Enlace Químico I: Conceptos Básicos

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1 Enlace Químico I: Conceptos Básicos Capítulo 9 Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2 Electrones de valencia son los electrones de capa mas externa de un átomo. Estos participan en formar Enlaces químicos. Grupo Configuración e 1A ns 1 1 2A ns 2 2 3A ns 2 np 1 3 4A ns 2 np 2 4 5A ns 2 np 3 5 6A ns 2 np 4 6 7A ns 2 np 5 7 # de e de valencia 9.1

3 Símbolos de puntos de Lewis para elementos representativos y gases nobles 9.1

4 El enlace iónico 1s 2 2s 1 1s 2 Li + Li + - 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 5 [He] [Ne] Li Li + + e - e Li Li

5 Un enlace covalente es en el que dos átomos comparten dos o mas electrones. Porqué deben compartir electrones? + 7e - 7e - 8e - 8e - Estructura de Lewis de 2 Enlace covalente sencillo Pares libres Pares libres Pares libres Pares libres Enlace covalente sencillo 9.4

6 Estructura de Lewis de agua Enlaces covalentes sencillos H + O + H H O H or H O H 2e - 8e - 2e - Enlace doble dos átomos comparten dos pares de e - s O C O o O C O Enlaces 8e - 8edobles - - Enlaces dobles Enlace triple tdos átomos compartes tres pares de e - s N N o N N 8e - 8e - Enlace triple Enlace triple 9.4

7 Largos de enlace (covalentes) Largos de enlace triple < doble < sencillo 9.4

8 Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente en el que hay mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos electron poor region electron rich region Pobre en e - Rico en e - H H δ + δ - 9.5

9 Electronegatividad es la abilidad de atraer los electrones de un enlace químico Afinidad electrónica - medible, Cl tiene la mayor X (g) + e - X - (g) Electronegatividad - relativa, es el mas alto 9.5

10 La electronegatividad de los elementos comunes 9.5

11 Variación de la electronegatividad con Z 9.5

12 Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente no polar 2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar Aumento de la diferencia en electrtonegatividad Covalente compartir e - Covalente polar Transferencia parcial de e - Ionic Transferencia de e - 9.5

13 Clasifique los siguientes enlaces: El enlace de CsCl; El enlace de H 2 S; y el enlace NN en H 2 NNH 2. Cs 0.7 Cl = 2.3 Iónico H 2.1 S = 0.4 Covalente polar N 3.0 N = 0 Covalente 9.5

14 Cómo escribimos estructuras de Lewis? 1. Dibuje la estructura esqueletal mostrando como están unidos los átomos. Coloque al elemento menos electronegativo en el centro. 2. Contabilice los electrones de valencia. Si son iones poliatómicos, añada uno por cada carga negativa y reste uno por cada carga positiva. 3. Complete octeto para todos los átomos comenzando afuera, hacia adentro. Hay algunas excepciones (H, Be, B) 4. De ser necesario hacer enlaces dobles o triples entre átomos, hágalos moviendo electrones. 9.6

15 Escriba la estructura de Lewis de N 3 Paso 1 N es menos electronegativo que, colóquelo en el centro Paso 2 Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s 2 2p 3 ) y - 7 (2s 2 2p 5 ) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia Paso 3 Dibuje enlaces sencillos y complete octetos de afuera hacia adentro Paso 4 - Verifique que no colocó electrones de mas ni de menos 3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 e s valencia N 9.6

16 Escriba la estructura de Lewis del ión carbonato (CO 3 2- ) Paso 1 C es menos electronegativo que O, colóquelo en el centro Paso 2 Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s 2 2p 2 ) y O - 6 (2s 2 2p 4 ) + 2e por la carga negativa 4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia Paso 3 Dibuje enlaces sencillos y complete octetos de afuera hacia adentro ( todos los átomos tienen octeto?) Paso 4 Verifique que no tenga electrones de mas ni de menos 3 enlaces sencillos (3x2) + 9 pares libres (9x2) = 26 e- s de valencia Paso 5 Carbono necesita electrones, forme un doble enlace O C O O 2 enlaces sencillos (2x2) = 4 1 doble enlace = 4 8 pares libres (8x2) = 16 Total =

17 Dos posibles estructuras esqueletales para formaldehido (CH 2 O) H C O H H H C O La carga formal es la diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número asignado a este en una estructura de Lewis. Carga formal de un átomo = e s de valencia - electrones no enlazantes electrones enlazantes ( ) La suma de todas las cargas formales en una molécula neutral tiene que ser cero (y en un ión poliatómico tiene que ser igual a la carga del ión). 9.7

18 -1 +1 H C O H C 4 e - O 6 e - 2H 2x1 e - 12 e - 2 sencillos (2x2) = 4 1 doble enlace = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 Carga formal = electrones de valencia - electrones no enlazantes electrones enlazantes ( ) Carga formal de C Carga formal de O = 4-2 -½ x 6 = -1 = 6-2 -½ x 6 =

19 H H 0 0 C O C 4 e - O 6 e - 2H 2x1 e - 12 e - 2 sencillos (2x2) = 4 1 doble enlace = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 Carga formal = electrones de valencia - electrones no enlazantes electrones enlazantes ( ) Carga formal de C Carga formal de O = 4-0 -½ x 8 = 0 = 6-4 -½ x 4 = 0 9.7

20 Carga formal y estructuras de Lewis 1. Para moléculas neutrales, una estructura de Lewis que tenga cargas formales igual a cero es preferida sobre una en que las cargas no sean cero. 2. Mientras menor el tamaño de las cargas formales, mas realista es la molécula. 3. Si hay varias opciones realistas entre las reglas anteriores, escriba la estructura que tenga cargas formales negativas en los elementos mas electronegativos. Cuál es mas realista para CH 2 O? H C O H H H 0 0 C O 9.7

21 Una estructura de resonancia es una o mas estrucutras de Lewis para una sóla molécula que no puede ser representada exactamente con sólo una estructura. (ejemplo: O 3 ) + - O O O - O + O O Cuáles son las estructuras de Resonancia para el ión carbonato (CO 3 2 )? - - O C O O C O - - O C O O O - O - 9.8

22 El octeto incompleto Excepciones a la regla del octeto BeH 2 Be 2e - 2H 2x1e - 4e - H Be H B 3e - B 3 3 3x7e - B 24e - 3 sencillos (3x2) = 6 9 pares libres (9x2) = 18 Total =

23 Excepciones a la regla del octeto Moléculas con número par de electrones NO N 5e - O 6e - 11e - N O El octeto expandido (número cuántico principal tiene que ser n > 2) S 6 S 6e e - 48e - S 6 sencillos (6x2) = pares libres (18x2) = 36 Total =

24 Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

25 Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): Predice la geometría de la molécula a partir de las repulsiones electrostáticas entre las regiones de electrones. Los enlaces múltiples cuentan como una región electrónica, así como los enlaces sencillos y los pares de electrones libres. Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB lineal lineal B B 10.1

26 Cloruro de berilio Cl Be Cl 2 átomos enlazados al átomo central 0 pares libres en el átomo central 10.1

27 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB AB lineal plana lineal plana 10.1

28 Trifluoruro de boro Plana 10.1

29 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB linear linear AB plana plana AB tetraédrica tetraédrica 10.1

30 Metano Tetraédrica 10.1

31 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB lineal lineal AB plana plana AB tetraédrica tetraédrica AB bipiramidal bipiramidal 10.1

32 Pentacloruro de fósforo Bipiramidal 10.1

33 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB lineal lineal AB plana plana AB tetraédrica tetraédrica AB bipiramidal bipiramidal AB octaédrica octaédrica 10.1

34 Hexafluoruro de azufre Octaédrica 10.1

35 No siempre todas las regiones son regiones electrónicas enlazantes. En estos casos la geometría electrónica y la geometría molecular NO será igual.

36 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB AB 2 E 2 1 plana plana plana angular 10.1

37 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB tetraédrica tetraédrica AB 3 E 3 1 tetraédrica piramidal 10.1

38 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB tetraédrica tetraédrica AB 3 E 3 1 tetraédrica piramidal AB 2 E tetraédrica angular H O H 10.1

39 Cómo afecta la presencia de un par electrónico libre los ángulos de enlace de la molécula? Repulsión par libre contra par libre Repulsión par libre > > contra par enlazante Repulsión par enlazante contra par enlazante

40 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB bipiramidal bipiramidal AB 4 E 4 1 bipiramidal tetraedro distorcionado 10.1

41 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB AB 4 E 4 1 AB 3 E bipiramidal bipiramidal bipiramidal bipiramidal tetraedro distorcionado forma - T Cl 10.1

42 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB AB 4 E 4 1 AB 3 E AB 2 E bipiramidal bipiramidal bipiramidal bipiramidal bipiramidal tetraedro distorcionado forma - T lineal I I I 10.1

43 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB octaédrica octaédrica AB 5 E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada Br 10.1

44 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central pares libres en átomo central electrónica molecular AB octaédrica octaédrica AB 5 E 5 1 octaédrica AB 4 E octaédrica piramidal cuadrada cuadrada plana Xe 10.1

45 Las pasadas geometrías electrónicas y moleculares HAY que APRENDERLAS. Las tablas presentes en el libro de texto y en el manual de laboratorio son muy útiles.

46 Cómo predecir la geometría molecular 1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula. 2. Cuente el número de pares libres en el átomo central y número de átomos enlazados al átomo central. 3. Use RPECV para predecir la geometría de la molécula. Cuáles son las geometrías moleculares de SO 2 y S 4? O S O AB 4 E AB 2 E angular S tetraedro distorcionado 10.1

47 Cómo sabemos si una molécula será polar o no polar? Las moléculas e iones simples sin pares de electrones libres alrededor del átomo central y con todos los átomos sustituyentes iguales serán NO polares plana bipiramidal Todos los enlaces aunque sean polares se cancelarán entre sí.

48 piramidal angular tetraedro distorciona do Las moléculas con sustituyentes diferentes alrededor del átomo central y las moléculas que poseen pares de electrones libres hay que evaluarlas en detalle para saber si son polares o no Pero la mayoría serán polares (aunque usted no necesariamente sabrá si es poco polar o muy polar)

49 cuadrada plana Xe octaédrica Cuadrado plano es caso especial Lineal (que proviene de bipiramidal) es otro caso especial Si tienen sustituyentes iguales, seran no-polares aunque tengan electrones libres bipiramidal lineal I I I

50 Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes Momento dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar resultante = 0.24 D 10.2

51 Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H 2 O, CO 2, SO 2, y CH 4 O momento dipolar molécula dipolar S momento dipolar molécula dipolar H O C O H C H momento no dipolar molécula no dipolar H Momento no dipolar Molécula no dipolar 10.2