QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA ENLACE QUÍMICO, LEWIS, GEOMETRIA DE LAS Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI-123 ENLACE QUÍMICO, LEWIS, GEOMETRIA DE LAS MOLECULAS

¿Por qué se unen los átomos? Los átomos, moléculas e iones, se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir, de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia, los responsables de esta unión.

Electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Son los que participan en el enlace químico.

Enlace químico Interacción de las regiones más externas de los átomos (electrones de valencia) Tipos de fuerzas: Intramoleculares: Enlace químico Iónico. Covalente Metálico Intermoleculares: Fuerzas de Van de Waals Puente de hidrógeno.

Fuerza electrostática que une a los iones Enlace iónico Fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico. Elementos con bajas energías de ionización Tienden a formar cationes Ej. Metales alcalinos y alcalinotérreos. Elementos que tienen altas afinidades electrónicas Tienden a formar aniones Ej. Halógenos. Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros.

Enlace iónico - - - Li+ F Li + F 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 1s22s1 [He] [Ne] Li Li+ + e- e- + F - F - Li+ + Li+

sodio pierde su única valencia de electrones al cedérsela a cloro. Durante la reacción del sodio con el cloro: sodio pierde su única valencia de electrones al cedérsela a cloro. Un ión de sodio cargado positivamente y un ión de cloruro cargado negativamente. Recuerde que está viendo solo una representación de los niveles de energía

Símbolos de e- puntos de Lewis Gilbert Lewis (1875-1946). Símbolos de puntos de Lewis: símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento. Los átomos se unen para alcanzar configuración electrónica más estable. Estabilidad máxima: átomo isoelectrónico a gas noble

Puntos de Lewis. : : El número de eV por lo general es idéntico al número del grupo al cual pertenece el elemento

Hay una transferencia de electrones

Formación de un enlace iónico Formación de un cristal de NaCl

Enlace Covalente Enlace en el que 2 electrones son compartidos por dos átomos. Dos tipos polar y apolar Compuestos Covalentes: sólo poseen enlaces covalentes.

Representación de un enlace covalente. El par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos en los átomos individuales. Sólo se muestran los electrones de valencia.

Teoría de Lewis Átomos diferente de hidrógeno tienden a formar enlaces hasta que se rodean de 8 electrones de valencia en su última capa (regla del octeto). Se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto. Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace, al compartir electrones cada átomo completa su octeto. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Est. Lewis: En los elementos representativos, existe la tendencia a adquirir configuración de un gas noble. n s2 n p6 8 electrones  : : : F F  8 eV H O H : : 2 eV 8 eV 2 eV Regla del Octeto: Un átomo diferente a hidrógeno, tiende a formar enlaces hasta que alcanza 8 eV.

Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones Estructura Lewis agua single covalent bonds 2e- 8e- 2e- H + O + H O H or Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones 8e- 8e- 8e- O C or O C dobles enlace 2 dobles enlace Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones triple enlace 8e- N 8e- or N triple enlace

Reglas para escribir la estructura de Lewis Reglas estructura de Lewis 2º sem 2011.PPT

Comparación de las propiedades entre compuestos covalentes y iónicos 2 tipos de fuerzas de atracción Una mantiene unidos a los átomos de una molécula (energía de enlace) La otra opera “entre” las moléculas, Fuerza intermolecular (más débiles). Por tanto, las moléculas en un comp. Covalente se unen con menos fuerza. Casi siempre son gases, líquidos o gases con bajo punto de fusión. La mayoría son insolubles en agua y si se llegan a disolver sus disoluciones acuosas por lo gral no conducen la electricidad (no electrolitos) Compuestos Iónicos Se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas (muy fuertes) Son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados. La mayoría es soluble en agua y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad (electrolitos fuertes)

Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: - Enlace Covalente Polar - Enlace covalente Apolar - Enlace ionico Rango de Diferencia de Electronegatividad ∆E : Covalente Apolar  1.7 Ionico 0 < and <1.7 Covalente Polar

Clasifique los siguientes enlaces como iónico, polar covalente, o covalente apolar: Enlace en CsCl; Enlace en H2S; y el enlace NN en H2NNH2. Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Ionico 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 Puro

Estructura de Lewis y Carga Formal Átomo menos electronegativo ocupa la posición central, EXCEPTO el HIDROGENO y FLUOR (TERMINALES). Los átomos de oxígeno NO SE ENLAZAN ENTRE SI, excepto en las moléculas de O2 y O3. Calcular el número total de electrones de valencia (sume un eV adicional por cada carga negativa o reste un eV por cada carga positiva).

Estructura de Lewis y Carga Formal Sobre el esqueleto dibujado, complete los octetos de los átomos enlazados al elemento central. Los electrones que no participan de un enlace covalente deben quedar como pares libres. 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.

Estructura de Lewis y Carga Formal Reglas Estructura de Lewis Ejemplo 1: NF3 N: 2s22p3  5eV F: 2s22p5  7eV eV Totales = 5 + (3x7) = 26 eV

Escriba las estructuras de Lewis para: Ácido nítrico. Ion carbonato PCl3 H3PO4 COBr2 (el C está unido a los átomos de O y Br)

Estructura de Lewis y Carga Formal Número de enlaces, que es la mitad del número de electrones de enlace. 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 enlace. 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.

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. o bien - Número de enlaces *La suma de las cargas formales de los átomos en una molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.

Estructura de Lewis y Carga Formal Ejemplo: CO32-   C: 2s22p2  4eV O: 2s22p4  6eV eV Totales = 4 + (3x6) + 2 = 24 eV

Estructura de Lewis y Carga Formal Ej: O3 Cargas formales

Estructura de Lewis y Carga Formal Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales: En Moléculas neutras es preferible la estructura que no tiene cargas formales. (valor cero) 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 electronegativos.

¿Cuál es la adecuada?

¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? Enlace Covalente Apolar ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F Estructura de Lewis F2 pares libres Pares libres F enlace covalente sencillo enlace covalente sencillo F

Enlace covalente polar Enlace covalente en el que los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro, es decir, con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos. H F electron rico region electron pobre region e- pobre e- rico F H d+ d-

Enlace Covalente Polar Electrones compartidos. 1e- de H y 1 e- de Cl 37

Electronegatividad Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Propiedad útil para distinguir entre el enlace covalente no polar del enlace covalente polar. Aumenta Aumenta

Resonancia

Resonancia BENCENO (C6H6):

N O H : O · · N O H : O · ·  N O H · · : O Ejercicios Escribir las distintas formas resonantes del ácido nítrico, HNO3. + N O H : O · · – N O H : O + – · ·  o también N O H · · : O – +

Excepciones a la regla del octeto Aplicable a elementos del 2° periodo Excepciones, 3 categorías: Octeto incompleto. N° impar de electrones de valencia. Más de 8 ev. alrededor del átomo central.

Moléculas con número impar de electrones Algunas moléculas poseen un n° impar de ev. Ejs. NO, NO2 Puesto que se requiere un n° par de electrones para completar 8, la regla del octeto no se puede cumplir para todos los átomos en cualquiera de estas moléculas. N – 5e- O – 6e- 11e- NO N O

Octeto incompleto Ejemplos: Berilio, grupo 2, periodo 2 1s22s2 BeH2 H–Be–H Be – 2e- 2H – 2x1e- 4e- BeH2 H Be

F B +1 -1 Elementos grupo 3: Al y B, 3e- de valencia: Boro 1s22s22p1 Ejemplo: BF3 F •• • B +1 -1 ¿Qué pasa si formamos un doble enlace B=F para satisfacer el octeto de B?

El octeto expandido Los átomos del 3° periodo en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de 8 electrones alrededor del átomo central. Estos elementos también tienen orbitales 3d que pueden formar enlaces. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido.

Ej. Hexafluoruro de azufre, SF6 S, Z=16, [Ne]3s23p4 S – 6e- 6F – 42e- 48e- 6 enlaces simples (6x2) = 12 18 pares libres (18x2) = 36 Total = 48 SF6 Cada uno de los 6 ev del átomo de S forma un enlace covalente con un átomo de F, de tal forma que hay 12 ev alrededor del átomo central.

Ejercicios 1.- Dibuje la estructura de Lewis para el ión sulfato, indique la presencia de posibles estructuras resonantes. 2.-

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