Cap 6. enlace químico
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SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
Es la representación de los electrones de valencia.
12Mg: 1s22s22p63s2
s3 Mg
7N: 1s22s22p3
p2s2 N
Ra
Fr
Bi
Pb
Tl
Ba
Cs
Sb
Sn
In
Sr
Rb
As
Ge
Ga
Ca
K
P
Si
Al
Mg
Na
C
B
Be
Li
HeH
VIIIAVIIAVIAVAIVAIIIAIIAIA
Br
Cl
F
I
At
O
S
Se
Te
N
Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
NOTACIÓN DE LEWIS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Po
ENLACE IÓNICO
Fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iònico.
Generalmente el catión proviene de un metalGeneralmente el anión proviene de un no metal
Ejemplo: Estructura de Lewis de cloruro de sodio, NaCl
1s22s22p63s23p5
Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio
Na Cl Na Cl
1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6
+ - pierde e- gana e-
En la sal, NaCl, ambos átomos cumplen con la regla del octeto
KS
K SK+ K+2-
Ejemplo: Estructura de Lewis de sulfuro de potasio, K2S
Ejemplo: Estructura de Lewis de óxido de calcio, CaO
OCa* * O* *
2-
Ca2+
S También: 2K+2-
ENLACE COVALENTEEnlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Generalmente se produce entre no metales. Cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos.
I Cl
enlace
Par libre
**
* **
* ***
* **
* *
**
* **
* *
Iodo (no metal) Cloro (no metal)
I ICl Cl
I Cl
Tiende a ganar e-
Tiende a ganar e-
Comparten e-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: Estructura de Lewis de ICl
La molécula de ICl tiene 1 enlace y 6 pares libres de e-
* H BrBromo cumple con el octeto
Hidrógeno se rodea solamente de 2 e-
Ejemplo: Estructura de Lewis de HBr
*
hidrógeno (no metal) Bromo (no metal)
H Br
Tiende a ganar e-
Tiende a ganar e-
Comparten e-
* H Br
H Br En cada molécula de HBr hay un enlace simple (o sencillo) y tres partes libre de electrones.
TIPOS DE ENLACES COVALENTES:
1.SENCILLO ó SIMPLE
2.MÙLTIPLE:
2.1 DOBLE: Dos átomos comparten dos pares de e-
2.2 TRIPLE: Dos átomos comparten tres pares de e-
** *
** *
oxígeno (no metal)
O O
Tiende a ganar e-
Tiende a ganar e-
** *
** *O O
Comparten e-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: Estructura de Lewis de O2
** *
** *O O O O
Enlaces covalentes múltiples
• Simple 1,54Å 348kJ/mol
• Doble 1,34Å 614kJ/mol
• Triple 1,20Å 839kJ/mol
C C
C C
C C
Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace
Longitud de Energía de
enlace enlace
COMPUESTOS IÓNICOSCOMPUESTOS COVALENTES
(O MOLECULARES)
Formado por una red de cationes y aniones.
Formados por moléculas
Son sólidos.Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Sólidos, líquidos o gasesBajos puntos de fusión y ebullición.
La mayoría es soluble en solventes polares como el agua
Algunos son solubles en solventes polares como el agua. Otros son solubles en solventes no polares.
Fundidos o en solución acuosa son buenos conductores de la electricidad (son electrolitos)
La mayoría es mala conductora de la electricidad
Agua, H2OC1
N aCloruro de
hidrógeno, HCl Cloruro de sodio, NaCl
Compuesto covalente o molecular, conformado por moléculas
Compuesto iónico, conformado por una red de cationes y aniones.
POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
Enlace apolar o no polar (entre átomos del mismo elemento): Los electrones se comparten en forma equitativa.
Enlace polar (entre átomos de diferentes elementos): Compartición desigual de los electrones que comparten
BrH
H HOEnlace polar
Enlace polar
Enlace polar
H
H
H
C
H
H
H
C
Enlace polar
Enlace apolar
La molécula de etano, C2H6, tiene:
6 enlaces covalentes polares y
1 enlace covalente apolar
Periodo1
H 2,1
Periodo2
Li1,0
Be1,5
C2,5
N3,0
O3,5
F4,0
Periodo3
Na0,9
Mg1,2
P2,1
S2,5
Cl3,0
Periodo4
K0,8
Ca1,0
Se2,4
Br2,8
Periodo5
Rb0,8
Sr1,0
I2,5
Periodo6
Cs0,7
Ba0,9
Periodo7
Fr0,7
Ra0,9
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad de un átomo para atraer hacía sí los electrones de un enlace químico
* En recuadro sombreado están los no metales
* Sin sombra los metales
ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPOS DE ENLACE
Na ClEjm cloruro de sodio
0,9 3,0
Diferencia = 2,1 (enlace iónico)
H BrEjm bromuro de hidrógeno
2,1 2,8
Diferencia = 0,7 (enlace covalente polar)
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIDAD
TIPO DE ENLACE
Cero Cov. apolar (o cov. puro)
Menor que 2,0 Hay casos de enlace cov. Polar y casos de
enlace iónico
Mayor que 2,0 Iónico
O OS
O
Es la carga que tendría un átomo si los electrones fueran transferidos por completo al átomo más electronegativo.
Ejemplo: Determine el número de oxidación de cada átomo:
ELECTRONEGATIVIDAD Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
C = -4
H = +1
H
H
H
C H
S = +6
O = -2
H-O-O-H
O = -1
H = +1
REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE OXIDACIÓN
El N.O. de los elementos libres es cero
1) La suma de los N.O. de todos los átomos en una especie,
es igual a la carga neta.
2) Li, Na, K = +1 Be, Mg, Ca = +2
B, Al = +3 F = -1
3) H = +1 (excepto en hidruros metálicos donde vale -1)
4) El N.O. del oxígeno es -2 (excepto en peróxidos donde
vale -1)
Ejercicio: Determine el N.O. de cada elemento en las siguientes especies: H2SO4 , CaCO3 , PO4
3-
H2SO4 CaCO3
+1 x -2 +2 x -2
2(+1) + x + 4(-2) = 0
x = +6
+2 + x + 3(-2) = 0
x = +4El E.O. de Azufre es +6 El E.O. de carbono es +4
( PO4 )3-
x -2
x + 4(-2) = -3
x = +5
El E.O. de fósforo es +5
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
EL OCTETO INCOMPLETO: Be , B y Al tienden a formar moléculas en los cuales están rodeados por menos de ocho electrones. Ejm BeH2, BF3 y AlI3
MOLÈCULAS CON NÙMERO IMPAR DE ELECTRONES: Ejm NO y NO2.
EL OCTETO EXPANDIDO: Se produce en átomos del tercer periodo en adelante. Ejm SF6, PCl5
ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
1. Escriba un esqueleto de la molécula ion poliatómico.2. Determine el número total de electrones en la molécula
o ion poliatómico.3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre todos los
átomos.4. Complete los octetos de todos los átomos.5. Verifique que el número total de electrones es igual al
descrito en el paso 2.6. Si se ha excedido de electrones agregue dobles o triple
enlaces en el átomo central. Si le falta dibujar electrones, hágalo en el átomo central como par libre.
EJERCICIO: Escriba la estructura de Lewis de: SCl2, NF3, HNO3, XeF2, C2H4, SO2, ion carbonato, ion sulfato, ion nitrato, ion amonio y ion I3
1-