ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOESTRUCTURAS DEESTRUCTURAS DE

LEWISLEWIS

CaCa:: NaNa··

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Enlace QuímicoØ Es la unión que mantiene unidos a los átomos en los compuestos por

medio de las fuerzas de atracción.

Ø Es electrostático en su origen.

Ø Se originan cuando el resultado neto de las fuerzas de atracción y derepulsión, predomina la de atracción.

Ø Existen tres tipos de enlaces químicos:

a).- Enlace iónico compuestos iónicos

b).- Enlace covalente compuestos covalentes

c).- Enlace metálico compuestos metálicos

a) Se produce debido a fuerzas de atracción electrostáticas entreiones de carga opuesta. Estos iones pueden formarse por latransferencia (completa) de uno o más electrones desde unátomo o grupo de átomos, hacia otro. Ej: LiF, (no meta + metal).

b) Se produce porque se comparten uno o más pares de electrones entredos átomos. Ej: Cl2, CO2, (no metales).

c) Es el enlace que mantiene fuertemente unidos a los átomos en unmetal. Ej: amalgamas Ag3Sn

El carácter del enlace en un compuesto está directamente relacionado con laElectronegatividad de cada uno de los átomos que forman los enlaces.

En términos de diferencia de electronegatividad se puede decir que:

Covalente Apolar Covalente Polar Iónico

0 1.7 3.3

Aumento de la diferencia de electronegatividad

Se deben conocer los valores de EN de cada átomo para poder tener conocimientodel carácter del enlace.

Ejemplos:CaCl2 Ca = 1.0 y Cl = 2.8 la diferencia de EN = 1.8carácter enlace iónicoSe cumple la Regla del Octeto, ( estabilidad química, ns2np6, configuración del gasnoble).

En el ejemplo anterior Ca cede 2 electrones, queda como 2+ y adquiere laconfiguración del gas noble:

Ar (Ne) 3s2 3p6 , 8 electrones en su última capa.

Cl queda cargado negativamente, con 8 electrones en su última capa, acepta 1electrón del Ca, quedando con la configuración del gas noble:

Ar (Ne) 3s2 3p6 , 8 electrones en su última capa.

GráficoGráfico:: PorcentajePorcentaje dede caráctercarácter iónicoiónico enen funciónfunción dede laladiferenciadiferencia ENEN..

Electrones de valencia: son los electrones externosde un átomo, pueden ser cedidos, aceptados oCompartidos, alcanzar configuración gas noblens2 np6 regla octeto.

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3

6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo Número de e-configuración

9.1

Pautas para escribir estructuras de Lewis1.- Halle el número total de electrones de valenciasuministrados por todos los átomos en la estructura.

Para un ión negativo, aumente el número por la carga del ión.

Para un ión positivo, disminuya el número por la carga del ión.

2.- Determine el número de electrones que se requerirán paradar dos e- a cada átomo de H individualmente y 8 e- a cadauno de los demás átomos individuales.

nºde e- para átomos individuales =2(nº át. H) + 8(nºde otros át)

3.- El número obtenido en el paso 2 menos el númeroobtenido en el paso 1, es el número de e- compartidos.

nº de e- de enlace = (Paso 2 – Paso 1)

4.- Nº de e- de enlace, dividido por dos es igual al número dede enlaces en la estructura final.

5.- Escriba los símbolos para los átomos presentes en laestructura.

6.- Indique los enlaces covalentes mediante guiones,escribiéndolos entre los símbolos.

7.- El número total de e- sin compartir es igual al Paso 1menos el Paso 3.

8.- Indique las cargas formales de los átomos donde seaapropiado y evalúe la estructura.

+(grupo) _ (nº de enlaces) – (nº de e- sin compartir)

Ejemplos: Establezca las estructuras de Lewis para lasmoléculas de:

H2O, CH4, PCl3, PH4+ , CO3

2-

Escribir la estructura de Lewis para (NF3).

F N F

F

9.6

Paso 1: 26 electrones de valencia

Paso 2: 32 electrones individuales por cada átomo

Paso 3: 6 electrones de enlace

Paso 4: 3 enlaces covalentes

Paso 5 y 6 Probable estructura

Paso 7: 20 electrones sin compartir

Escribir la estructura de Lewis para el ión (CO32-).

O C O

O9.6

Paso 1: 24 electrones de valencia

Paso 2: 32 electrones por cada átomo individual

Paso 3: 8 electrones de enlace

Paso 4: 4 enlaces covalentes

Paso 5 y 6: estructura probable

Paso 7: 16 electrones sin compartir

¿Cuáles son las estructuras resonantesdel ión (CO3

2-) ?

O C O

O

- -O C O

O

-

-

OCO

O

-

-

HN ••

HH

H

NH

HH

H

+

Cl ••Cl••

••

••

-

Estructura de Lewis para el ión Amonio NH4+ :

Paso 1: 8 e-

Paso 2: 16 e-

Paso 3: 8 e-

Paso 4: 4 e-

Paso 5 y 6: estructura probable

Paso 7: 0Paso 8:+(grupo) - (nº de enlaces) – (nº de e- sin compartir)

9.2

Li + F Li+ F -1s22s11s22s22p5 1s21s22s22p6[He][Ne]

Li Li+ + e-

e- + F F -

F -Li+ + Li+ F -

Electrones de valenciasegún Lewis

Ejemplos de Enlace covalente: se comparten electrones

Ejemplos: Molécula F2

F F+

7e- 7e-

F F

8e- 8e-

F F

F F

Estructura de Lewis para F2

e-e-

e- no enlazados

Enlace covalente

Enlace covalente

9.4

e-noenlazados

MoléculaMolécula dede hidrógenohidrógeno (H(H22)) yy dede CloroCloro (( ClCl22))

8e-

H HO+ + OH H O HHor

2e- 2e-

Estructura de Lewis H2O

Enlace doble – dos átomos comparten dos pares de e-

Enlaces covalentes

O C O or O C O

8e- 8e-8e-double bonds double bonds

Enlace triple – dos átomos comparten tres pares de e-

N N8e-8e-

N N

triple bondtriple bond

or

9.4

Estrucuras de Lewis paraEstrucuras de Lewis paracompuestos iónicoscompuestos iónicos

Ba•

• O•••

•••

••O••

••

••Ba

2+ 2-

Mg•

•

Cl•••

••

••

Cl•••

••

••

••Cl••

••

••Mg

2+ -2

BaO

MgCl2

Estructura NaCl (NaEstructura NaCl (Na++ ClCl--))i.i. compuesto iónicocompuesto iónicoii. metal + no metalii. metal + no metaliii. transferencia completa de un eiii. transferencia completa de un e--

1.81.0-2.8 ==DEN

Tipo deTipo deenlaceenlace

LongituLongitudd

(pm)(pm)

CC--CC 154154

CC==CC 133133

CCººCC 120120

CC--NN 143143

CC==NN 138138

CCººNN 116116

Longitud del enlace covalente

TendenciaEnlace triple < Enlace doble < Enlace simple 9.4

H F FH

Polaridad del enlace covalente, se refiere a lacompartición no equitativa de uno o más pareselectrónicos.

Región rica enelectronesRegión pobre en

electrones

d+ d-

9.5

Dipolo

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

En la formación del enlace No siempre es posible completar el octeto deelectrones para cada uno de los átomos que lo conforman.

i).- En especies con número impar de electrones.

ii).- Octetos incompletos, menos de ocho electrones.

ii).- Octetos expandidos, más de ocho electrones.

i).- Ejemplos, monóxido de nitrógeno, NO, 5 e- + 6 e- = 11 e-

ii).- Ejemplos, compuestos con Z pequeño, Boro (B), aluminio (Al), BF3

iii).- Ejemplos compuestos formados por átomos no metálicos, que puedendisponer de orbitales “d” de baja energía. Ej: PCl3, PCl5, SF6

nn Octetos incompletos.Octetos incompletos.

B

F

FF

••••••

B

F

FF

-

+

••

•• ••

B

F

FF

••

-

+

•• ••

HIBRIDACIÓN y (VSEPRT)La formación de un nuevo orbital atómico generado por la mezclade los orbitales atómicos originales, con el fin de formar un enlacecovalente.

• Son de energías similares.

• El número de orbitales híbridos es siempre igual al número deorbitales atómicos originales.

• Dependiendo del tipo de orbital formado, se pueden distinguirlas siguientes hibridaciones.

sp sp2 sp3 sp3d sp3d2

ØTeoría de repulsión de pares electrónicos de valencia

(VSEPRT), predice la geometría molécular.

DiagramaDiagrama dede EnergíaEnergía PotencialPotencial..

Formación de orbitales híbridos sp

Geometría Molecular

Lineal 180 º sp

HibridaciónHibridación spsp::

Cl ClBe

12 electrones no compartidos 10.1

Formación orbitales híbridos sp2

Trigonal Plana 3 pares de electrones

HibridaciónHibridación spsp22 ::

10.1

Trigonal Plana

HibridaciónHibridación spsp33::

GeometríaMolecular

Tetraédrica

C 1s2 2s2 2p1 2p1 2p

2s1 2p1 2p1 2p1

sp3 sp3 sp3 sp3

sp3

)( 3sps -s

)( 3sps -s

)( 3sps -s

)( 3sps -s

10.4

Ángulo 107.3ºN 1s2 2s2 2p2 2p1 2p

2s2 2p1 2p1 2p1

sp3 sp3 sp3 sp3

)( 3sps -s

)( 3sps -s

)( 3sps -s

Forma de la molécula:

Piramidal AX3E

Agua H2O

Hibridación átomo central sp3 , O 1s2 2s2 2p22p22p

Geometría molecular Angular 2s2 2p2 2p12p1

sp3 sp3 sp3 sp3

O

H H

104.5º

2 pares libres de electrones sobre el oxígeno, estostienden a alejarse entre sí, como consecuencia elángulo es menor que 109.5º.

·· ··

Compuesto SF4

Geometría Molecular

Tetraedro deformado

Hibridación átomo central sp3d

Configuración electrónica S, Z = 16

1s22s22p63s23p23p13p1 3s23p13p13p13d1

Hibridación sp3d

S

F

F

F

F

(AX4E)

10.5

PCl5 sp3d

BipirámideTrigonal

AX5

HibridaciónHibridación spsp33dd andand spsp33dd22

Número total depares de e-

Hibridación Ejemplos

2

3

4

5

6

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

BeCl2

BF3

CH4, NH3, H2O

PCl5 SF4

SF6

Tabla resumen de acuerdo a la hibridación

del átomo central.

Enlace Sigma (Enlace Sigma (ss) y enlace Pi () y enlace Pi (pp))

Enlace simple 1 enlace sigma

Enlace doble 1 enlace sigma y 1enlace pi

Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi

¿Cuántos enlaces s y p hay en la molécula de ácidoacético?CH3COOH

C

H

H

CH

O

O Hs = 6 + 1 = 7p = 1

10.5

Enlace p Orbitales 2p

Trigonal PlanaHibridación C sp2

10.5