quimica 3
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a.- Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.b.- Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas
iónicas.c.- Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.d.- Polaridad de los enlaces y electronegatividad. Momentos dipolares.e.- Moléculas y fórmulas químicasf.- Nomenclatura
- Forma de unión entre dos o más átomos.•Para que exista un enlace, necesariamente tiene que existir una gran estabilidad en el compuesto que se ha formado.
- Fuerza que tiende a la formación de conglomerados de átomos o compuestos.•Enlace es la fuerza que existe entre dos átomos, cualquiera sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones. De esta forma adquieren ambos una configuración electrónica estable, la que correspondería a un gas noble.
� Los gases noblesgases nobles no se combinan. Contienen 8 electrones en su capa de valencia. 8 e- = mayor estabilidad
� Los otros elementos deben combinarse para ser isoelectrónicos con los gases nobles, ganan, pierden o comparten e- tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles mas cercanos en la tabla periódica.
Combinación de elementos
Regla del octetoRegla del octeto: Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia.
(símbolos de electrón-punto):
Son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de un átomo. Consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia.
Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlace químico.
1 1ns1
2 2ns2
13 3ns2np1
14 4ns2np2
15 5ns2np3
16 6ns2np4
17 7ns2np5
Grupo # de valenciaconfiguración e-
Símbolos de puntos de Lewis
El número de electrones de valencia es el mismo que el número del grupo en que está el elemento en la tabla periódica.
Parámetros a considerar en una estructura de Lewis
1. Escribe el número total de electrones de valencia.2. Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.3. Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.
CARGA FORMAL1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que seencuentran.2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace.La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis.
ESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLESESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLES
1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mostrando qué átomos están unidos entre sí. Ponga el elemento menos electronegativo en el centro.
2. Cuente el número total de electrones de valencia. Agregue 1 para cada carga negativa. Reste 1 para cada carga positiva.
3. Complete un octeto para todos los átomos excepto el hidrógeno.
4. Si la estructura contiene demasiados electrones, forme enlaces dobles y triples en el átomo central como necesite.
Escritura de las estructuras de Lewis
Carga formal y estructura de Lewis1. Para las moléculas neutras, una estructura de Lewis en
que no hay cargas formales es preferible a una en que las cargas formales están presentes.
2. La estructura de Lewis con cargas formales grandes es menos probable que aquéllas con cargas formales pequeñas.
3. Entre las estructuras de Lewis que tienen distribuciones similares de cargas formales, la estructura más probable es la que las cargas formales negativas se ponen en los átomos más electronegativos.
¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para CH2O?
H C O H-1 +1 H
C OH
0 0
Una estructura de resonancia es una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis.
O O O+ -
OOO+-
O C O
O
- - O C O
O
-
-
OCO
O
-
-
¿Cuáles son las estructuras de resonancia del ion carbonato (CO3
2-)?
Excepciones a la regla del octeto
El octeto incompleto
H HBeBe – 2e-
2H – 2x1e-
4e-BeH2
BF3
B – 3e-
3F – 3x7e-
24e-
F B F
F
3 enlace sencillo (3x2) = 6 9 pares libres (9x2) = 18
Total = 24
Excepciones a la regla del octeto
Moléculas con electrón impar
N – 5e-
O – 6e-
11e-NO N O
El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2)
SF6
S – 6e-
6F – 42e-
48e-S
F
F
F
FF
F
6 enlace sencillo (6x2) = 1218 pares libres (18x2) = 36
Total = 48
Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3).
Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro
F N F
F
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) yF - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y completelos octetos en los átomos N y F.
Paso 4 - Verifique, ¿son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro
O C O
O
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) yO - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e-
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y completelos octetos en los átomos C y O.
Paso 4 - Verifique, son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de
valenciaPaso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e- 2 enlace sencillos (2x2)
= 4 1 enlace doble = 48 pares libres (8x2) = 16
Total = 24
Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído (CH2O)
H C O HH
C OH
La carga formal de un átomo es la diferencia entre el número de electrones de valencia en un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis.
carga formal en un átomoen unaestructura de Lewis
=12
número total de electronesde enlace( )
número total de electrones de valencia en el átomo libre
-número total de electronesno enlazados
-
La suma de las cargas formales de los átomos en una molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.
H C O HC – 4 e-
O – 6 e-
2H – 2x1 e-
12 e-
2 enlace sencillo (2x2) = 4 1 enlace doble = 4
2 pares libres (2x2) = 4Total = 12
carga formal en C = 4 -2 -½ x 6 = -1
carga formal en O = 6 -2 -½ x 6 = +1
carga formal en un átomoen unaestructura de Lewis
=12
número total de electronesde enlace( )
número total de electronesde valencia en el átomo libre
-número total de electronesno enlazados
-
-1 +1
C – 4 e-
O – 6 e-
2H – 2x1 e-
12 e-
2 enlace sencillo (2x2) = 4 1 enlace doble = 4
2 pares libres (2x2) = 4Total = 12
HC O
H
carga formal en C = 4 -0 -½ x 8 = 0
carga formal en O = 6 -4 -½ x 4 = 0
carga formal en un átomoen unaestructura de Lewis
=12
número total de electronesde enlace( )
número total de electronesde valencia en el átomo libre
-número total de electronesno enlazados
-
0 0
� ENLACE IONICOENLACE IONICO� ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE�� ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO
� Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o mas electrones de un átomo a otro.� Se forma al combinarse un metal y un no-metal (donde existe gran diferencia de electronegatividad, superior a 1.7). El metal cede los electrones y el no-metal los capta.�Induce a la formación de redes cristalinas (estructuras tridminensionales ordenadas)
Fuerza electrostática que existe entre iones de carga opuesta.
• Es la unión que se realiza entre elementos cargados eléctricamente, es decir, con cargas opuestas (recordemos que los polos opuestos se atraen).
• Este tipo de enlace ocurre generalmente entre metales y no metales.
• En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones completamente, pudiendo ser uno o más electrones los que se transfieren.
• En este proceso de transferencia de electrones se forman iones. El átomo que pierde electrones queda cargado positivamente y se llama catión. El átomo que gana electrones queda cargado negativamente y se llama anión.
• Ambos iones adquieren la configuración de un gas noble.
• el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones en su último nivel.
Ejemplo
ClNa + -
• El Na entrega un electrón (el de su último nivel) al Cl, transformándose en el catión Na+.
• El Cl acepta este electrón, transformándose en el anión Cl-.
• Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en su último nivel. Es decir, adquirieron la configuración electrónica de un gas noble.
Enlace iónico
• dos elementos peligrosos en su estado puro (el Na es un metal corrosivo y el Cl es un gas venenoso), al combinarse forman un compuesto que nosotros usamos diariamente en nuestras comidas: la sal.
Na Cl NaCl
+ =
Reacción entre sodio y bromo
Na(s) Br2(l) NaBr(l)
Li + F Li + F -
El enlace iónico
1s22s11s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
F -Li+ + Li+ F -
Ejemplos:
Estructurasde Lewis
Ambos iones alcanzan la configuración electrónica del gas noble mas cercano
Conductividad eléctrica y movilidad iónica
Compuesto iónico sólido
Compuesto iónico fundido
Compuesto iónico disuelto en agua
Enlace en que dos átomos comparten electrones
Ejemplo: Interacción de los elementos no metálicos entre sí: H2, Cl2
� Lo forman dos no-metales con valores deelectronegatividades parecidos.
� La compartición de los electrones produce “la unión” de ambos átomos.
� Los átomos quedan isoelectrónicos con el gas noble más cercano.
• En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones.
• Se da entre no metales -o sea, elementos que tienen electronegatividades similares- y entre no metales y el hidrógeno.
• En este tipo de enlace no se forman iones.
• Al compartir los electrones, comparten la estabilidad que correspondería a un gas noble.
• Existen dos tipos de enlaces covalentes.– Enlace covalente normal.– Enlace covalente coordinado.
Enlace covalente
• En este tipo de enlace cada uno de los elementos aporta con un electrón al par que forma el enlace.
• Al ser elementos semejantes, son atraídos por sus núcleos en forma simultánea, formando el enlace.
• Este tipo de unión es muy fuerte.
Enlace covalente normal
• Ejemplo: el gas Cloro.• Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para
así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar.
EjemploEjemplo
ClCl ClCl
• En este tipo de enlace también se “comparte” una pareja de electrones.
• Pero la gran diferencia es que esta pareja proviene de tan solo uno de los átomos que forman el enlace.
• El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donante y el átomo que los recibe aceptor.
Enlace covalente coordinado
• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O.
S OO SO
Ejemplo
Estructurasde Lewis
Un enlace covalente es un enlace en el que dos o máselectrones son compartidos por dos átomos.
¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estructura de Lewis del F2
pares librespares libres
pares librespares libres
enlace covalente sencillo
enlace covalente sencillo
8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estructura de Lewis del agua
Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
enlace covalente sencillo
O C O o O C O
8e- 8e-8e-
enlace dobleenlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
N N8e-8e-
N N
enlace tripleenlace triple
o
Enlace covalente coordinado o dativo:Enlace covalente coordinado o dativo:El par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.Ejemplo: ión amonio NH4
+
+
+
FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE EN EL H2
El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de enlace.
H2 (g) H (g) + H (g) ∆H0 = 436.4 kJ
Cl2 (g) Cl (g)+ Cl (g) ∆H0 = 242.7 kJ
HCl (g) H (g) + Cl (g) ∆H0 = 431.9 kJ
O2 (g) O (g) + O (g) ∆H0 = 498.7 kJ O O
N2 (g) N (g) + N (g) ∆H0 = 941.4 kJ N N
Energía de enlace
Energías de enlace
Enlace sencillo < Doble enlace < Triple enlace
Energía reticular (E) aumenta como Q aumenta
y/ocomo r disminuye.
cmpd Energía reticular MgF2
MgO
LiFLiCl
29573938
1036853
Q= +2,-1Q= +2,-2
r F < r Cl
Energía electrostática (reticular)
E = kQ+Q-r
Q+ es la carga en el catiónQ- es la carga en el aniónr es la distancia entre los iones
Energía reticular (E) es la energía requerida para separarcompletamente un mol de un compuesto iónico sólido en susiones gaseosos.
Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares
∆Hglobal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5o ooooo
global
116C≡≡≡≡N
138C====N
143C-N120C≡≡≡≡C
133C====C
154C-C
Longitudde enlace
(pm)
Tipo de enlace
Longitud de enlace covalente
Longitudes de enlaceTriple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo
Comparación de compuestos covalentes y iónicos
H F FH
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.
región ricadel electrónregión pobre
del electrón e- ricae- pobre
δ+ δ-
9.5
Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
Afinidad electrónica medible, Cl es más alta
Electronegatividad relativa, F es más alta
X (g) + e- X-(g)
Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcialde e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia Tipo de enlace
0 Covalente≥ 2 Iónico
0 < y <2 Covalente polar
Electronegatividad de los elementos comunes
Aumento de electronegatividad
Aum
ento
de e
lect
rone
gativ
idad
Clasifique los enlaces compuestos siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2.
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente
�Se originan en el movimiento azaroso de los electrones de valencia entre los espacios que posee una matriz ordenada de iones positivos.
� Los electrones de valencia son en común para todos los átomos
Atracción eléctrica entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados entre los iones.
• Este tipo de enlace ocurre entre átomos de metales.
• Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su último nivel.
• Estos átomos pierden fácilmente estos electrones.• Estos electrones forman una nube electrónica que
está débilmente unida al núcleo.• La unión de estos átomos tiene la forma de una red
cristalina.• Esta nube tiene una gran movilidad.• Lo que nos lleva a que el enlace metálico es
deslocalizado.• Esto explicaría algunas características de los
metales.
• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.• En donde su único electrón está enlazado
deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.
Ejemplo
Los electrones se mueven libremente en todas direcciones de modo deslocalizado
Propiedades de los metales
El metal es deformado
La razón de la deformación de los metales
Momentos dipolares y moléculas polares
H F
Región rica delelectrónRegión pobre del
electrón
δ+ δ−
µ = Q x rQ es la cargar es la distancia entre las cargas1 D = 3.36 x 10-30 C m
Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolarresultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4
O HHmomento dipolarmolécula dipolar
SO O
CO O
momento no dipolarmolécula no dipolar
momento dipolarmolécula dipolar
C
H
H
HH
Momento no dipolarMolécula no dipolar
Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
moléculas polaresMolécula Geometría Momento dipolar (D)
LinealLinealLinealAngularAngularPiramidalAngular
Dipolos (moléculas polares) y microondas
Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas
H2O (g) H (g)+ OH (g) ∆H0 = 502 kJ
OH (g) H (g)+ O (g) ∆H0 = 427 kJ
energía de enlace promedio OH = 502 + 427
2= 464 kJ
Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción
∆H0 = energía total proporcionada – energía total liberada= ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)
Imagine que la reacción procede rompiendo todos los enlaces en los reactivos y entonces se usan los átomos gaseosos para formar todos los enlaces en los productos.
Use la energía de enlaces para calcular el cambio deentalpía para:
∆H0 = ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)
Tipo de enlaces quese rompen
Número de enlaces quese rompen
Energía de enlace
(kJ/mol)
Cambio de energía (kJ)
H H 1 436.4 436.4F F 1 156.9 156.9Tipo de enlaces
formados
Número de enlaces
formados
Energía de enlace
(kJ/mol)
Cambio de energía(kJ)
H F 2 568.2 1136.4
∆H0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ
H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)