ENLACE QUÍMICO Teoría de Lewis

ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
TIPOS DE ENLACE QUÍ
QUÍMICO
Interacció
Interacción de los átomos dentro de la molé
molécula
Los electrones se transfieren de un átomo a otro
Determina las propiedades de la molé
molécula
ENLACE IÓ
IÓNICO
(metal + nono-metal)
Teorí
Teoría de Lewis
9La configuració
configuración electró
electrónica de los gases nobles es
la causa de su inercia quí
química.
Los átomos comparten pares de electrones
9Los átomos se combinan entre sí
sí para adquirir dicha
configuració
configuración (regla del octeto).
ENLACE COVALENTE
(no metal + no metal)
9Los electrones se transfieren o comparten con tal fin.
9Los electrones de valencia juegan un papel esencial.
El tipo de enlace determina las propiedades de la molé
molécula
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
SÍMBOLOS DE LEWIS
ESTRUCTURA DE LEWIS
ƒ Símbolo quí
químico que representa al nú
núcleo y los
electrones internos
ƒ Puntos alrededor del sí
símbolo quí
químico, que representan los
electrones de valencia
1 punto = 1 electró
electrón de valencia
Si : [Ne
[Ne]] 3s2 3p2
Si
O : [He] 3s2 3p4
O
ƒ No tiene en cuenta si los electrones está
están apareados en un orbital
Combinació
Combinación de sí
símbolos de Lewis que representan
los enlaces quí
químicos en una molé
molécula
Enlace ió
iónico
Na
+
Cl
[Na]
Na]+
[ Cl ] -
Ne
Ar
Enlace covalente
ƒ Elementos representativos: Nº
Nº de puntos = grupo
ƒ Elementos de transició
transición: numerar los grupos de 3 a 12 para
determinar el Nº
Nº de e- de valencia.
H
+
Cl
H
Cl
He
ƒ Se utiliza principalmente para los elementos representativos.
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
ENLACE IÓ
IÓNICO
Enlace ió
iónico en el NaCl
Metal (bajo PI, baja EN) + nono-metal (alta EA, alta EN)
Δ EN grande
Transferencia de electrones
Na
+
Cl
formació
formación de iones
[Na]
Na]+
[ Cl ] -
ƒ El metal cede los electrones y el nono-metal los acepta
ƒ Ambos buscan adoptar la configuració
configuración del gas noble má
más
cercano
Cl
MgCl2
Mg
+
Cl
[Mg]
Mg]2+ + 2 [ Cl ] -
Fuerza electrostá
electrostática que mantiene unido a los iones
E enlace α Q+ x QQd
Energí
Energía de red: Ered
Energí
Energía reticular: Eret
Q+: carga del catió
catión
Q- : carga del anió
anión
d : suma de los radios ió
iónicos (r
(rc + ra)
1
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
Energí
Energías de enlace en compuestos ió
iónicos
Compuestos ió
iónicos
ƒ Los compuestos ió
iónicos son en general só
sólidos cristalinos
Binarios (2 elementos):
elementos):
ƒ A mayor energí
energía de red, mayor dureza y punto de fusió
fusión
Combinació
Combinación de iones monoató
monoatómicos:
MgCl2 (Mg2+ y Cl-), Na2O (Na+ y O2-), KBr (K+ y Br-)
¿De qué
qué factores depende Ered?
ƒ De la magnitud de las cargas de los iones (Q+ y QQ-)
Ternarios (3 elementos):
elementos):
ƒ De los radios de los iones (d = rc + ra)
Combinació
Combinación de iones poliató
poliatómicos y monoató
monoatómicos:
Na2SO4 (Na+ y SO42-), KNO3 (K+ y NO3-), NH4Cl (NH4+ y Cl-)
Ered (Kcal/mol)
Kcal/mol)
NaF
910
NaCl 788
MgF2 2880
MgO 3795
CaO 3414
MgCl2 2326
NaBr 732
NaI
¿Qué
Qué tipo de compuesto es el (NH4)2SO4?
entre catió
catión y anió
anión
enlace ió
iónico
entre átomos del ión poliatómico
enlace covalente
682
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
ENLACE COVALENTE
no metal + no metal (ambos con alta EN y PI)
Δ EN pequeñ
pequeña
ƒ No hay transferencia de electrones, se comparten
Orden de enlace (OE)
Nº de pares de electrones compartidos por 2 átomos
Enlace covalente simple
Cl
Cl
Cl Cl
Cl
OE = 1
Cl
ƒ Enlace covalente = par de electrones compartido por 2 átomos
[He]
H
+
Cl
H
Enlaces covalentes mú
múltiples
[Ar
[Ar]]
H
Cl
doble
O
O
O=O
OE = 2
triple
N
N
N
OE = 3
Cl
Par libre
Par de enlace
ƒ Pueden compartirse má
más de un par de electrones
ƒ mayor orden de enlace
ƒ mayor energí
energía de enlace
ƒ menor longitud de enlace
ENLACE QUÍMICO
Longitud de enlace:
enlace:
ƒ Distancia entre los nú
núcleos de dos átomos enlazados (suma
de los radios covalentes).
ƒ El tamañ
tamaño de los átomos determina la longitud de un enlace.
Energí
Energía de enlace (o fuerza de enlace)
ƒ Energí
Energía necesaria para romper esa unió
unión o energí
energía
liberada al formarla.
ƒ Cuanto mayor es la misma, má
más estable es la molé
molécula.
Al comparar enlaces de distinto orden entre átomos iguales:
Enlace
C-O
C=O
C ≡O
Longitud
(pm)
143
122
113
Energía
(KJ/mol)
358
799
1072
N
ENLACE QUÍMICO
Al comparar enlaces del mismo orden de enlace
entre átomos distintos:
Enlace
C-Cl
C-Br
C-I
C=O
C=C
Longitud
(pm)
176
191
210
122
134
Energía
(KJ/mol)
328
276
240
799
614
A mayor tamañ
tamaño del átomo,
mayor longitud de enlace
y menor energí
energía de enlace
A mayor orden, menor longitud y mayor energí
energía de enlace
2
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
Al comparar enlaces del distinto orden
entre átomos iguales:
Δ EN = 0
Longitud Energía
(pm)
(KJ/mol)
Enlace
Longitud
(pm)
Energía
(KJ/mol)
C-C
154
348
N-N
147
163
C=C
134
614
N=N
124
418
C C
120
839
N N
110
941
Cl Cl
covalente
no polar
Δ EN grande
Na+ Cl iónico
χ = electronegatividad (EN)
% carácter
iónico
Enlace
Δ EN pequeñ
pequeña
δ+ δH Cl
covalente
polar
Δχ (AB) = χ(A) - χ(B)
A mayor orden de enlace,
menor longitud de enlace
y mayor energía de enlace
Tipo de Enlace
Δχ
Iónica
≥2
Covalente polar
Δχ entre átomos
ENLACE QUÍMICO
Covalente no polar
<2
0 – 0,4
ENLACE QUÍMICO
La mayorí
mayoría de los enlaces ió
iónicos poseen algú
algún grado
de cará
carácter covalente.
covalente.
Efecto de polarizació
polarización: deformació
deformación de la nube electró
electrónica
Catión
polarizante
Ejercicios
ƒ Clasificar el tipo de enlace en los siguientes compuestos:
CaF2 CO2; NH3; PCl5; BaO;
BaO; CrCl3; H2S; Na2CO3; N2; Na2S
ƒ Ordene los siguientes enlaces segú
según energí
energía de enlace
creciente:
a) HF; HCl;
HCl; HBr;
HBr; HI
b) KF; KCl;
KCl; KBr;
KBr; KI
c) Na2O; MgO;
MgO; Al2O3
Nube electrónica
distorsionada
Anión polarizable
Aniones: a mayor carga negativa y mayor tamañ
tamaño, mayor
polarizabilidad
Ej:
Ej: S2- > Cl-, I- > F-.
Cationes: a mayor carga y menor radio, mayor poder
polarizante.
Ej:
polarizante.
Ej: Mg+2 > Na+, Li+ > Na+ > K+
ƒ Ordene los siguientes compuestos segú
según cará
carácter covalente
creciente
a) AlF3; AlCl3; AlBr3
b) Na2S; MgS;
MgS; Al2S3
c) CrO;
CrO; Cr2O3; CrO3
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
3) Escribir enlaces simples entre los átomos enlazados.
Restar 2 e- por cada enlace al nú
número total de e-.
Estructura de Lewis para especies poliató
poliatómicas
ƒ Átomo central:
central: unido a 2 o má
más átomos
26 – (2 x 3) = 20 e-
ƒ Átomo terminal:
terminal: unido só
sólo a 1 átomo
ƒ El H y el F siempre son terminales
Cómo dibujar las estructuras de Lewis
1) Determinar el nú
número total de electrones de valencia
Restar las cargas si es un catió
catión y sumarlas si es un anió
anión
Ejemplo: PCl3
5) El resto de los ee- se asignan al átomo
central
e- de valencia: 5 + (3 x 7) = 26 e2) Identificar él o los átomos centrales P
Dibujar el esqueleto de la estructura
4) Completar el octeto de los átomos
terminales
(excepto H que se completa con 2e-)
Cl
P
Cl
Cl
6) Si el átomo central no completa el octeto, forma
enlaces mú
múltiples con pares de ee- de los átomos laterales
(no, en este caso)
3
ENLACE QUÍMICO
Otro ejemplo:
ENLACE QUÍMICO
HNO3
¿Qué
Qué sucede si hay má
más de una estructura de Lewis
posible para una molé
molécula?
e- de valencia: 1 + 5 + (3 x 6) = 24 e-
1)
Ejemplo: H2CO
O N O H
O
2)
O
3)
N
O
H
O
H
24 – (2 x 4) = 16
e-
O
4)
O
N
5) No sobran electrones
O
O
6)
N
O
H
O
O
N
O
H
O
H-C=OC=O-H
Ácido?
e- asignados a un átomo:
ƒ pares libres (no enlazantes)
enlazantes) (2e-)
ƒ ½ de pares enlazantes (1e- por cada enlace en el que
intervenga el átomo considerado)
ENLACE QUÍMICO
Excepciones a la regla del octeto
ƒ Especies con Nº
Nº impar de e-:
ƒ La CF negativa debe asignarse al átomo de mayor EN
ƒ Es preferible la estructura con CF mí
mínimas
Analizando el ejemplo :
H-C=OC=O-H
H
C=O
H
ƒ Octeto Incompleto: BF3
F
B
F
F
B: 3-4 = -1
F
CF(C):
CF(C): 4 (e(e- de valencia) - 4(enlaces) = 0
CF(O):
CF(O): 6 (e(e- de valencia) - 4 (par libre) - 2 (enlaces) = 0
B
F
F: 7- 4-2 = 1
F
CF(H):
CF(H): 1 (e(e- de valencia) - 1 (enlace) = 0
F: 7-6-1 = 0
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
ƒ Octeto expandido o ampliado: PCl5, SO42-, ClO4-
SO42O
9Tienen orbitales d disponibles.
9Un mayor número de enlaces confiere estabilidad a
la molécula.
9Siempre que sea posible, se amplía el octeto.
Atención: C,N,O yF NO pueden ampliar el octeto.
Calculando las CF
B: 3-3 = 0
F: 7-6-1 = 0
CF(O):
CF(O): 6 (e(e- de valencia) - 2 (par libre) - 3 (enlaces) = +1
CF(H):
CF(H): 1 (e(e- de valencia) - 1 (enlace) = 0
9Pueden expandir su octeto los elementos del período
3 en adelante.
NO NO2 ClO2
O N O
CF(C):
CF(C): 4 (e(e- de valencia) - 2 (par libre) - 3 (enlaces) = -1
9Más de 8 electrones alrededor del átomo central.
Aldehí
Aldehído?
Carga Formal (CF)
Nº de e- de valencia – Nº de e- asignados en la estructura
La estructura correcta debe cumplir:
ƒ Suma de las CF
C=O
H
¿Cómo decidir cuá
cuál es la correcta?
ENLACE QUÍMICO
= 0, para molé
moléculas neutras
= carga, para iones
H
o
O
S
2-
O
O
e- de v: 6 + (4x6) + 2= 32
32 - (2x4) = 24
6 e- por cada O: 6x4 = 24
Respetando el
octeto para el S
C. F.
S: 6 - 4 = 2
O: 6 - 6 - 1 = -1
suma: -1x4 + 2 = -2
O
O
S
2-
O
O
Ampliando el octeto
para el S (12 e-)
C. F.
S: 6 - 6 = 0
O: 6 - 6 - 1 = -1
O: 6 - 4 - 2 = 0
suma: -1x2 = -2
4
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
Si existe más de una estructura de Lewis para una
molécula o ión:
ƒCon el mismo esqueleto
ƒCon los mismos valores de CF para cada átomo
O
O
Cálculo de Orden de Enlace para estructuras resonantes
O
O
O
O
O
O
O
La estructura correcta es un híbrido de resonancia
de las estructuras contribuyentes
Ejemplos: SO42-, NO3-, NO2
d O-O (pm) OE
O2
120,7
2
H2O2
147,5
1
O3
127,8
≈1,5
OE = Nº de pares de enlace / Nº de uniones equivalentes
d O-O es igual para ambos enlaces
Los dos enlaces son equivalentes
Molécula
O
O
S
2-
O
2-
O
O
C
O
O
OE (S-O) = 6 / 4 = 3 / 2 = 1,5
OE (C-O) = 4 / 3 = 1,33
5