No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.

Transcripción

1 Tema 2 Enlaces químicos Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico. o obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles. cteto y apareamiento electrónico. Los átomos tienden a ganar o compartir electrones hasta tener 8 electrones de valencia Cómo diseñar una estructura de Lewis? La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia. Parámetros a considerar en una estructura de Lewis 1. Escribe el número total de electrones de valencia. 2. Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones. 3. Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

2 Símbolos de Lewis de puntos de los elementos representativos y gases nobles

3 Estructuras de Lewis para algunos elementos: Electrones de valencia incluyendo los pares de electrones sin compartir Elemento Electrones de valencia Estructura de Lewis sodio a 3s 1 a magnesio Mg 3s 2 Mg Al aluminio Al 3s 2 3p 1 Si silicio Si 3s 2 3p 2 P fósforo P 3s 2 3p 3 S azufre S 3s 2 3p 4 Cl cloro argón Cl 3s 2 3p 5 Ar 3s 2 3p 6 Ar litio Li 2s 1 Li calcio Ca 4s 2 Ca

4 C carbono C par de electrones sin compartir: C TIEE electrones de valencia nitrógeno electrones de valencia par de electrones sin compartir oxígeno electrones de valencia par de electrones sin compartir Cl cloro par de electrones Cl Cl sin compartir electrones de valencia

5 Fórmula de Lewis para compuestos Una molécula de 2 tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes simples. El átomo tiene dos pares no compartidos: En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el dióxido de carbono (C 2 ) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

6 Electronegatividad La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados Escala de Pauling. Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7

7 La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 7A y el valor nulo es el de los gases nobles Globalmente, puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la Tabla periódica de los elementos, y que decae hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla.

8 Valores de la diferencia de E para definir el enlace iónico o covalente caracter covalente X enlace covalente polar carga parcial positiva carga parcial negativa + X covalente no polar momento dipolar (simétrico) pobre en rica en electrones electrones X Y + X Y enlace iónico caracter iónico

9 Ejemplo de enlaces covalente no polar, covalente polar y iónico Cl 2 Cl Cl Cl Cl 3.0 acl a 0.9 Cl 3.5 cloro E = 3.5 cloro E = 3.5 diferencia = 0 cloro E = 3.0 hidrógeno E = 2.1 diferencia = 0.9 cloro E = 3.0 sodio E = 0.9 diferencia = 2.1 enlace covalente no polar enlace covalente polar enlace iónico a + Cl Enlace covalente polar Enlace iónico

10 Enlace iónico Enlace Covalente: Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones Ejemplo: la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula 2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s 1

11 Ejemplos de combinaciones entre átomos de los diferentes grupos de la tabla periódica F F 2 Cl Cl 2 Br Br 2 I I 2 2

12 1A + Li + a + 2A Mg 2+ K + Ca 2+ Iones más comunes metales = cationes Cr 3+ Mn 2+ Fe 2+ Cu 1+ Fe 3+ Co2+ i 2+ Cu 21+ Zn 2+ no metales = aniones 3A 4A 5A 6A 7A 3+ Al 3-2- P 3+ S 2- F Cl Br Ag 1+ Cd 2+ Sn 2+ Pt 2+ Au 1+ g 2+ Pb 2+ Bi 3+ I + a + ion sodio Fe 2+ Fe 3+ Cationes (iones positivos) ion hidrógeno (protón) ion hierro (II) o ferroso ion hierro (III) o férrico Aniones (iones negativos) ion hidruro Cl ion cloruro C ion cianuro ion hidróxido S ion sulfuro Cu 1+ ion cobre (I) o cuproso 3 ion nitrato Cu 21+ ion cobre (II) o cúprico Mn 4 ion permanganato * ion amonio ion hidronio -2 C 3-2 S 4-3 P 4 ion carbonato ion sulfato ion fosfato

13 Principales valencias de los elementos. Grupo Familia Valencias 1A Alcalinos +1 (El también -1) 2A Alcalinotérreos +2 3A Térreos +3 4A Carbonoideos +2, +4 (El C también -4) 5A itrogenoideos -3, +1, +3, +5 6A Anfígenos -2, +2, +4, +6 El sólo -2, -1(peróxidos) y +2 (con el F) 7A alógenos 0 Gases nobles 0 Iones -1, +1, +3, +5, +7 El F sólo -1 C - (cianuro) 4 + (amonio) B Sc, Y, La, Ac +3 4B 5B 6B 7B B 2B Ti Zr, f V b Ta Cr Mo, W Mn Tc, Re Fe Ru s Co Rh Ir i Pd, Pt Cu Ag Au Zn, Cd g +2, +3, , +3, +5 +3, , +3 (como metal) +3, +6 (no metal) +6 +2, +3, +4 (como metal) +6, +7 (no metal) +4, +6, +7 +2, , +4 +2, , +4 +2, +3 +2, +4 +1, , , +2

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15 Algunos compuestos formados entre los grupos 1A, 2A y 3A con 7A +1 con X -1 F fluoruro de hidrógeno Cl cloruro de hidrógeno Br bromuro de hidrógeno I yoduro de hidrógeno (o ácido cuando esta en solución acuosa) Li F a Mg Al Cl K Ca Br I LiF fluoruro de litio acl cloruro de sodio KI yoduro de potasio LI +1 con F -1 a +1 con Cl -1 K +1 con I -1 MgCl 2 cloruro de magnesio CaBr 2 bromuro de calcio Mg +2 con Cl -1 Ca +2 con Br -1 AlCl 3 cloruro de aluminio Al +3 con Cl -1

16 tras combinaciones F Al P S Cl Cu Zn Br Ba I ZnI 2 metal con no metal yoduro de zinc BaS sulfuro de bario no metal con no metal PCl 3 CuCl cloruro de cobre I Al 2 3 óxido de aluminio tricloruro de fosforo

17 Puentes de hidrógeno o enlaces de hidrógeno F F

18 Rompimiento de enlaces covalentes: homólisis y heterólisis. Ruptura heterolítica Ruptura homolítica omólisis: Por lo general sucede en fase gas y produce un par de radicales libres ruptura Cl 2 Cl Cl Cl + Cl homolítica ruptura Cl Cl + homolítica Cl eterólisis: Por lo general sucede en solución y produce un par de iones acl ruptura + a Cl a + Cl (-) heterólitica K K ruptura + K + (-) heterólitica