PSU Química ¿Cómo se forman las moléculas? Enlace Químico

s p f d Teoría del enlace de Valencia (TEV) Enlace Covalente Recordemos que los orbitales son “Supone que un enlace entre dos átomos se forma por el solapamiento de dos orbitales, uno de cada átomo, si el total de electrones que ocupan ambos orbitales es de dos.” s p f d

Teoría de Valencia, Enlace covalente Capa de Valencia: es la capa más externa de cualquier átomo. Corresponde al ultimo nivel energético. Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en la capa de valencia y que dan origen al enlace 2 electrones compartidos Un enlace optimo exige un máximo de solapamiento entre los orbitales participantes por lo que cada átomo debe tener orbitales adecuados dirigidos hacia los otros átomos con los que se enlaza. Cuando esto no es así y existe una mezcla de orbitales atómicos se denomina hibridación.

Hibridación de orbitales

Enlace covalente coordinado Hibridación sp Recuerda que existen enlaces simples (sp3) dobles (sp2) y triples (sp)

Enlace covalente La energía de un enlace es la media aritmética de la de los orbitales mezclados.

Enlace covalente Polar Apolar Dativo De qué depende?  ELECTRONEGATIVIDAD Polar Apolar Dativo

Enlace Iónico Se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fácil (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal), y se presenta debido a la gran electronegatividad. El átomo que pierde electrones se llama CATION LiF NaCl El átomo que gana electrones se llama ANION

Enlace Metálico Consiste en la atracción que ejerce el núcleo del ion metálico sobre el mar de electrones libres que se mueve su alrededor Cu

Ángulos y longitudes de enlace Cualquier molécula en la que haya una secuencia de tres átomos tendrá un determinado ángulo de enlace asociado al átomo central de la secuencia. La siguiente figura muestra algunos ángulos de enlace típicos que se observan en varios compuestos covalentes. La distancia entre los núcleos de los dos átomos enlazados se llama longitud de enlace o distancia de enlace.

Isomería Es una propiedad de ciertos compuestos que con igual fórmula molecular es decir, iguales proporciones relativas de los átomos que conforman su molécula, presentan estructuras moleculares distintas y, por ello, diferentes propiedades. Existen distintos tipos de isómeros.

Estructuras de Lewis Entendamos como se forman los enlaces

Al C Li Ca N O Cl He ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia, ya que son los responsables de enlazarse químicamente con los átomos vecinos Este modelo sencillo consta de representar a los e- de valencia en forma de puntos. Al +3 3ra. Columna valencia 3 B C +4 4ta. Columna valencia 4 Si Li + 1ra. Columna valencia 1 H, Na yK Ca +2 2da. Columna valencia 2 Be, Mg La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna N +5 5ta. Columna valencia 5 ó -3 P, As O -2 6ta. Columna Valencia +6, -2 S, Se Cl - 7ma. Columna Valencia +7, -1 F, Br, I He 8va. Columna Valencia 0 Ne, Ar

¿Por qué la valencia decae a partir de la 4ta columna? La estructura de Lewis consta de: Kernel: representado por el símbolo del elemento. Contiene tanto al núcleo como a los e- internos Puntos: representan a los e- de valencia, que se colocan alrededor del símbolo. El # de puntos ó e- de valencia coincide con la columna en la que se encuentra el elemento en la tabla periodica. Este modelo propone que al combinarse los átomos, tienden a terminar con el mismo número de e- de valencia que los gases nobles (8e-) y a esto se le conoce como la “regla del octeto”

Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se cumple la regla del octeto. Li + F Li+ + [ F ]- Li+ [ F ]- En la formación de compuestos IONICOS El e- del Li se transfiere al F quedando el kernel del Li cargado positivamente y el F con su octeto completo También para representar enlaces COVALENTES Los 2e- están asociados o compartidos entre ambos núcleos. En este caso, cada átomo de H tiene el mismo # de e- que el helio, por lo que se cumple la regla de Lewis. H + H Cuando 2 átomos de F se aproximan, los e- no apareados son compartidos por los 2 núcleos y se forma un enlace covalente formando la molécula F2. Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se cumple la regla del octeto. F + F F F Escribir con estructuras de Lewis la reacción de formación del Fluoruro de magnesio

Ejercicios 1.- Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes elementos a partir de su posición en la tabla periódica: Bromo Xenón Fósforo Rubidio Aluminio Calcio 2.- Utiliza estructuras de puntos para representar la reacción de formación de los siguientes compuestos iónicos, con sus fórmulas correctas: Floruro de rubidio Cloruro de aluminio Bromuro de calcio

E- de valencia de c/átomo # total de e- de valencia Para escribir las estructuras de puntos de un compuesto más complicado, se pueden seguir las siguientes reglas: Observa el tipo y # de átomos del compuesto a partir de su fórmula química. Determina el # de e- de valencia que tiene c/átomo utilizando su posición en la tabla periódica y también conoces el # total de e- de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos. Dibuja 1 propuesta de esqueleto para el compuesto.Une los átomos entre sí con líneas rectas, puede resultar dificil, pero puedes asumir que en moléculas sencillas que tienen 1 átomo de 1 elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro. Coloca los puntos alrededor de los átomos, de tal manera que c/1 tenga 8e- ( para cumplir con la regla del octeto). El H es una excepción, tan solo tiene 2 e-. Verifica que el # total de e- de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de 1 compuesto que no satisface la regla del octeto. Ejemplo: Molécula Tipo y # de átomos E- de valencia de c/átomo # total de e- de valencia Estructura del esqueleto Arreglo de los puntos CHCl3 C = 1 H = 1 Cl =3 C = 4 Cl =7 C =1 x 4 = 4 H = 1 x 1 = 1 Cl= 3 x 7 = 21 TOTAL = 26 C Cl H C Cl H Porque crees que se decidió colocar al C como átomo central y no al H?

Enlaces doble y triple N N O O En la formación del ENLACE COVALENTE participan e- que son compartidos entre los 2 átomos. Con las estructuras de puntos podemos determinar los tipos de enlaces (sencillos, dobles o triples) que se forman, bajo la premisa de que se cumple la regla del octeto. N N N2, nitrógeno O O O2, oxígeno Molécula Tipo y # de átomos E- de valencia de c/átomo # total de e- de valencia Estructura del esqueleto Arreglo de los puntos CO2 C = 1 O = 2 C = 4 O = 6 C =1 x 4 = 4 O = 2 x 6 = 12 TOTAL = 16 a) b) c) C O C O C O C O = Y b) no se cumple la regla del octeto. En a) ninguno de los oxígenos tienen 8e- a su alrededor , y en b) el carbono no completa los 8e-. En c) todos los átomos satisfacen la regla del octeto, cada oxígeno comparte 2 pares de e- con el carbono formando 2 enlaces dobles.

Los enlaces se representan por líneas rectas, un enlace sencillo con 1 línea, uno doble con 2 líneas y uno triple con 3 líneas. Estas fórmulas se conocen como fórmulas desarrolladas 1 enlace covalente en el que se comparte 1 par de e- es un enlace sencillo, si se comparten 2 pares de e- es un enlace doble y si se comparten 3 pares de e- es un enlace triple.

Distancia de enlace En los enlaces triples hay mas e- compartidos que en los dobles, y en éstos que en los sencillos, la distancia que separa los 2 núcleos es diferente en cada caso. Enlace Distancia (A) N-N N=N NN C-C C=C CC O-O O=O 1.45 1.23 1.09 1.54 1.34 1.20 1.48 1.21 Los enlaces SENCILLOS son más largos que los DOBLES y éstos que los TRIPLES.

NH4+ CO3-2 Iones Poliatómicos Son Iones de varios átomos que los enlaces entre sus átomos son COVALENTES. Las estructuras de LEWIS se escribe igual que para compuestos neutros, pero se considera la carga del ION al determinar el # total de e- de valencia NH4+ CO3-2 amonio carbonato ANION= se suman los e- CATION= se restan los e- Molécula Tipo y # de átomos E- de valencia de c/átomo # total de e- de valencia Estructura del esqueleto Arreglo de los puntos ClO4- Cl = 1 O = 4 Cl = 7 O = 6 Cl =1 x 7 = 7 O = 4 x 6 = 24 anión:= 1 TOTAL = 32 Cl O Cl O

Estructuras Resonantes Cuando la estructura de puntos de LEWIS se puede representar en mas de una manera debido a la presencia de dobles enlaces. OZONO NITRATO TODAS las estructuras cumplen la regla del octeto. En cuanto a la distancia de los enlaces todos son iguales, no corresponden ni a uno sencillo ni a uno doble, sino a uno intermedio.TODAS las estructuras RESONANTES son posibles. (actividad) BENCENO CARBONATO SULFITO

NO BF3 PCl5 SF6 Limitaciones de la regla del octeto N O 1er. Caso # impar de e- de valencia CORRECTA NO Cumple la regla del octeto B F B F BF3 x x 2do. Caso Átomo central con menos de 8e- x x x x INCORRECTA Cumple la regla del octeto La evidencia EXPERIMENTAL es + importante que lo que se predice con la teoría PCl5 SF6 3er. Caso Compuestos formados por átomos con + de 8 e- de valencia, P (5e-) y S (6e-) al combinarse con unhalógeno llegan a 10 o 12 e- y se le conoce como la EXPANSIÓN DEL OCTETO

Ejercicios 1.-Escribe las estructuras de puntos de los siguientes compuestos: HCN b) H2O c)CHCl3 d)CO e) SO4-2 2.- Escribe las estructuras de puntos de los siguiente compuestos y explica porque no cumplen con la regla del octeto. BeCl2 b)NO2 c)SF4 3.- Escribe con estructura de puntos una estructura resonante.