CONCEPTOS BASICOS DE ENLACES QUIMICOS

Semana 6

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ENLACES QUÍMICOS, SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO

• Siempre que dos átomos o iones están unidos fuertemente entre sí, decimos que hay un enlace químico entre ellos

• Existen tres tipos generales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico

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• Enlace iónico: fuerzas electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas

Los iones pueden formarse a partir de átomos mediante la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro

Las sustancias iónicas por lo general resultan de la interacción de metales del lado izquierdo de la tabla periódica, con no metales del lado derecho de la tabla (excluyendo a los gases nobles)

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• Enlace covalente: se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones

Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes son los que se aprecian en las interacciones entre elementos no metálicos

• Enlace covalente polar: los e- no están compartidos equitativamente entre los átomos que interactúan en el enlace

• Enlace covalente no polar: los electrones se comparten equitativamente

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• Enlace metálico: se encuentran en los metales como el cobre, hierro y aluminio

Cada átomo de un metal se encuentra unido a varios átomos vecinos

Estos enlaces dan lugar a propiedades metálicas típicas (conductividad eléctrica y el brillo)

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ELECTRONEGATIVIDAD

• Se define como la capacidad de un átomo en una molécula de atraer los electrones de enlace hacia él

• El flúor es el átomo más electronegativo, lo que significa que tiene la mayor capacidad de atraer electrones de otros átomos

• El cesio es el átomo menos electronegativo, lo que significa que tiene la menor capacidad de atraer electrones de otros átomos

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Electronegatividades de los elementos

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TIPOS DE ENLACE SEGÚN ELECTRONEGATIVIDAD

Diferencia de electronegatividad

Tipo de enlace

0 – 0.4 Covalente no polar

0.5 – 1.9 Covalente polar

2.0 – 3.5 Iónico

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POLARIDAD

• La polaridad de enlace, es útil para describir la forma en que se comparten electrones entre los átomos

• Enlace covalente no polar: los electrones se comparten de forma equitativa entre los dos átomos.

Ejemplos Cl2 – H2 – N2

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• Enlace covalente polar: uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro

EjemplosHF – HCl – HBr – H2O

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¿CÓMO DISTINGUIR LOS ENLACES IÓNICOS DE LOS COVALENTES?

• Cuando el enlace covalente predomina, es común esperar que los compuestos existan como moléculas, con todas las propiedades que se asocian con las sustancias moleculares, como sus puntos de fusión y de ebullición relativamente bajos, y su comportamiento no electrolítico cuando se disuelven en agua

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• El método más sencillo que uno puede adoptar es suponer que la interacción entre un metal y un no metal será iónica, mientras que la interacción entre dos no metales será covalente

• Un método más sofisticado es utilizar la electronegatividad como el criterio principal para determinar si el enlace iónico o el covalente será el que predomine

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SÍMBOLOS DE LEWIS

• Los electrones involucrados en el enlace químico son los electrones de valencia, los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa de un átomo

• El químico estadounidense G.N. Lewis sugirió una forma sencilla de mostrar los electrones de valencia de un átomo y de darles seguimiento durante la formación del enlace, por medio de lo que ahora se conoce como símbolos de electrón –punto de Lewis, o simplemente símbolos de Lewis

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• El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia

• Por ejemplo, para el azufre su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia:

• Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, izquierda y derecha.

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• Cada lado puede acomodar hasta dos electrones

• Los cuatro lados del símbolo son equivalentes, lo que significa que elegir en qué lado acomodar el quinto y el sexto electrón se hace de manera arbitraria

• El número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo del elemento

Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 6A,

muestran seis puntos

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SÍMBOLOS DE LEWIS PARA EL PRIMER Y SEGUNDO PERÍODO DE LA TABLA

PERIÓDICA

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REGLA DEL OCTETO

• Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica

• Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como demuestran sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química

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• Como todos los gases nobles (excepto el He) tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia

• Esta observación dio lugar a un principio conocido como la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia

• En términos de los símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia acomodados alrededor del átomo.

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SÍMBOLOS DE LEWIS PARA LOS GASES NOBLES

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ENLACE IÓNICO

• Estructura de Lewis para un enlace iónico

Na + Cl Na+ + [ Cl ]-

• Se colocan corchetes alrededor del ion cloruro para enfatizar que los ocho electrones se localizan en el ion Cl-

... ...

..

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ENLACE COVALENTE

• G.N. Lewis razonó que los átomos podrían adquirir una configuración electrónica de gas noble si compartieran electrones con otros átomos

• La molécula de hidrógeno, H2, proporciona el ejemplo más sencillo de un enlace covalente. Cuando dos átomos de hidrógeno se encuentran cerca uno del otro, se presentan interacciones electrostáticas entre ellos

H + H H H .. ..

H – H Cl – Cl

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ENLACES MÚLTIPLES

• Cuando se comparte un par de electrones, se forma un enlace covalente sencillo, el cual por lo general se conoce simplemente como enlace sencillo

• En muchas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo más de un par de electrones

• Cuando se comparten más de un par de electrones, se dibujan dos líneas, lo que representa un enlace doble

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• Un enlace triple se forma cuando se comparten tres pares de electrones, como en el caso de la molécula de N2

• Como regla general, la distancia entre átomos enlazados disminuye conforme aumenta el número de pares de electrones compartidos

N N::

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MOMENTOS DIPOLARES

La diferencia de electronegatividad entre el H y F da pie a un enlace covalente polar en la molécula HF, la carga negativa se concentra

en el átomo más electronegativo y el H queda en el extremo positivo de la molécula

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REPRESENTACIÓN DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS

1. Sume los electrones de valencia de todos los átomos

a. Para un anión, sume un electrón por cada carga negativa al total

b. Para un catión, reste un electrón por cada carga positiva al total

PCl35 3 X 7 = 21

TOTAL = 26

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2. Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles están unidos con cuáles y conéctelos mediante un enlace sencillo (una línea representa dos electrones)

El átomo central es el menos electronegativo, con excepción del hidrógeno

Conecte los átomos externos al átomo central con enlace sencillos

P ClCl

Cl

Realice un seguimiento de electrones

26 – 6 = 20 electrones

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3. Complete los octetos alrededor de todos los átomos unidos al átomo central

Recuerde que un átomo de hidrógeno sólo tiene un par de electrones a su alrededor

P ClCl

Cl

: :

: :

:

::

::

Realice un seguimiento de electrones

26 – 6 = 20; 20 – 18 = 2 electrones

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4. Coloque los electrones que sobren en el átomo central

P ClCl

Cl

: :

: :

:::

::

:Realice un seguimiento de

electrones

26 – 6 = 20; 20 – 18 = 2; 2 – 2 = 0 electrones

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5. Si no hay electrones suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intente con enlaces múltiples

H C N

::

:

H C N :

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:O:Br:O::O:

:: :

: : :

:

1-

Estructura de Lewis para el Ión bromato

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UN IÓN POLIATÓMICO BrO3

1-

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CARGAS FORMALES• La carga formal de cualquier átomo en una molécula

es la carga que tendría el átomo si todos los átomos de la molécula tuvieran la misma electronegatividad

• Para calcular la carga formal se debe identificar:

1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en que se encuentran

2. En cualquier enlace (sencillo, doble o triple) se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo en el enlace

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3. En general, se elige la estructura de Lewis en la que las cargas formales de los átomos se acerquen más a cero

4. Por lo general elegimos la estructura de Lewis en la que cualquier carga negativa resida en los átomos más electronegativos

Carga formal = e- de valencia – e- asignados al átomo

Electrones no enlazados + enlazados / 2

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EJEMPLO DE CARGA FORMAL

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EJEMPLO DE CARGA FORMAL

• Consideraciones:

▫ La mejor estructuras de Lewis :

La que tiene menos cargas Coloca la carga negativa en el átomo más

electronegativo

-2 o +1

-1 o 0

0 o -1

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RESONANCIA• Las estructuras son equivalentes, pero la

estructura real es intermedia entre las dos representadas, sin que exista un modelo de enlace sencillo para poder representarla

• La molécula de ozono (O3), necesita más de una estructura para poder explicarse, por lo tanto se dice que tiene resonancia

• La doble flecha entre las dos estructuras indica que hay resonancia y que la molécula real es una mezcla de las dos representadas

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Estructuras de resonancia para la molécula de ozono

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Estructura de resonancia para el ion nitrato

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Estructura de resonancia para el benceno