UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS GUIA DE CLASE No 5

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1 UNIVERSIDAD LIBRE FACULTAD DE INGENIERÌA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS GUIA DE CLASE No 5 NOMBRE DE LA ASIGNATURA: TÍTULO: DURACIÓN: BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA: Química General ENLACE QUÍMICO 6 horas Whitten K. Davis R. Peck. Stanley Química. Octava edición. México.2008 Chang Raymond. Química. Décima edición.. Mc Graw Hill. China DOCENTES Sonia Torres Luisa Fda. Navarrete R. Martha A. Novoa COMPETENCIAS Comprende el concepto de enlace químico. Analiza e identifica los diferentes tipos de enlaces. Reconoce la importancia del enlace químico en la formación de compuestos. CONCEPTUALIZACIÓN ELECTRONEGATIVIDAD. Se define como la tendencia relativa que tienen los átomos para atraer los electrones que participan en un enlace químico. El elemento más electronegativo es el Fluor (F) y el menos electronegativo es el francio (Fr). Aumenta de Izquierda a derecha en la tabla periódica y de Abajo hacia Arriba. Los átomos tienen la propiedad de combinarse con otros átomos para generar especies más estables mediante fuerzas que los mantienen unidos y que se denominan enlaces químicos. A continuación se observa en el diagrama aspectos importantes relacionados sobre enlace químico. ENLACE QUÍMICO Configuración electrónica Electrones de valencia Regla del Octeto Iónico Covalente Metálico Transferencia Electrónica Compartición Electrónica Polar No polar Metales No metales 1 No metales No metales Metales

2 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: la forma en que se encuentran distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos. ELECTRONES DE VALENCIA: electrones ubicados en la capa más externa de los átomos, participan directamente en la formación de los enlaces dentro de un compuesto dado. REGLA DEL OCTETO: los átomos de los diferentes elementos (a excepción del hidrógeno) tienden a formar cierto número de enlaces hasta completar ocho electrones en su último nivel. ESTRUCTURAS DE LEWIS: representación de los enlaces formados entre átomos mediante líneas mientras que los electrones no compartidos de cada átomo se denotan con puntos o cruces. Se utilizan para explicar propiedades de las moléculas PROCEDIMIENTO DE REPRESENTACIÓN DE ESTRUCTURAS DE LEWIS (Brown et al, 2009) 1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos que conforman el compuesto, esta cantidad será la que se va a distribuir en la estructura. Tener cuidado en sumar o restar electrones, en el caso de aniones o cationes. 2. Escribir los átomos uniéndolos mediante un guion que representa un enlace sencillo formado por dos electrones. Tener en cuenta la ubicación del elemento menos electronegativo como átomo central. El H no se ubica como átomo central. 3. Completar los octetos de los átomos unidos al elemento central. El Hidrógeno solo tiene cabida para un par de electrones. 4. Colocar los electrones sobrantes en el átomo central. Hay casos en los que no se cumple la regla del octeto. En el caso que el átomo central no cumpla con el octeto emplear enlaces dobles o triples Ejemplo 1: Determine los electrones de valencia de a) litio, b) oxígeno y c) bromo a) Número atómico litio 3: 1s 2 2s 1 ; 1 electrón de valencia (último nivel 2). b) Número atómico oxígeno 8: 1s 2 2s 2 2p 4 ; 6 electrones de valencia (último nivel 2). c) Número atómico bromo 35:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 ; 7 electrones de valencia (último nivel 4). Ejemplo 2: Represente mediante estructuras de Lewis las moléculas de agua y dióxido de carbono. Aplicando el procedimiento descrito anteriormente se tiene: 1. Electrones de valencia para la molécula de H 2 O = 8 y para el CO Para el agua, como el H no es átomo central, se tendría: H O H Para el CO 2 el elemento menos electronegativo es el C: 3. Para la molécula de agua, se tienen que distribuir 8 electrones y el H ya tiene su par de modo que se colocan los restantes para el O, quedando completo el octeto: 2

3 Para la molécula de CO 2, se tienen 16 electrones, se completan primero los octetos para el O: 4. Si se hace conteo ya están distribuidos los 16 electrones, pero el C solo tiene 4 electrones alrededor, de modo que se usan enlaces múltiples usando los pares de electrones alrededor del O: Por lo anterior la estructura de Lewis para el CO 2 es: TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: los tres tipos principales de enlaces son iónico, covalente y metálico. A continuación se mencionan algunas características de cada enlace. a) Iónico: involucra fuerzas electrostáticas existentes entre iones con carga opuesta, los cuales se forman por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Se presentan principalmente entre metales y no metales. Ejemplo 3: Enlace molécula de cloruro de sodio b) Covalente: resultado del compartir electrones debido a la pequeña diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazantes. Dependiendo del número de pares electrónicos que se comparten se pueden dar enlaces sencillos, dobles y triples. - Covalente Polar: el par electrónico no se comparte de igual forma, la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo más electronegativo. Ejemplo 4: Enlace molécula cloruro de hidrógeno, la densidad electrónica se dirige hacia el átomo de cloro. - Covalente no polar: densidad electrónica simétrica, puesto que se comparte por igual el par electrónico 3

4 Ejemplo 5: Enlace molécula de hidrógeno - Covalente coordinado: un átomo dona los dos electrones para formar el enlace. En la reacción entre amoniaco: NH 3 con iones H + para formar el catión amonio: NH 4 + se observa un enlace covalente coordinado, como se muestra en la imagen: Imagen tomada de Kalipedia.com En este caso el NH 3 aporta el par electrónico que es compartido con el H en el NH 4 + EJERCICIOS c) Metálico: se encuentra entre métales como cobre hierro y aluminio, en ellos cada átomo está unido a varios átomos vecinos, los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de la estructura tridimensional del metal. 1. Cuántos electrones de valencia posee un átomo de cloro? 2. Cuántos electrones debe ganar un átomo de azufre para alcanzar un octeto en su capa de valencia? 3. Construya una estructura de Lewis para el O 2, en la que cada átomo alcance un octeto. Explique por qué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis. 4. Nombre cinco metales y cinco no metales que puedan formar compuestos iónicos con facilidad. Escriba las fórmulas de los compuestos que se formarían al combinar estos metales y no metales. 5. Cuáles de los siguientes enlaces son polares: a) P O, b) S F, c) Br Br, d) O Cl, Cuál es átomo más electronegativo en cada enlace? 6. Construya la estructura de Lewis para: S 2 ; N 2 ; CH 4 ; NH 3 ; C 2 H 2 7. Determine cuál de los siguientes compuestos tiene enlaces covalentes o iónicos: a) MgO, b) BaCl 2, c) BaO, d) CaF 2 y e) SO 2 8. Construya la estructura de Lewis para los siguientes iones: N 3 - ; AlH 4 - ; H 3 O + BeF Enumere los siguientes compuestos en orden decreciente de covalencia: a) HI, b) HCl, c) HF y d) HBr 10. Determine cuál de los siguientes compuestos es el más iónico: a) LiCl, b) NaCl, c) KCl, d) RbCl y e) CsCl. 4

5 11. Determine si los enlaces en cada uno de los siguientes compuestos son iónicos o covalentes: a) LiH, b) OF 2, c) CaI 2 y e) MgH 2 BIBLIOGRAFÍA BROWN. LEMAY. BURSTEIN. Química la ciencia central. Editorial Pearson. Prentice Hall. Novena edición. México.2004 REBOIRAS.M.D. Química la ciencia básica. Editorial Thompson. España.2006 SHERMAN A. SHERMAN S. RUSSIKOFF L. Conceptos básicos de Química. Editorial continental. México.1999 ATKINS, P., JONES, L. Chemical Principles. Second Edition. W. H. Freeman and company. New York