Capitulo 4: ENLACES QUIMICOS

Transcripción

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 Ing. Virginia Estebané 1

2 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. 2

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 útil de mostrar los e- de valencia. Ej: S: [Ne]3s 2 3p 4 S 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. Ing. Virginia Estebané 3

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 +, NH + 4! Si un átomo (s) gana e - se forma un ion negativo anión. Ej: Cl, SO 4 2! Las propiedades químicas de los iones son muy diferentes de las de los átomos originales Ing. Virginia Estebané 4

5 Ing. Virginia Estebané 5 Esquema de la formación del ion Na + a partir de un átomo de Na. Atomo de sodio, Na Ion sodio, Na + 11p+ 11e - Pérdida de Un electrón 11p+ 10e- Carga neta (Na): = 0 Carga neta (Na + ): =+1 En general, los atomos metálicos tienden a perder electrones

6 Ing. Virginia Estebané 6 Esquema de la formación del ion Cl - a partir de un átomo de Cl. Atomo de Cl Ion Cl - 17p+ 17e - Ganancia de Un electrón 17p 11p+ 18e- Carga neta Cl: =0 Carga neta Cl - = = -1 En general, los átomos no metálicos tienden a ganar electrones

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. Ing. Virginia Estebané 7

8 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 CARGA 1A 1+ 2A 2+ 7A 1-6A 2 - Los demás grupos no se prestan a regla tan sencilla

9 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.

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 Ing. Virginia Estebané 10

11 Estructura cristalina del NaCl Ing. Virginia Estebané 11

12 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 I 1 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 Los iones formados al tener carga opuesta se atraen! La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables, es la atracción entre iones con diferente carga, lográndose que formen una matriz sólida o red. 12

13 Configuración electrómica de los iones Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 = [Ne]3s 1 Na + 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne] Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [Ne]3s 2 3p 5 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ne]3s 2 3p 6 = [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 metales de grupo 4A (C, Si, y Ge) 13

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]4d 10 5s 1 Ag + :[Kr]4d 10 Fe: [Ar]3d 6 4s 2 Fe 2+ :[Ar]3d 6 Ing. Virginia Estebané 14

15 Ing. Virginia Estebané 15 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: NH 4+ CO 2-3! 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 cationes son 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.

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. Carga nuclear creciente O 2- F - Na + Mg 2+ Al Å 1.33Å 0.97Å 0.66Å 0.51Å Radio iónico decreciente Ing. Virginia Estebané 16

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. Ing. Virginia Estebané 17

18 Moléculas y compuestos moleculares! 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 átomos estrechamente unidos. Ing. Virginia Estebané 18

19 Moléculas 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 CO 2 - 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. Ing. Virginia Estebané 19

20 Enlaces covalentes! Consiste en un un par de e- compartidos entre 2 átomos Ej: H + H H H H H = H 2 Cl + Cl Cl Cl Cl Cl = Cl 2 Ambos átomos (de la molécula del H 2 y Cl 2 )tienen configuración electrónica 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. 20

21 Enlaces covalentes x x F F x ó F - F x x x x x x x x Sencillo x x O O x O = O xx x x Doble N N N = N x x x! Por regla general, la distancia entre átomos disminuye al aumentar el # de e- compartidos Ej: N-N N= N N= N x x 1.47 Å 1.24 Å 1.10 Å Triple 21

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 - F δ + δ - δ= indica que hay carga parcial Ing. Virginia Estebané 22

23 Polaridad y electronegatividad! Se utiliza una cantidad denominada ELECTRONEGATIVIDAD para estimar la polaridad del enlace.! Electronegatividad.- Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer e- hacia si mismo en un enlace. El valor máximo es 4 para el F y el menor 0.7 para el Cs. La escala fue establecida por Linus Puling (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 Ing. Virginia Estebané 23

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 de izquierda a derecha. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo. Ing. Virginia Estebané 24

25 Polaridad de los enlaces y electronegatividad Aumenta Aumenta Cuanto mayor sea la dif.electronegatividad más polar sera el enlace. 1.9 valor escogido como frontera 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) EJ: F2 HF LiF 4-4= = =3.0 covalente no polar covalente polar Iónico 25

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. Ing. Virginia Estebané 26

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). Este concepto se comprende mejor con la siguiente relación: S= N-A S= # 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 Ing. Virginia Estebané 27

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: H 2 SO O 4 H O S O H O 2.- se calcula N Ej: N= 8e- x1 (átomo S)+ 8e- x4 (átomos de O )+ 2e- x 2 (átomos de H) = 44 e- necesarios Ing. Virginia Estebané 28

29 Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación) 3.- Se calcula A Ej: A=1e- x2(átomo H)+ 6e- x1(átomo S)+ 6e- x 4(átomos O)= 32 e- disponibles 4.- Se calcula S Ej: S= = 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 O Ej: H -O-S-O-H O Ing. Virginia Estebané 29

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). O Ej: H - O - S - O - H O 7.- Comprobación : Se cuentan todos lo e- (compartidos y sin compartir) = A Ing. Virginia Estebané 30

31 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)

32 32 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.