Configuración Electrónica. Electrones de Valencia

Transcripción

1 Química rgánica I

2 Configuración Electrónica. Electrones de Valencia

3 Configuracion Electronica de los Elementos Configuracion Electronica Simbolo Lewis Valencia C [He]2s 2 2p 2 4 N [He]2s 2 2p 3 3 C N [He]2s 2 2p 4 2 H 1s 1 1 FH Cl [Ne]2s 2 2p 5 1 Cl

4 Enlaces Quimicos Elementos pueden formar numero especificos de enlaces Algunos atomos pueden formar multiples enlaces con el mismo atomo. Manteniendo la Valencia!

5 Patrones normales de enlace Carbon (4 bonds) C C C C Nitrogen (3 bonds) N N N (Phosphorus) xygen (2 bonds) (Sulfur)???? Halogen (1 bond) X (F, Cl, Br, I) Hydrogen (1 bond) H

6 Resumen de rbitales Nombre Tipo Max # e - # orbital s 2 1 p 6 3 d 10 5 f 14 7

7 Enlaces Quimicos Los enlaces se forman por atracciones Coulombicas e intercambio de electrones Enlace covalente Enlace iónico

8 Enlaces ionicos : transfieren electrones Na + Cl Na + Cl Enlaces covalente : comparten electrones H + Cl H Cl Enlaces Covalente No Polar Enlaces Covalente Polar Enlaces Ionico

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10 Enlace Quimico. Teoria de Enlace de Valencia Solapamiento los orbitales Atomicos. Para el H de cada uno 1s orbitals. La Interferncia constructiva de las ondas orbitales generan una nueva onda con una alta densidad electronica entre los nucleos. Los dos e- se comparten en el orbital solapado.

11 Longitud de Enlace y Energia de Enlace Longitud de Enlace, distancia a la cual la molecula se encuentra mas estable

12 Enlace Quimico. Teoria de Enlace de Valencia F 2

13 Tipos de enlaces covalentes: Molécula de Hidrógeno: H 2

14 Representación Electrones de Valencia. Estructuras de Lewis X... Ḟ... Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo. El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados. Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura

15 Escribiendo las Estructuras de Lewis

16 Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, algunos elmentos de la Tabla Periodica. X v v

17 Estructuras de Lewis y Gases Nobles Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 G. N. Lewis Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.

18 Estructuras de Lewis en Enlaces Covalentes G. Lewis propuso el concepto de Enlace Covalente- se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones para alcanzar la configuración de un Gas noble F + F F F Pares e - libres Par e - enlace Forma Los pares estructural de enlace plana que de no una forman molécula parte que del muestra enlace se cómo denominan están unidos pares los átomos libres (no entre enlace) sí. No representa la forma tridimensional de la molécula Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o dos para el helio) Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente

19 Estructuras de Lewis. Regla del cteto» Regla En el del enlace octeto: sólo participan los electrones Los de valencia átomos (los que se se unen encuentran compartiendo alojados electrones en la última capa). hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2 p 6 Ej.: El enlace en la molécula de agua.

20 Como escribir estructuras de Lewis? Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono C 2 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales C Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s 2 2p 2 1 carbono x 4 electrones = 4 : [He]2s 2 2p 4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones

21 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central: C Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: C Estructura de Lewis del C 2

22 tros ejemplos de estructuras de Lewis H Ejemplo 1: CH 4 1) C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x4= 4e- 2) 8e- 2) H Ejemplo 2: H 2 C 1) C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x2= 2e- : 1s 2 2s 2 p 4 6e- 12e- H C H H H C 3) Pares de e- libres: 12-6= 6 H H C 4) H H C

23 Ejemplos de estructuras de Lewis continuacion Ejemplo- amoniaco NH 3 Paso 1- Paso 2- H N H H N: [He]2s 2 2p 3 5 e- del Nitrógeno H: 1s 1 3 e- de los Hidrógenos número total de e- 8 e- 4 pares de e- Paso 3- H N H H N completa su octeto H tiene su capa completa con 2 electrones

24 Estructuras de Lewis. En los enlaces Covalentes, algunos átomos poseen pares de electrones libres. Pares solitarios Pares solitarios Pares solitarios Afectan la reactividad del compuesto Aniones clorato y carbonato

25 La NU ha declarado el año 2011 como Año Internacional de la Química (International Year of Chemistry, IYC-2011). Con esta ocasión, se van a desarrollar una serie de conferencias cuyos objetivos son poner de manifiesto los logros de la química y su contribución al bienestar de la humanidad; lo que servirá para mejorar la apreciación social de la química, animar a los jóvenes a estudiar química y generar un clima de confianza y entusiasmo en el futuro (siempre creativo) de la investigación química. El año 2011 coincide con el centenario de la concesión del Premio Nobel de Química a Marie Curie, lo que es el motivo para la celebración de este año; y también es una oportunidad para reconocer la contribución de la mujer a la Ciencia.

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27 Estructuras de Lewis. Carga Formal Cuando hay mas de una estructura de Lewis, se debe decidir cual es la correcta. Ejemplo. El dióxido de carbono (C 2 ), puede escribirse como:

28 Estructuras de Lewis. Carga Formal En general, si se pueden dibujar varias estructuras, la más estable será aquella donde: Las cargas formales sean las menores Si hay carga negativa, debe encontrarse en el átomo más electronegativo En el ejemplo anterior, la segunda estructura correcta es la que tiene las cargas formales menores (es decir 0 en todos los átomos)

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30 1) 2) Ejemplo 3: Si 4-4 Si: 3s 2 p 2 4e- : 2s 2 p 4 6e-x4 = cargas neg. Si 4-3) e- de v. libres: 32-8= e- 1) 2) Ejemplo 4: S 2 S: 3s 2 p 4 6e- : 2s 2 p 4 6e-x2 = cargas neg. 3) e- de v. libres: 18-4= 14 S S 18 e- 4) Si 4-4) S

31 Excepciones a la regla del cteto Hay tres clases de excepciones a la regla del ctete: a) Moléculas con nº de e- impar. N (5+6=11 e- de valencia) N tros ejemplos: Cl 2, N 2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). F B F F Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

32 Excepciones a la regla del cteto c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. PCl 5 XeF 4 nº de e- de v 5+7x5= 40 e- Cl Cl Cl P Cl Cl nº de e- de v 8+7x4= 36 e- F F Xe F F tros ejemplos: ClF 3, SF 4, XeF 2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

33 Estructuras de Lewis. Carga Formal Antes de continuar analizando Estructuras de Lewis debemos definir, Carga Formal. La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos). La suma de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total en la molécula o ion. C f = X (Y + Z/2) X= nº de e- de valencia Y= nº de e- no compartidos Z= nº de e- compartidos

34 Estructuras de Lewis. Carga Formal CH 4 H I) - Para C: C f = 4-(0+8/2)= 0 H C H - Para : C f = 6-(4+4/2)= 0 H Correcta! II) H C H tro ejemplo: C N H H - Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 - Para : C f = 6-(2+6/2)= +1 - Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 - Para N: C f = 5-(2+6/2)= 0 Estructura de Lewis más probable: El valor de C f sea mas próximo a 0 La C f negativa este localizada sobre el átomo + electronegativo

35 Estructuras de Lewis. Carga Formal

36 Formas Resonantes En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe propiedades de la molécula que representa. correctamente las Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo) Å 1.21 Å

37 Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones Formas resonantes - No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. - Las estructuras son equivalentes. - Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

38 Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones Formas resonantes o Hibridos de Resonancia - No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. - Las estructuras son equivalentes. - Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

39 Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones Formas resonantes - No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. - Las estructuras son equivalentes. - Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos. Ejemplos comunes: 3, N 3-, S 4 2-, N 2, y benceno. or

40 Las estructuas de lewis para el ion carbonato (C 2= ), permite generar tres estructuras equivalentes

41 Estructuras de Lewis. Hibridos de Resonancia Las estructuas de lewis para el ion carbamato, permite generar tres estructuras Se transforma a Se transforma a Representación de un mapa de potencial Electrostático calculado, mostrando la distrib. de carga del oxígeno

42 Reglas de Resonancia 1.- Las estructuras resonantes sólo suponen movimiento de electrones (no de átomos) hacia posiciones (átomo o enlace) adyacentes. CH 3 N 2 2.-Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º período poseen octetos completos son más importantes (contribuyen más al híbrido de resonancia) que las estructuras que tienen los octetos incompletos. Estructura no valida, nitrogeno posee 10 e-

43 3.-Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la mínima separación de carga. 4.-En los casos en que una estructura de Lewis con octetos completos no puede representarse sin separación de cargas, la estructura más importante será aquella en la que la carga negativa se sitúa sobre el átomo más electronegativo y la carga positiva en el más electropositivo. 5.- Todas las formas canónicas deben tener igual número de electrones y la misma carga neta. No son formas canonicas o hibridos

44 5.- Todas las formas canónicas deben tener igual número de electrones desapareados. 6.- La DESLCALIZACIN de electrones ESTABILIZA LA MLECULAS. Una molecula con electrones deslocalizados es mucho mas estable que cualquiera de las estructuras de Lewis por separado. El grado de estabilizacion es mayor mientras mayor sea las estructuras igualmente contribuyebtes de Lewis. Las dos son igualmente contribuyentes. La primera es mas contribuyente y representa mejor a metilnitrito