Universidad Autónoma de Ciudad Juárez - Capitulo 4: ENLACES … · 2003. 1. 31. · - En el...
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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.
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Ing. Virginia Estebané 3
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
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Ing. Virginia Estebané 4
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
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Ing. Virginia Estebané 5
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
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Ing. Virginia Estebané 6
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
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Ing. Virginia Estebané 7
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.
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Ing. Virginia Estebané 8
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
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Ing. Virginia Estebané 9
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.
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Ing. Virginia Estebané 10
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
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Ing. Virginia Estebané 11
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)
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Ing. Virginia Estebané 14
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
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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-
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Ing. Virginia Estebané 16
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
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Ing. Virginia Estebané 17
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.
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Ing. Virginia Estebané 18
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.
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Ing. Virginia Estebané 19
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
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Ing. Virginia Estebané 22
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
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Ing. Virginia Estebané 23
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
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Ing. Virginia Estebané 24
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.
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Ing. Virginia Estebané 26
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.
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Ing. Virginia Estebané 27
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
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Ing. Virginia Estebané 28
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
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Ing. Virginia Estebané 29
Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación)
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
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Ing. Virginia Estebané 30
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).
OEj: H - O - S - O - H
O
7.- Comprobación : Se cuentan todos lo e- (compartidos y sin compartir) = A
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Ing. Virginia Estebané 31
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)
![Page 32: Universidad Autónoma de Ciudad Juárez - Capitulo 4: ENLACES … · 2003. 1. 31. · - En el enlace covalente no polar el diferencial de electroneg. es cero, los e- se comparten](https://reader036.fdocuments.es/reader036/viewer/2022071418/61159ee24846831029193a46/html5/thumbnails/32.jpg)
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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.