Química general Primera Unidad: LA QUÍMICA UNA CIENCIA BÁSICA

Transcripción

1 Química general Primera Unidad: LA QUÍMICA UNA CIENCIA BÁSICA Describe los fundamentos de la formación de enlace iónicos y covalentes y su relación con la polaridad de las moléculas resultantes. Mg. Emilio Ponce Caro

2 Enlace químico Sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.

3 Enlace químico Un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel. Enlace químico: Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

4 Enlace químico Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia).

5 Enlace químico Ejemplo: Para el cloro Z = 17 se tiene: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Como es un elemento de alta electronegatividad, es posible que aloje un electrón en 3p 5, alcanzando una configuración electrónica semejante al argón ( 18 Ar), como el anión Cl -.

6 Enlace químico Ejemplo: El litio de Z = 3 se tiene: 1s 2 2s 1 Como es un elemento de baja electronegatividad, es posible que entregue el electrón de 2s 1, alcanzando una configuración electrónica semejante al helio ( 2 He ), como el catión Li +.

7 Enlace químico: Símbolos de Lewis En 1916, Lewis, elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo con puntos o cruces alrededor del símbolo químico del elemento. Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno (O) Z = 8 es: 1s 2 2s 2 2p 4 Cuántos electrones de valencia hay?

8 Enlace químico: Símbolos de Lewis Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno Z = 8 es: 1s 2 2s 2 2p 4 6 electrones de valencia Así, por ejemplo, la formación de la molécula diatómica de oxígeno se expresa de la siguiente forma según la notación de Lewis:

9 Enlace químico: Símbolos de Lewis La participación de los electrones de valencia en la formación de un compuesto como la sal puede ser representada en el siguiente esquema: a. Diagramas atómicos: b. Configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 c. Notación de Lewis:

10 Enlace químico: Símbolos de Lewis Aplicando la notación de Lewis, se obtiene la siguiente tabla resumen:

11 Electrones de valencia Grupo e - Valencia Valencia Lewis Li Be B C : N : O : : F : : Ne : ns 1 ns 2 ns 2 p 1 ns 2 p 2 ns 2 p 3 ns 2 p 4 ns 2 p 5 ns 2 p 6 Para los grupos 1-2 y (Li - C), electrones de valencia = a los electrones que forman enlaces. Para los grupos (N - F), electrones de valencia a los electrones que forman enlaces.

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13 Enlace químico: Símbolos de Lewis A partir de lo anterior surge la regla del octeto, que dice: Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano en la Tabla periódica.

14 Representación de las estructuras de Lewis a) Identificar los átomos centrales y terminales. El átomo de hidrógeno es siempre terminal. Los átomos centrales son generalmente los de menor electronegatividad (No considerar al H). El átomo de carbono es siempre central.

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16 Representación de las estructuras de Lewis b) Determinar del número total de electrones de valencia c) Dibujar la estructura d) Agregar los electrones hasta completar el octeto en cada elemento

17 Ejemplo 1 Escribir la estructura de Lewis del Amoniaco, NH 3 Paso 1: Identificar el átomo central N Paso 2: Contar el número total de e - de valencia: H = 1 y N = 5 Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones Paso 3: Dibujar la estructura posible H N H H Paso 4: Agregar los e - faltantes H N H H

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19 Electrones de valencia Grupo e - Valencia Valencia Lewis Li Be B C : N : O : : F : : Ne : ns 1 ns 2 ns 2 p 1 ns 2 p 2 ns 2 p 3 ns 2 p 4 ns 2 p 5 ns 2 p 6 Para los grupos 1-2 y (Li - C), electrones de valencia = a los electrones que forman enlaces. Para los grupos (N - F), electrones de valencia a los electrones que forman enlaces.

20 Electronegatividad

21 Ejemplo: Escribir la estructura de Lewis del CO 2 Paso 1: Identificar el átomo central C Paso 2: Contar el número total de e - de valencia: Paso 3: Dibujar la estructura posible

22 Ejemplo: Escribir la estructura de Lewis del CO 2 Paso 1: Identificar el átomo central C Paso 2: Contar el número total de e - de valencia: C = 4 2 x O = 2 x 6 = 16 Paso 3: Dibujar la estructura posible O C O

23 Ejemplo: Paso 4: Agregar los e - faltantes O C O Paso 5: Dibuje un octeto sobre el C, formar dobles enlaces O C O O C O

24 Ejercicio: Escriba la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: NaCl BaCl 2 H 2 O Na 2 S BaS AlF 3

25 Ejercicios: Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:

26 Excepciones a la regla del octeto 1.- Moléculas número impar de electrones 2.- Moléculas con un átomo con un octeto incompleto 3.- Moléculas con un átomo con un octeto expandido 1.- Moléculas número impar de electrones..... N=O.. Nitric Oxide

27 Excepciones a la regla del octeto 2. Octetos incompletos.. : F :.. H - Cl.. : B.. F.. : : F.. :

28 Excepciones a la regla del octeto 2. Octetos incompletos Trifluoruro de boro BF 3 Total de electrones (3*7) + 3 = 24

29 Excepciones a la regla del octeto 2. Octetos incompletos BF 3 B no tiene capacidad de atraer los electrones por la diferencia de electronegatividad

30 Excepciones a la regla del octeto 3. Octetos expandidos. 10 electrones! Cl Cl P Cl 12 electrones! F Cl F F S Cl F F F Fósforo [Ne] 3s 2 3p 3 Azufre [Ne] 3s 2 3p 4 Xenon [Ne] 3s 2 3p 6

31 Excepciones a la regla del octeto Las excepciones más comunes son: Be, B, P, S y Xe. Be: 4 B: 6 P: 8 ó 10 S: 8, 10 ó 12 Xe: 8, 10 ó 12 BF 3 SF 4

32 Enlace químico: Símbolos de Lewis Excepciones: Los átomos de los elementos de tamaño pequeño (H, Li y Be) cuando establecen enlaces tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones, alcanzando la configuración electrónica del helio, condición conocida como regla del dueto.

33 Enlace químico Se define como la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto y se clasifica como se muestra en el esquema:

34 Enlace químico En 1916, Lewis y Kossel, establecieron que: un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.

35 Enlace químico Ejemplo: Flúor es el elemento más electronegativo del sistema periódico, Cuál será su tendencia?. Z=9: 1s 2 2s 2 2p 5 Químicamente, el flúor se combinará con un elemento que ceda con facilidad su electrón, entre ellos se encuentran los metales. Ejemplo, el sodio (Na). Z=11: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 A partir de ese intercambio electrónico se forma el fluoruro de sodio, NaF. 10Ne

36 Enlace iónico o electrovalente Se forma cuando los átomos participantes presentan una diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual o mayor a 1,7. Se produce una transferencia de uno o varios e - desde el átomo de menor al de mayor electronegatividad. Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.

37 Enlace iónico o electrovalente Elementos que forman enlace iónico Elementos con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7

38 Enlace iónico o electrovalente Ejemplo: Unión del sodio y el cloro. El sodio (Na) presenta la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 y una electronegatividad de 0,9. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 y una electronegatividad de 3,0. El Na cederá un electrón, y el Cl lo recibirá,

39 Enlace iónico o electrovalente Transferencia completa de uno o más electrones de valencia BaO Ba O Ba 2+ O 2- MgCl 2 Mg Cl Cl Mg 2+ Cl - 2

40 Enlace íónico Elementos que forman enlace iónico Metales del grupo I, II A, y de transición con no metales del grupo VI y VII A de la tabla periódica

41 Enlace Iónico Propiedades de un enlace iónico Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales: Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición. La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua. La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal. Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.

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43 Enlace covalente En un enlace covalente, los átomos comparten dos o más electrones. Los átomos participantes tienen diferencias de electronegatividades igual o superior a cero y menor a 1,7.

44 Enlace covalente En un enlace covalente, los átomos comparten dos o más electrones. Los átomos participantes tienen diferencias de electronegatividades igual o superior a cero y menor a 1,7.

45 Enlace covalente En un enlace covalente, los átomos comparten dos o más electrones. Los átomos participantes tienen diferencias de electronegatividades igual o superior a cero y menor a 1,7.

46 Tipos de enlaces covalentes a) Enlace simple: comparten un par de electrones H O H o H O H H 2 O Enlaces simples b) Enlace doble: comparten dos pares de electrones CO 2 O C O o O C O Enlaces dobles c) Enlace triple: compartes tres pares de electrones N 2 N N o N N Enlaces triples

47 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente apolar Se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual a cero. Generalmente, da origen a moléculas homoatómicas (dos átomos idénticos) Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N 2 o en O 2 ), los electrones son compartidos por igual. H 2 ; O 2, N 2 ; F 2 ; Br 2, y I 2.

48 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente apolar Ejemplo:

49 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente apolar Importante: Existen moléculas diatómicas homonucleares que tienen una diferencia muy baja de electronegatividad las cuales también clasifican como no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO 2 ) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

50 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente polar Se forma cuando la diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7 Origina compuestos covalentes diatómicos (2) poliatómicas (3 o +) siendo el átomo central generalmente menos electronegativo y con mayor capacidad de formar enlaces. Si los átomos son no metales pero distintos (NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar.

51 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente polar Ejemplo:

52 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente coordinado o dativo Se presenta cuando un mismo átomo aporta el par electrónico. Se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos.

53 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente coordinado o dativo Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo dador tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo aceptor tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia. Este enlace tiene igual longitud y energía que otro enlace igual y es, por tanto, indistinguible.

54 Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente coordinado o dativo Ejemplo:

55 Tipos de enlaces covalentes Propiedades de los enlaces covalentes Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. La mayoría son insolubles en disolventes polares. La mayoría son solubles en disolventes apolares. Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad. Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas

56 IMPORTANTE La unión de 2 elementos no metales se realiza mediante un enlace covalente. Si esta unión posee una diferencia de electronegatividad > 1,7 significaría que debería formar un enlace iónico, pues el enlace covalente polar va de 0,5 a 1,7. Sin embargo, al ser ambos no metales, son elementos electronegativos que no ceden electrones solo captan o comparten. Por lo tanto prevalece el concepto de enlace covalente que se produce entre elementos no metálicos a pesar de la diferencia de electronegatividad..