PPTCES004CB33-A09V1. Enlace Químico

Transcripción

1 PPTCES004CB33-A09V1 Enlace Químico

2 Resumen de la clase anterior Tabla periódica Períodos Ordena los elementos en Según Grupos Según Nivel energético Electrones último nivel Propiedades periódicas Son Radio atómico Volumen atómico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad

3 Aprendizajes esperados Conocer la estructura de Lewis. Identificar los diferentes tipos de enlace químico. Conocer las propiedades fisicoquímicas de los distintos tipos de compuestos (iónicos, covalentes y metálicos). Determinar la geometría molecular de distintos compuestos químicos e iones.

4 Pregunta oficial PSU De acuerdo con la siguiente representación de Lewis se puede afirmar que el elemento X I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica. II) puede formar una molécula X2 III) tiene 4 electrones de valencia. Es (son) correcta(s) A) B) C) D) E) solo I. solo II. solo III. solo I y II. solo II y III. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.

5 1. Enlace químico 2. Estructura de Lewis 3. Tipos de enlace 4. Geometría molecular

6 1. Enlace químico Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad (molécula). Se basa en la valencia del átomo, que corresponde a los electrones situados en el último nivel de energía. Se busca mediante esta unión una estabilidad energética basada en la regla del dueto u octeto. Elemento Configuración e valencia Grupo N 1s22s22p3 5 VA Cl [Ne]3s23p5 7 VIIA Ca [Ar]4s2 2 IIA

7 2. Estructura de Lewis 2.1 Regla del octeto Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: regla del octeto. Los electrones que participan en el enlace químico son los electrones de valencia y pueden formar enlaces sencillos, dobles o triples. Los átomos se representan con su símbolo y alrededor se colocan los electrones de valencia, representados mediante puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones, respectivamente. Ion nitrito NO2

8 2. Estructura de Lewis

9 Actividades Determina la estructura de Lewis del SO2 1. Se determina la configuración electrónica y los electrones de valencia de cada elemento. Elemento Configuración e de valencia e valencia totales Azufre (S) [Ne]3s23p4 6 6 Oxígeno (O) [He]2s22p4 6x2 12 Total Se sitúa como átomo central el menos electronegativo (en este caso, el S) y se distribuyen los electrones de manera que cada átomo cumpla con la regla del octeto.

10 2. Estructura de Lewis 2.2 Excepciones Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del octeto, ya sea por defecto o por exceso de electrones. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF3) y el hidruro de berilio (BeH2) no llegan a completar su octeto por falta de electrones de valencia. Por el contrario, en el pentacloruro de fosforo (PCl5) y el hexafluoruro de azufre (SF6) el átomo central forma cinco y seis enlaces, respectivamente, con un exceso de electrones debido a la existencia de los niveles 3d vacíos.

11 3. Tipos de enlace 3.1 Enlace iónico Características del enlace Propiedades de los compuestos Se produce cuando entran en contacto un elemento muy electropositivo y uno muy electronegativo produciéndose una TRANSFERENCIA de electrones desde el primero hacia el segundo. Se forma entre elementos de los grupos IA o IIA con elementos de los grupos VIA o VIIA. Diferencia de electronegatividad 1,7 Forman redes cristalinas. Son sólidos con puntos de fusión y ebullición altos. Son solubles en disolventes polares. Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. No conducen la corriente en estado sólido. Son malos conductores térmicos. CsCl

12 3. Tipos de enlace 3.2 Enlace covalente Características del enlace Se forma por COMPARTICIÓN de un par de electrones entre dos átomos, adquiriendo ambos estructura electrónica de gas noble. Diferencia de electronegatividades < 1,7 Se forma generalmente entre elementos no metálicos. Existen enlaces covalentes polares, apolares y dativos. Propiedades compuestos de los Presentan temperaturas de ebullición y fusión bajas. A CNPT, pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Son aislantes de corriente eléctrica y calor. Son solubles en disolventes apolares.

13 3. Tipos de enlace 3.2 Enlace covalente Covalente polar Formado por dos átomos diferentes. Un núcleo tiene mas fuerza que otro para atraer electrones de enlace. Se forman dipolos. 0 E.N. 1,7 Covalente apolar Formado por dos átomos iguales. Núcleos ejercen una fuerza de atracción equivalente (enlace perfecto). E.N. 0 Se presenta en moléculas monoelementales. Covalente coordinado o dativo Enlace covalente polar (compartición de un par de electrones) con la peculiaridad de que es uno de los dos átomos el que aporta los 2 electrones. Ejemplos H2O HCl SO2 CCl4 CH3Cl Ejemplos O2 F2 H2 N2 Br2 Ejemplos NH4+ H2SO4 H3O+

14 3. Tipos de enlace 3.3 Enlace metálico Características del enlace Propiedades de los compuestos Característico de los metales. Es un enlace fuerte, que se forma entre elementos de la misma especie, de electronegatividades bajas y similares. Se forma una nube electrónica con los electrones deslocalizados. Son dúctiles y maleables. Son buenos conductores de la electricidad. Conducen el calor. Tienen puntos de fusión y ebullición variables. La mayoría son sólidos a T ambiente (excepto el mercurio). Son, generalmente, insolubles en cualquier tipo de disolvente. Tienen un brillo característico, debido a que absorben energía de cualquier longitud de onda. Nuestro cobre chileno. Gran conductor de la electricidad.

15 3. Tipos de enlace

16 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas: 1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central Electrones enlazantes mantienen equidistancia 2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central Electrones libres repelen a electrones enlazantes

17 4. Geometría molecular 1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central

18 4. Geometría molecular 2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central

19 4. Geometría molecular 2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central SF4 PE=4 PL=1 Balancín ClF3 PE=3 PL=2 Forma de T BrF5 PE=5 PL=1 Pirámide cuadrada XeF4 PE=4 PL=2 Plano cuadrada

20 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de la Hibridación Un enlace químico covalente se forma por la superposición de orbitales atómicos, que contienen los electrones de valencia. Para lograr esto es necesario que los orbitales atómicos se mezclen originando nuevos orbitales denominados híbridos. Lo anterior sólo ocurre cuando los orbitales predesores presenten igual energía. El número de orbitales híbridos es siempre igual al número de orbitales atómicos originales.

21 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de la Hibridación Hibridaciones 1 sp 2 sp 3 sp

22 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp3 Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que existe repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4 enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109,5. Si embargo, un átomo con hibridación sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tres de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide de base trigonal una molécula angular.

23 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp2 Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace. Los ángulos de enlace son de 120. Un átomo con hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces, con lo que sus moléculas pueden ser triangulares o angulares.

24 4. Geometría molecular 4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp1 o sp Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para experimentar la mínima repulsión. Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formar enlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales,

25 4. Geometría molecular 4.2 TRPEV: Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia Modelo para predecir la geometría de las moléculas. Su idea central era que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan las repulsiones electrostáticas entre ellos.

26 4. Geometría molecular 4.2 TRPEV: Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia AXnEm A: Átomo central. X: Ligandos unidos al átomo central. n: Número de ligandos unidos al átomo central. E: Pares de electrones libres en torno al átomo central. m: Número de pares de electrones libres.

27 4. Geometría molecular Geometría Lineal - 2 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 180 AX2

28 4. Geometría molecular Geometría Trigonal Plana - 3 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 120 AX3

29 4. Geometría molecular Geometría Trigonal Angular - 1 de los 3 pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central. - Angulo de enlace: inferiores a 120 AX2E

30 4. Geometría molecular Geometría tetraédrica - 4 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 109,5 AX4

31 4. Geometría molecular Geometría Piramidal Trigonal - 4 pares de electrones pero uno solitario. - Angulo de enlace: menores a 109 AX3E

32 4. Geometría molecular Geometría Angular - 4 pares de electrones pero dos solitarios. - Angulo de enlace: menores a 109 AX2E2

33 4. Geometría molecular

34 4. Geometría molecular qué necesito para determinar la geometría de una molécula? (Lewis)

35 Actividades Determina estructura de Lewis y geometría molecular del CO32 Paso 1. C es menos electronegativo que O, coloca C en el centro. Paso 2. Cuenta los electrones de valencia, sumando los electrones que dan la carga al ion. Elemento Configuración e de valencia e valencia totales Carbono (C) [He]2s22p2 4 4 Oxígeno (O) [He]2s22p4 6x (cargas negativas) Total 24 Paso 3. Dibuja enlaces sencillos entre los átomos de C y O y completa los octetos.

36 Actividades Paso 4. El carbono debe presentar 4 enlaces. Dónde se encuentran localizadas las dos cargas negativas? Paso 5. Basándote en el modelo TRPECV, identifica la geometría de la molécula. El C (átomo central) está unido a tres átomos de O y no tiene pares de electrones libres. Por tanto, la geometría del ión carbonato es TRIANGULAR (trigonal plana).

37 Ejercicios Cuál de las siguientes estructuras de Lewis representa al ion nitrato, NO3?. Considere que cada línea representa a un par de electrones. D Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2011.

38 Pregunta oficial PSU De acuerdo con la siguiente representación de Lewis se puede afirmar que el elemento X I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica. II) puede formar una molécula X2 III) tiene 4 electrones de valencia. Es (son) correcta(s) A) B) C) D) E) solo I. solo II. solo III. solo I y II. solo II y III. B Comprensión Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.

39 Síntesis de la clase Electrones de la última capa Octeto otorga estabilidad Valencia Enlace químico Enlace iónico Enlace covalente Transferencia de electrones Compartición de electrones

40 Síntesis de la clase Qué tipo de enlace tienen los siguientes compuestos?