enlace quÍmico. g. lewis: los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más...

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)


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.




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



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-


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


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




GEOMETRÍA GEOMETRÍA MOLECULAR MOLECULAR

EJEMPLOEJEMPLO

BF3

3 0 TRIGONAL PLANATRIGONAL PLANA

B

F

F F





CH4

4 0 TETRAÉDRICATETRAÉDRICA

EJEMPLOEJEMPLO

C

H

H H

H





PCl5

5 0 BIPIRAMIDAL BIPIRAMIDAL TRIGONALTRIGONAL

EJEMPLOEJEMPLO

P

Cl

Cl

ClCl

Cl





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





2 1

SO2

ANGULARANGULAR

EJEMPLOEJEMPLO

S OO

<120<120Electrones

No enlazantes

3 1

NH3

PIRAMIDAL BASE PIRAMIDAL BASE TRIANGULARTRIANGULAR





EJEMPLOEJEMPLO

NH H

H





2 2

H2O

ANGULARANGULAR

EJEMPLOEJEMPLO

H O H

OH H

4 1 SF4TETRAEDRO TETRAEDRO DISTORSIONADODISTORSIONADO

116116

186186 180180 >90>90

120120





EJEMPLO EJEMPLO

SF

F

F

F

2 3 I3-

LINEALLINEAL

120120

9090





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

enlace quÍmico. g. lewis: los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más...

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