ENLACE QUÍMICO

G. Lewis: Los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más estable. n s2p6 Los átomos químicamente combinados tienden a ser isoelectrónicos con un gas noble.

G. Lewis: Los átomos se combinan para alcanzar la configuración electrónica más estable. Los átomos sólo se combinan a través de los electrones de las capas más externas (electrones de valencia, eV).

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

Enlace Iónico Fuerza electrostática que mantiene unidos a cationes y aniones, estos enlaces dan origen a los compuesto iónico. Li +  F  Li+ + F   : : :

Enlace Iónico Fuerza electrostática que mantiene unidos a cationes y aniones, estos enlaces dan origen a los compuesto iónico. Li +  F  Li+ + F   : : : 1s2 2s1 1s2 2s2 2p5 1s2 1s2 2s2 2p6 [He] [Ne]

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. resulta en un ión de sodio cargado positivamente y un ión de cloruro cargado negativamente.

Energía Reticular: Energía necesaria para separar completamente un mol de compuesto iónico en sus iones en estado gaseoso. A mayor E.R., el sólido iónico será más estable.

Mg Alcanza Configuración de gas Noble Energía Reticular: La comparación de E.I. vs. A.E. ayuda a predecir la formación de compuestos iónicos. Mg Alcanza Configuración de gas Noble

Enlace Covalente Dos electrones son compartidos por dos átomos, estos enlaces dan origen a los compuestos covalentes. F  F  :  :  : :  : F  +  F  F F

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

Tipos de Enlace Covalente Simple: Se comparte un par de eV. Múltiples (Dobles o Triples): Se comparten dos o tres pares del eV. Coordinado: Uno de los elementos del enlace entrega dos de sus eV para formar el enlace. Características. - Longitud de Enlace: Simple > Doble > Triple. - Energía de Enlace: Bajas < Medianas < Altas.

Enlace Covalente Polar Electronegatividad:  : H  F E.N.H < E.N.F H  H E.N.H = E.N.H Enlace Covalente Polar Numero de Oxidación. E.N.H : 2,1 E.N.N : 3,0 +  3  +  + H NH  .. H N.O.H : +1 N.O.N :  3

Estructura de Lewis y Carga Formal : Reglas Estructura de Lewis: Átomo menos electronegativo al centro El elemento 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). 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 : 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 enlace Identifica 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)

Estructura de Lewis y Carga Formal : 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.

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

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

Estructura de Lewis y Carga Formal : Carga Formal (C.F.): Diferencia entre los eV de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. C.F.= (nº e átomo libre)  (nº total de e no enlazados) ½(nº total de e enlazantes) C.F.H = (1)  (0) ½(2) = 0 C.F.S = (6)  (0) ½(12) = 0 C.F.O1= (6)  (4) ½(4) = 0 C.F.O2= (6)  (4) ½(4) = 0

Estructura de Lewis y Carga Formal : Carga Formal (C.F.): Diferencia entre los eV de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. C.F.= (nº e átomo libre)  (nº total de e no enlazados) ½(nº total de e enlazantes) C.F.H = (1)  (0) ½(2) = 0 C.F.S = (6)  (0) ½(12) = 0 C.F.O1= (6)  (6) ½(2) = -1 C.F.O2= (6)  (4) ½(4) = 0  

CARGA 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 N° total de electrones de valencia del átomo libre Carga formal de un átomo en una estructura de Lewis N° total de electrones no enlazados N° total de electrones enlazantes Ej: O3 Cargas formales:

Más de una estructura Lewis para una molécula CARGA 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. Ej: CH2O

 CONCEPTO DE RESONANCIA Estructura de Resonancia: empleo de dos o más estructuras de Lewis para representar una molécula en particular. Pero ninguna representa REALMENTE la molécula.  Ej: CO32-

CONCEPTO DE RESONANCIA BENCENO (C6H6):

En general todos los elementos del grupo 3A (B, Al) EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO OCTETO INCOMPLETO: En general todos los elementos del grupo 3A (B, Al)

F B Trifluoruro de Boro, BF3 +1 -1 •• • B +1 -1 Que pasa si formamos un doble enlace B=F para satisfacer el octeto de B?

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO OCTETO EXPANDIDO: Ej: PF5

¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un molécula? GEOMETRÍA MOLECULAR Distribución Tridimensional de los átomos en una molécula Influencia en las propiedades físicas y químicas: Punto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividad

GEOMETRÍA MOLECULAR MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA “RPECV” LAS MOLÉCULAS ADOPTAN LA FORMA QUE MINIMIZA LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES

CON TODOS LOS PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES ATOMO CENTRAL CON TODOS LOS PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES FORMA GEOMETRICA 2 LINEAL EJEMPLO BeCl2

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR TRIGONAL PLANA 3 EJEMPLO BF3

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR TETRAÉDRICA 4 EJEMPLO CH4

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR 5 BIPIRAMIDAL TRIGONAL EJEMPLO PCl5

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR OCTAÉDRICA 5 EJEMPLO SF6

CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Y NO ENLAZANTES ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Y NO ENLAZANTES

ANGULAR 2 1 SO2 GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO PARES DE PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR ANGULAR 2 1 Electrones No enlazantes EJEMPLO <120 SO2

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR 1 3 PIRAMIDAL BASE TRIANGULAR EJEMPLO NH3

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES GEOMETRÍA MOLECULAR 2 2 ANGULAR EJEMPLO H2O

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES FORMA GEOMETRICA EJEMPLO SF4 4 1 TETRAEDRO DISTORSIONADO 180 >90 120 116 186

ELECTRONES ENLAZANTES ELECTRONES NO ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES FORMA GEOMETRICA EJEMPLO LINEAL I3- 3 2 90 120

5 Pares de electrones 6 Pares de electrones

CONSECUENCIA DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR POLARIDAD DE UNA MOLECULA (MOMENTOS DIPOLO) Electronegatividad: Capacidad de una átomo para atraer los electrones en un enlace químico. Aumenta Elementos representativos Gases Nobles Aumenta

H Cl Na+Cl- Cl Cl + - POLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICO Cl =3.0 H =2.1 Ejemplo: Si (EN)  2.0  Enlace Iónico Si (EN) < 2.0  Enlace Covalente polar Si (EN) = 0  Enlace Covalente apolar Especie Electronegatividades (EN): Enlace Cl =3.0 H =2.1 + - H Cl Cl =3.0 Na =0.9 Na+Cl- Cl =3.0 Cl Cl

POLARIDAD DE UN ENLACE QUÍMICO

Electronegatividad de los átomos involucrados POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA Requerimientos: Conocer : 1. La polaridad de los enlaces de la molécula 2. La geometría Molecular Electronegatividad de los átomos involucrados ENLACE POLARIDAD Forma Geométrica MOLECULA

POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS Ejemplos: CO2 O C O EN: O > C Forma geométrica: “LINEAL” MOLÉCULA APOLAR H2O EN: O > H Forma geométrica: “ANGULAR” MOLÉCULA POLAR

POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA NH3 CCl4 EN: N > H EN: Cl > C Forma geométrica: “PIRAMIDAL BASE TRIANGULAR” Forma geométrica: “TETRAÉDRICA” APOLAR POLAR CH3Cl BF3 EN: Cl > C C > H EN: F > B Forma geométrica: “TRIGONAL PLANA” Forma geométrica: “TETRAÉDRICA” POLAR APOLAR

CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada - + + Dipolo del agua