especie Enlace
POLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICOPOLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICO
POLARIDAD DE UNA MOLÉCULAPOLARIDAD DE UNA MOLÉCULA
Requerimientos:Requerimientos:
Conocer :Conocer :
1. La polaridad de los enlaces de la molécula1. La polaridad de los enlaces de la molécula
2. La geometría Molecular2. La geometría Molecular
POLARIDADPOLARIDAD
ENLACEENLACE
MOLECULA
Electronegatividad de los Electronegatividad de los átomos involucradosátomos involucrados
Forma Forma Geométrica Geométrica
POLARIDAD DE LAS MOLÉCULASPOLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS
Ejemplos: Ejemplos:
COCO22
C OOEN: O > C
Forma geométrica: “LINEAL”
MOLÉCULA APOLAR
MOLÉCULA POLAR
HH22OO
EN: O > H
Forma geométrica: “ANGULAR”
NHNH33
EN: N > H
Forma geométrica: “PIRAMIDAL BASE
TRIANGULAR”
POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAPOLARIDAD DE LAS MOLÉCULA
POLAR
BFBF33
EN: F > B
Forma geométrica: “TRIGONAL PLANA”
APOLAR
CClCCl44
EN: Cl > C
Forma geométrica: “TETRAÉDRICA”
APOLAR
POLAR
CHCH33ClCl
EN: Cl > C C > H
Forma geométrica: “TETRAÉDRICA”
-
++
CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULACONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA
Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargadaInteracción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada
Dipolo del agua