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Ing. Virginia Estebané 1

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

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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 e-

de otros átomos que invaden sus orbitales vacantes.


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 útilde mostrar los e- de valencia.

Ej: S: [Ne]3s23p4 Símbolo de Lewis

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

S


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−, SO4

2−

! Las propiedades químicas de los iones son muy diferentes de las de los átomos originales


Esquema de la formación del ion Na+ a partir de un átomo de Na.

11p+ 11e- 11p+ 10e-11p+Pérdida de

Un electrón

11p+

Atomo de sodio, Na Ion sodio, Na+

Carga neta (Na): +11 -11= 0 Carga neta (Na+): +11-10=+1

En general, los atomos metálicos tienden a perder electrones


Esquema de la formación del ion Cl-

a partir de un átomo de Cl.

17p+ 17e- 11p+ 18e-17p+Ganancia de

Un electrón

17p+

Atomo de Cl Ion Cl-

Carga neta Cl: +17 -17=0 Carga neta Cl- = +17- 18= -1

En general, los átomos no metálicos tienden a ganarelectrones


Predicción de cargas iónicas

! 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.


Predicción de cargas iónicas (continuación)

La tabla periódica es útil para recordar las cargas de los iones, sobre todo en los siguientes grupos:

GRUPO CARGA1A 1+2A 2+7A 1 -6A 2 -

Los demás grupos no se prestan a regla tan sencilla


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.


Compuestos iónicos (continuación)

! 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


Estructura cristalina del NaCl

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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.

Ej: Na x + Cl Na++ [ xCl ]-

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, esla atracción entre iones con diferente carga, lográndose que formen una matriz sólida o red.

Los iones formadosal tener carga opuesta se atraen

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Configuración electrómica de los ionesNa 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 metalesde grupo 4A (C, Si, y Ge)


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 Fe2+:[Ar]3d6


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:

! 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 cationesson 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.

NH4+ CO32-


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.

O2- F- Na+ Mg2+ Al3+

1.40Å 1.33Å 0.97Å 0.66Å 0.51Å

Carga nuclear creciente

Radio iónico decreciente


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.


Moléculas y compuestosmoleculares

Moléculas y compuestosmoleculares

! 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 átomosestrechamente unidos.


Moléculas y fórmulas químicasMoléculas y fórmulas químicas! Muchos elementos se encuentran en la naturaleza

en forma molecular. Ejemplo de moléculas diatómicas: Hidrógeno, oxígeno nitrógeno, y los halógenos

! 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.

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Enlaces covalentes

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

Ambos átomos (de la molécula del H2 y Cl2)tienen configuraciónelectrónica 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.

H + H H H H H = H2

Cl + Cl Cl Cl Cl Cl = Cl2

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Enlaces covalentes

F F ó F - F

O O O = O

N N N = N! Por regla general, la distancia entre átomos

disminuye al aumentar el # de e- compartidosEj: N-N N= N N= N

1.47 Å 1.24 Å 1.10 Å

x

xxx

x

xx

x

xx

Sencillo

xxx x x

xx Doble

xxx

x x

Triple

x


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 - Fδ+ δ- δ= indica que hay carga

parcial


Polaridad y electronegatividad! Se utiliza una cantidad denominada

ELECTRONEGATIVIDAD para estimar la polaridad del enlace.

! Electronegatividad.- Es una medida de la capacidadde un átomo para atraer e- hacia si mismo en un enlace. El valor máximo es 4 para el F y el menor0.7 para el Cs. La escala fue establecida por LinusPuling (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


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 deizquierda a derecha. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.

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Polaridad de los enlaces y electronegatividad

Enlace Dif. Electroneg. entre los elementos.Ionico mayor que 1.9 (metal + no metal) Covalente menor que 1.9 (no metales) metálico menor que 1.9 (metales)

Aum

enta

Aumenta

1.9 valor escogido como �frontera�

EJ: F2 HF LiF

4-4=0 4.0-2.1=1.9 4-1 =3.0

covalente no polar covalente polar Iónico

Cuanto mayor sea la dif.electronegati-vidad más polar sera el enlace.


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.


Formulación de la estructura de Lewis

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

S= N-AS= # 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


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 OH O S O H

O2.- se calcula NEj: N= 8e- x1 (átomo S)+ 8e- x4 (átomos de O )+

2e- x 2 (átomos de H) = 44 e- necesarios



3.- Se calcula AEj: A=1e- x2(átomo H)+ 6e- x1(átomo S)+

6e- x 4(átomos O)= 32 e- disponibles4.- Se calcula SEj: 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

OEj: H - O - S - O - H

O



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).

OEj: H - O - S - O - H

O

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


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)

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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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