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Química general Primera Unidad:

LA QUÍMICA UNA CIENCIA BÁSICA

Describe los fundamentos de la formación de enlace iónicos y covalentes y su relación con la polaridad de

las moléculas resultantes.

Mg. Emilio Ponce Caro

Enlace químico

Sólo los gases nobles y los metales en estado de

vapor se presentan en la naturaleza como átomos

aislados, en la mayoría de los materiales que nos

rodean los elementos están unidos por enlaces

químicos.

Enlace químico

Un enlace químico es la unión de dos o más átomos

con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de

parecerse al gas noble más cercano.

Para la mayoría de los elementos se trata de completar

ocho electrones en su último nivel.

Enlace químico: Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos

dentro de una molécula.

Enlace químico

Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los

elementos que conforman un compuesto, se explican

por la interacción de los electrones que ocupan los

orbitales más exteriores de ellos (electrones de

valencia).

Enlace químico

Ejemplo:

Para el cloro Z = 17 se tiene: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Como es un elemento de alta

electronegatividad, es posible que aloje un

electrón en 3p5, alcanzando una configuración

electrónica semejante al argón (18Ar), como el

anión Cl-.

Enlace químico

Ejemplo:

El litio de Z = 3 se tiene: 1s2 2s1

Como es un elemento de baja electronegatividad,

es posible que entregue el electrón de 2s1,

alcanzando una configuración electrónica

semejante al helio (2He ), como el catión Li+.

Enlace químico: Símbolos de Lewis

En 1916, Lewis, elaboró un sistema de notación para

representar los electrones de valencia de cada átomo con

puntos o cruces alrededor del símbolo químico del elemento.

Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno (O) Z = 8

es: 1s2 2s2 2p4 ¿Cuántos electrones de valencia hay?


Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno Z = 8 es: 1s2 2s2 2p4 6 electrones de valencia

Así, por ejemplo, la formación de la molécula diatómica de oxígeno se expresa de la siguiente forma según la notación de Lewis:

Enlace químico: Símbolos de Lewis La participación de los electrones de valencia en la formación de

un compuesto como la sal puede ser representada en el siguiente esquema:

a. Diagramas atómicos:

b. Configuración electrónica:

1s2 2s2 2p6 3s1 + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

c. Notación de Lewis:


Aplicando la notación de Lewis, se obtiene la siguiente tabla

resumen:

Electrones de valencia

Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18

e- Valencia 1 2 3 4 5 6 7 8

Valencia 1 2 3 4 3 2 1 0

Lewis

Li ·

· Be ·

·

· B ·

·

· C ·

·

·

: N ·

·

·

: O :

·

· ·

: F :

·

· ·

: Ne :

· ·

ns2p1 ns2p2 ns2p3 ns2p4 ns2p5 ns2p6 ns2 ns1

Para los grupos 15 -17 (N - F),

electrones de valencia ≠ a los electrones

que forman enlaces.

• Para los grupos 1-2 y 13-14 (Li - C),

electrones de valencia = a los electrones

que forman enlaces.

Enlace químico: Símbolos de Lewis A partir de lo anterior surge la regla del octeto, que dice:

“Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben,

ceden o comparten electrones, de modo que el último

nivel de energía de cada átomo contenga ocho

electrones, adquiriendo la configuración electrónica del

gas noble más cercano en la Tabla periódica”.

Representación de las estructuras de Lewis

a) Identificar los átomos centrales y terminales.

• El átomo de hidrógeno es siempre terminal.

• Los átomos centrales son generalmente los de menor

electronegatividad (No considerar al H).

• El átomo de carbono es siempre central.

Representación de las estructuras de Lewis

b) Determinar del número total de electrones de valencia

c) Dibujar la estructura

d) Agregar los electrones hasta completar el octeto en cada elemento

Ejemplo 1

Escribir la estructura de Lewis del Amoniaco, NH3

Paso 2: Contar el número total de e- de valencia:

H = 1 y N = 5

Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones

Paso 3: Dibujar la estructura posible

Paso 4: Agregar los e- faltantes

H H

H

N

H ••

H

H

Paso 1: Identificar el átomo central N

N

Electrones de valencia

Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18

e- Valencia 1 2 3 4 5 6 7 8

Valencia 1 2 3 4 3 2 1 0

Lewis

Li ·

· Be ·

·

· B ·

·

· C ·

·

·

: N ·

·

·

: O :

·

· ·

: F :

·

· ·

: Ne :

· ·

ns2p1 ns2p2 ns2p3 ns2p4 ns2p5 ns2p6 ns2 ns1

Para los grupos 15 -17 (N - F),

electrones de valencia ≠ a los electrones

que forman enlaces.

• Para los grupos 1-2 y 13-14 (Li - C),

electrones de valencia = a los electrones

que forman enlaces.

Electronegatividad

Ejemplo:

Escribir la estructura de Lewis del CO2



Paso 1: Identificar el átomo central C

Ejemplo:

Escribir la estructura de Lewis del CO2


C = 4 2 x O = 2 x 6 = 16


Paso 1: Identificar el átomo central C

O OC

Ejemplo:

Paso 4: Agregar los e- faltantes

••O OC

•• ••

••••••

Dibuje un octeto sobre el C, formar dobles enlaces Paso 5:

••O OC

•• ••

••••••

••O OC

•• ••

••

Ejercicio:

Escriba la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:

NaCl

BaCl2

H2O

Na2S

BaS

AlF3

Ejercicios:

Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:

Excepciones a la regla del octeto 1.- Moléculas número impar de electrones

2.- Moléculas con un átomo con un octeto incompleto

3.- Moléculas con un átomo con un octeto expandido

N=O

.. ..

.. .

Nitric Oxide

1.- Moléculas número impar de electrones

Excepciones a la regla del octeto

2. Octetos incompletos

F

B F

F

..

..

..

..

: :

:

: :

H - Cl ..

.. :

Excepciones a la regla del octeto 2. Octetos incompletos

Trifluoruro de boro BF3

Total de electrones (3*7) + 3 = 24


2. Octetos incompletos BF3

B no tiene capacidad de atraer los electrones por la diferencia de

electronegatividad


3. Octetos expandidos.

Cl F

Cl F F

Cl P S

Cl F F

Cl F

10 electrones! 12 electrones!

Fósforo [Ne] 3s2 3p3

Azufre [Ne] 3s2 3p4

Xenon [Ne] 3s2 3p6


Las excepciones más comunes son:

Be, B, P, S y Xe.

BF3

SF4

Be: 4

B: 6

P: 8 ó 10

S: 8, 10 ó 12

Xe: 8, 10 ó 12

Enlace químico: Símbolos de Lewis Excepciones:

Los átomos de los elementos de tamaño pequeño (H, Li y

Be) cuando establecen enlaces tienden a completar su

último nivel de energía con dos electrones, alcanzando la

configuración electrónica del helio, condición conocida

como regla del dueto.

Enlace químico

• Se define como la fuerza que mantiene unidos a los

átomos en un compuesto y se clasifica como se

muestra en el esquema:

Enlace químico

En 1916, Lewis y Kossel, establecieron que: un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.

Enlace químico Ejemplo:

Flúor es el elemento más electronegativo del sistema periódico, ¿Cuál

será su tendencia? .

Z=9: 1s2 2s2 2p5

Químicamente, el flúor se combinará con un elemento que ceda con facilidad

su electrón, entre ellos se encuentran los metales.

Ejemplo, el sodio (Na).

Z=11: 1s2 2s2 2p63s1

A partir de ese intercambio electrónico se forma el fluoruro de sodio, NaF.

10Ne

Enlace iónico o electrovalente • Se forma cuando los átomos participantes presentan una

diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual o mayor a 1,7.

– Se produce una transferencia de uno o varios e- desde el

átomo de menor al de mayor electronegatividad.

– Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de

metales y no metales, los electrones son atraídos con más

fuerza por los no metales, que se transforman en iones con

carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones

con carga positiva.

Elementos que forman enlace iónico

• Elementos con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7

Enlace iónico o electrovalente


• Ejemplo: Unión del sodio y el cloro.

– El sodio (Na) presenta la configuración electrónica

1s2 2s2 2p6 3s1 y una electronegatividad de 0,9.

– El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2

2s2 2p6 3s2 3p5 y una electronegatividad de 3,0.

• El Na cederá un electrón, y el Cl lo recibirá,


Ba •

• O • ••

• ••

•• O •• ••

••

Ba 2+ 2-

Mg •

•

Cl • ••

•• ••

Cl • ••

••

••

•• Cl •• ••

••

Mg 2+ -

2

BaO

MgCl2

Transferencia completa de uno o más electrones de valencia

Elementos que forman enlace iónico

• Metales del grupo I, II A, y de transición con no metales del

grupo VI y VII A de la tabla periódica

Enlace íónico

Enlace Iónico

• Propiedades de un enlace iónico – Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características

especiales:

– Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.

– La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.

– La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.

– Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

– Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

Enlace covalente •En un enlace covalente, los átomos comparten dos

o más electrones.

•Los átomos participantes tienen diferencias de

electronegatividades igual o superior a cero y menor

a 1,7.

Tipos de enlaces covalentes a) Enlace simple: comparten un par de electrones

b) Enlace doble: comparten dos pares de electrones

c) Enlace triple: compartes tres pares de electrones

O H H O H H o

Enlaces simples

H2O

O C O o O C O

Enlaces dobles

N N N N

Enlaces triples

o

CO2

N2

Tipos de enlaces covalentes

• Enlace covalente apolar

– Se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual a cero.

– Generalmente, da origen a moléculas homoatómicas (dos átomos idénticos)

– Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual.

– H2; O2, N2; F2; Br2, y I2.



– Ejemplo:



– Importante:

• Existen moléculas diatómicas homonucleares que

tienen una diferencia muy baja de electronegatividad

las cuales también clasifican como no polares.

• Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2)

es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo

tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente polar

– Se forma cuando la diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7

– Origina compuestos covalentes diatómicos (2) poliatómicas (3 o +) siendo el átomo central generalmente menos electronegativo y con mayor capacidad de formar enlaces.

– Si los átomos son no metales pero distintos (NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar.


• Enlace covalente polar

– Ejemplo:

Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente coordinado o dativo

– Se presenta cuando un mismo átomo aporta el

par electrónico.

– Se presenta cuando un átomo no metálico

comparte un par de electrones con otros átomos.


– Para que se presente este tipo de enlace, se

requiere que el átomo dador tenga un par de

electrones libres en un orbital exterior y el átomo

aceptor tenga capacidad para recibir ese par de

electrones en su última capa de valencia.

– Este enlace tiene igual longitud y energía que otro

enlace igual y es, por tanto, indistinguible.


– Ejemplo:

Tipos de enlaces covalentes • Propiedades de los enlaces covalentes

– Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

– La mayoría son insolubles en disolventes polares.

– La mayoría son solubles en disolventes apolares.

– Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

– Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la

electricidad porque no contienen partículas cargadas

IMPORTANTE • La unión de 2 elementos no metales se realiza mediante

un enlace covalente.

• Si esta unión posee una diferencia de electronegatividad > 1,7 significaría que debería formar un enlace iónico, pues el enlace covalente polar va de 0,5 a 1,7.

• Sin embargo, al ser ambos no metales, son elementos electronegativos que no ceden electrones solo captan o comparten.

• Por lo tanto prevalece el concepto de enlace covalente que se produce entre elementos no metálicos a pesar de la diferencia de electronegatividad..

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