Capitulo 4: ENLACES QUIMICOS ! ! ! ! ! ! ! ! ! !

Símbolos de Lewis y la regla del octeto Iones y compuestos ionicos Enlaces iónicos Configuración electrónica de los iones, iones de metales de transición y iones poliatómicos Tamaños de iones Moléculas y compuestos moleculares Enlaces covalentes Polaridad de los enlaces y electronegatividad Dibujos con estructuras de Lewis Enlaces metálicos Ing. Virginia Estebané

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Enlaces químicos. Conceptos básicos e ideas preliminares Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos son fundamentalmente de naturaleza eléctrica: Fuerzas atractivas y Fuerzas repulsivas. ! Podrá lograrse un enlace cuando las fuerzas atractivas sean mayores a las fuerzas repulsivas ! Entonces, un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en los compuestos. ! Hay tres tipos de enlaces: - Enlace ionico: Fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga opuesta. - Enlace covalente: Es el resultado de compartir e- entre dos átomos. - Enlace metálico: Es la fuerza de atracción que ejerce un átomo por ede otros átomos que invaden sus orbitales vacantes. !

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Símbolos de Lewis y la regla del octeto. Los e- que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia (e- que residen en la capa electrónica exterior de un átomo) ! Símbolos de Lewis o electrón- punto: Son una forma útil de mostrar los e- de valencia. S Símbolo de Ej: S: [Ne]3s23p4 !

Lewis

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Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten etratando de alcanzar configuración electrónica de gas noble (ocho e- de valencia a excepción del He): REGLA DEL OCTETO. Ing. Virginia Estebané

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Iones y compuestos iónicos ! ! ! ! !

El núcleo de un átomo no cambia en los procesos químicos ordinarios. Los átomos puede adquirir o perder electrones fácilmente, formando así particulas llamadas iones. Si un átomo (s) pierde e- se forma un ion positivo “catión”. Ej: Na+, NH4+ Si un átomo (s) gana e- se forma un ion negativo “anión”. Ej: Cl−, SO42− Las propiedades químicas de los iones son muy diferentes de las de los átomos originales Ing. Virginia Estebané

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Esquema de la formación del ion Na+ a partir de un átomo de Na. Atomo de sodio, Na 11p+ 11p+

11e-

Ion sodio, Na+ Pérdida de

+ 11p 11p+

10e-

Un electrón Carga neta (Na): +11 -11= 0

Carga neta (Na+): +11-10=+1

En general, los atomos metálicos tienden a perder electrones Ing. Virginia Estebané

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Esquema de la formación del ion Cla partir de un átomo de Cl. Ion Cl-

Atomo de Cl 17p+ 17p+

17e-

Ganancia de

+ 17p 11p+

18e-

Un electrón Carga neta Cl: +17 -17=0

Carga neta Cl- = +17- 18= -1

En general, los átomos no metálicos tienden a ganar electrones Ing. Virginia Estebané

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Predicción de cargas iónicas !

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Muchos átomos ganan o pierden electrones con el fin de quedar con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica. El número de electrones que un átomo pierde, se encuenta relacionado con su posición en la tabla periódica. Ing. Virginia Estebané

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Predicción de cargas iónicas (continuación) La tabla periódica es útil para recordar las cargas de los iones, sobre todo en los siguientes grupos: GRUPO CARGA 1A 1+ 2A 2+ 7A 16A 2Los demás grupos no se prestan a regla tan sencilla Ing. Virginia Estebané

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Compuestos iónicos !

La actividad química implica la transferencia de electrones entre sustancias. Ej. Para formar NaCl (neutro) Na → Na+ + e- , Cl + e- → Cl- , Na+ + Cl- → NaCl (cargas opuestas se atraen y por lo tanto se enlazan).

! !

Es un compuesto que contiene iones con carga positiva y con carga negativa.EJ: NaCl Los compuestos iónicos generalmente son combinaciones de metales y no metales. Ing. Virginia Estebané

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Compuestos iónicos (continuación) !

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Fórmulas ionicas químicas: Los compuestos iónicos emplean unicamente fórmulas empíricas (indican el número relativo de átomos). La carga positiva total de los cationes de un compuesto es igual a la carga negativa total de los aniones. Los compuestos ionicos son neutros Ing. Virginia Estebané

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Estructura cristalina del NaCl

Ing. Virginia Estebané

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Enlace iónico Enlace Iónico o electrovalente:Es la transferencia de uno o más e- de un átomo o grupo de átomos a otro. ! Se produce con mayor facilidad el enlace, cuando un elemento con baja I1 se une a otro de mayor afinidad electrónica, o sea, generalmente es el resultado de interacción entre metales y no metales. Los iones formados + Na + [ xCl ] Ej: Na x + Cl al tener carga !

opuesta se atraen La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl !

La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables, es la atracción entre iones con diferente carga, lográndose que formen una matriz sólida o red. 12

Configuración electrómica de los iones

!

! !

Na

1s22s22p63s1 = [Ne]3s1

Na+

1s22s22p6 = [Ne]

Cl

1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5

Cl- 1s22s22p63s23p6 = [Ne]3s23p6 = [Ar] Los compuestos iónicos de los metales representativos de los grupos 1A, 2A y 3A contienen cargas no mayores de 1+, 2+ y 3+, respectivamente. Por lo regular los grupos 5A, 6A y 7A contienen aniones 3-, 2- y 1-, respectivamente. Casi nunca encontraremos compuestos iónicos de los no metales de grupo 4A (C, Si, y Ge) 13

Iones de metales de transición No es factible para estos iones alcanzar configuración de gas noble: La mayor parte de los metales de transición tienen más de 3 e- después de su centro de gas noble ! Por ello encontramos cationes con cargas de 1+, 2+ y 3+. Ej: Los grupos IB(Cu, Ag, Au) a menudo tienen valencia 1+. ! Los metales de transición no forman iones con configuración de gas noble(excepción a la regla del octeto). ! Al formar iones, los metales de transición pierden primero los e- s y después los d. !

Ag: [Kr]4d105s1 Ag+:[Kr]4d10

Fe: [Ar]3d64s2

Ing. Virginia Estebané

Fe2+:[Ar]3d6 14

Iones Poliatómicos y Tamaño de iones !

Iones Poliatómicos: Es un grupo estable de átomos unidos mediante enlances covalentes que tienen carga positiva o negativa. Ej: NH4+ CO32-

El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del número de e- y de los orbitales en que residen los e- de valencia. - Formación de un catión: deja espacios vacíos en los orbitales y reduce las repulsiones electron-electron totales, en consecuencia los cationes son más pequeños que sus átomos padre. - Formación de los aniones: cuando se agrega un e- aumentan las repulsiones electrón-electrón y hace que se extiendan más al espacio, por lo que, los aniones son más grandes que sus átomos padre. !

Ing. Virginia Estebané

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Tamaño de los iones (continuación) Variación del Tamaño en un grupo: Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. ! En una serie isoelectrónica (iones con el mismo número de electrones) el radio del ión disminuye al aumentar la carga nuclear,ya que los electrones son atraídos fuertemente al núcleo. Ej. !

Carga nuclear creciente

O2-

F-

Na+

Mg2+

Al3+

1.40Å

1.33Å

0.97Å

0.66Å

0.51Å

Radio iónico decreciente

Ing. Virginia Estebané

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SUSTANCIA IONICA Son el resultado de fuerzas electrostaticas con disposición rígida bién definida tridimensional. ! Por lo anterior, las características más predominantes son: - Son sustancias sólidas - Son quebradizas - Los puntos de fusión altos - Cristalinas: Superficie planas que forman ángulos entre sí. !

Ing. Virginia Estebané

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Moléculas y compuestos moleculares Primicia: La mayor parte de la materia se compone de moléculas y iónes, unicamente los gases nobles se encuentran en la naturaleza como átomos aislados !

Molécula: Es conjunto de dos o más átomos estrechamente unidos. !

Ing. Virginia Estebané

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Moléculas y fórmulas químicas !

Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular. Ejemplo de moléculas diatómicas: Hidrógeno, oxígeno nitrógeno, y los halógenos

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Fórmula molecular: Ejemplo CO2

- Símbolos = tipo de átomos ( carbono y oxígeno) - Subíndice=número real de cada átomo en la molécula (1, 2) !

Compuestos moléculares: formados por moléculas que contienen más de un tipo de atómos. La mayor parte de las sustancias moleculares contienen sólo no metales.

Ing. Virginia Estebané

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Enlaces covalentes !

Consiste en un un par de e- compartidos entre 2 átomos Ej: H

+

H

H

H

Cl

+

Cl

Cl Cl

H Cl

H = H2 Cl = Cl2

Ambos átomos (de la molécula del H2 y Cl2)tienen configuración electrónica de gas noble al compartir los e- entre ambos átomos.

El enlace covalente puede ser: 1. sencillo: cuando se comparte un e- de c/átomo. 2.- Doble: cuando se comparten dos e- de c/átomo. 3.- Triple: cuando se comparten tres e- de c/átomo.

!

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Enlaces covalentes x

F F

xxx

x x

O O

N N !

x x x

x

x x

ó

x

F-F

x x

Sencillo

x x

O=O

xx x x

N= N

x x

Doble

Triple

Por regla general, la distancia entre átomos disminuye al aumentar el # de e- compartidos Ej: N-N N= N N= N 1.47 Å

1.24 Å

1.10 Å 21

Polaridad de los enlaces covalentes Los pares de e- que se comparten entre 2 átomos distintos, no se compaten equitativamente ! El término POLARIDAD es útil para describir la proporción en que los e- se comparten. ! Los enlaces covalentes pueden ser: - Enlace covalente no polar o enlace covalente puro:- Los e- se comparten equitativamente entre dos átomos (moléculas diatómicas). - Enlace covalente polar.- Uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los e- que el otro, produciendo un dipolo (δ). !

Ej:

HF,

H

F

H-F δ+ δ-

δ= indica que hay carga parcial 22 Ing. Virginia Estebané

Polaridad y electronegatividad !

!

!

Se utiliza una cantidad denominada ELECTRONEGATIVIDAD para estimar la polaridad del enlace. Electronegatividad.- Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer e- hacia si mismo en un enlace. El valor máximo es 4 para el F y el menor 0.7 para el Cs. La escala fue establecida por Linus Puling (estadounidense). Un átomo muy electronegativo tienen afinidades electrónicas muy negativas y una energía de ionización elevada, por lo que, atraerá e- de otros átomos y además se resistirá a dejar sus e- ante atracciones externas Ing. Virginia Estebané

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Electronegatividad Cuando se combinan dos elementos el diferencial entre sus electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos, asi que: - El enlace iónico ocurre cuando hay un mayor diferencial de electronegatividad (no se comparten e-, se transfieren totalmente de un átomo a otro). - En el enlace covalente no polar el diferencial de electroneg. es cero, los e- se comparten equitativamente. - Los enlaces covalentes polares ocurren entre algún punto de los dos extremos anteriores. Cuanto mayor sea el diferencial de electroneg. más polar será el enlace. ! La variación de electronegatividad: En un período aumenta de izquierda a derecha. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo. !

Ing. Virginia Estebané

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Polaridad de los enlaces y electronegatividad Aumenta

Aumenta

Cuanto mayor sea la dif.electronegatividad más polar sera el enlace.

Enlace Dif. Electroneg. entre los elementos. Ionico mayor que 1.9 (metal + no metal) 1.9 valor escogido Covalente menor que 1.9 (no metales) como “frontera” metálico menor que 1.9 (metales) F2 HF LiF EJ: 4-4=0

4.0-2.1=1.9

4-1 =3.0

covalente no polar

covalente polar

Iónico

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Estructuras de Lewis Permiten llevar una contabilidad de los e- y son de utilidad como una primera aproximación para sugerir: - esquemas de enlace - número de e- de valencia - tipo de enlace (simple, doble o triple) - orden en que los átomos se encuentran conectados !

!

No sirven para representarformas tridimensionales de las moléculas y iones poliatómicos. Ing. Virginia Estebané

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Formulación de la estructura de Lewis !

Para escribir esta formulación es necesario conocer: # e- de enlace compartidos (e- de valencia disponibles) y el # de esin compartir (asociados unicamente con un átomo). Este concepto se comprende mejor con la siguiente relación:

S= N-A S= # total de e- compartidos en la molécula o ión poliatómico N= # de e- de la capa de valencia que requiere todos los átomos de la molécula o ión para alcanzar configuración de gas noble ( N=8, excepto el hidrógeno N=2) A= # de e- disponible en las capas de valencia de todos los átomos Ing. Virginia Estebané

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Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación) Secuencia para la formulación: 1.- Escribir el esqueleto para los átomos simétrico (generalmente en el orden que están unidos). El elemento menos electronegativo suele ser el central. Ej: H2SO4 O H O S O H O 2.- se calcula N Ej: N= 8e- x1 (átomo S)+ 8e- x4 (átomos de O )+ 2e- x 2 (átomos de H) = 44 e- necesarios !

Ing. Virginia Estebané

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Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación) 3.- Se calcula A Ej: A=1e- x2(átomo H)+ 6e- x1(átomo S)+ 6e- x 4(átomos O)= 32 e- disponibles 4.- Se calcula S Ej: S= 44 - 32 = 12 e- compartidos (6 pares de e-) 5.- Se colocan los e- compartidos (S) en el esqueleto como pares de e-, usando simples, dobles o triples enlaces en caso de ser necesario O Ej: H-O-S-O-H O Ing. Virginia Estebané

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Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación) 6.-Se colocan los e- adicionales en el esqueleto como pares no compartidos hasta llenar el octeto en cada elemento (con excepción del H que sólo puede contener dos).

Ej:

O H- O - S - O - H O

7.- Comprobación : Se cuentan todos lo e- (compartidos y sin compartir) = A Ing. Virginia Estebané

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Carga formal Es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos los átomos tuvieran la misma electronegatividad ! Es una herramienta para ayudar a escribir correctamente la estructura de Lewis (la de mayor estabilidad), cuando se tienen varias alternativas posibles. ! Por regla general, será aquella en la que (1) los átomos tengan las cargas formales más pequeñas y (2) las cargas negativas residan en los átomos más electronegativos. ! Para determinar la carga formal (CF) se utiliza: CF= (# de grupo) - (# de enlaces)+(# e- no compartidos) !

Ing. Virginia Estebané

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Enlaces Metalicos Los e- de valencia pueden estar viajando en los orbitales de uno o más atomos vecinos, originado la atracción de su propio nucleo y de otros cuyos orbitales que haya invadido. ! Propiamente el enlace no es entre átomos, si no entre cationes metálicos y los que fueron sus e-. Representación + + + + Esquemática + + + + + + + + ! Propiedades físicas: - Conducen electricidad y calor: Los e- se encuentan deslocalizados y con libre !

movimiento

- Son maleables y ductiles: Cuando se aplica alguna presión externa los cationes metálicos pueden resbalar uno sobre otros, por el mar de e- que los separa.

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