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<p>ENLACE QUÍMICO y TEORIA DE ENLACE DE VALENCIA</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M:</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>1</p><p>Química Orgánica</p><p>1</p><p>2</p><p>¿Por qué se unen los átomos?</p><p>3</p><p>¿Por qué se unen los átomos?</p><p>Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.</p><p>Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.</p><p>Enlace Iónico</p><p>Se da generalmente entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los gana.</p><p>Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.</p><p>4</p><p>Los compuestos iónicos no están formados por parejas de iones o asociaciones sencillas de éstos.</p><p>Cada ión se rodea de iones de carga opuesta</p><p>Enlace Iónico</p><p>5</p><p>Enlace Iónico</p><p>Red del rutilo TiO2</p><p>6</p><p>Propiedades de los compuestos iónicos</p><p>Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.</p><p>Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor HU) e insolubles en disolventes apolares.</p><p>Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.</p><p>Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).</p><p>7</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>7</p><p>ENLACE IÓNICO</p><p>8</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>9</p><p>Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar</p><p>Solubilidad de un cristal iónico</p><p>10</p><p>Fragilidad en un cristal iónico</p><p>© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.</p><p>presión</p><p>Se da por compartición de electrones.</p><p>Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados.</p><p>Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.</p><p>11</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>Enlace Covalente.</p><p>Enlace Covalente</p><p>Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo</p><p>dos pares de electrones: enlace covalente doble</p><p>tres pares de electrones: enlace covalente triple</p><p>Molécula de oxígeno</p><p>Molécula de nitrógeno</p><p>12</p><p>Enlace Covalente Coordinado o Dativo</p><p>+</p><p>Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (orbital vacío donde caben dos electrones).</p><p>El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor</p><p>13</p><p>Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:</p><p>No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones.</p><p>H-H</p><p>Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.</p><p>El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.</p><p>H</p><p>Cl</p><p>H</p><p>Cl</p><p>d+</p><p>d-</p><p>Cl2</p><p>HI y H2O</p><p>Enlace Covalente No Polar y Polar</p><p>14</p><p>Enlace Covalente No Polar y Polar</p><p>15</p><p>ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO</p><p>Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia, ya que son los responsables de enlazarse químicamente con los átomos vecinos</p><p>Este modelo sencillo consta de representar a los e- de valencia en forma de puntos.</p><p>Li</p><p>+</p><p>1ra. Columna valencia 1</p><p>H, Na yK</p><p>Ca</p><p>+2</p><p>2da. Columna valencia 2</p><p>Be, Mg</p><p>Al</p><p>+3</p><p>3ra. Columna valencia 3</p><p>B</p><p>C</p><p>+4</p><p>4ta. Columna valencia 4</p><p>Si</p><p>N</p><p>+5</p><p>5ta. Columna valencia 5 ó -3</p><p>P, As</p><p>La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna</p><p>O</p><p>-2</p><p>6ta. Columna</p><p>Valencia +6, -2</p><p>S, Se</p><p>Cl</p><p>-</p><p>7ma. Columna</p><p>Valencia +7, -1</p><p>F, Br, I</p><p>He</p><p>8va. Columna</p><p>Valencia 0</p><p>Ne, Ar</p><p>¿Por qué la valencia decae a partir de la 4ta columna?</p><p>La estructura de Lewis consta de:</p><p>Kernel: representado por el símbolo del elemento. Contiene tanto al núcleo como a los e- internos</p><p>Puntos: representan a los e- de valencia, que se colocan alrededor del símbolo. El # de puntos ó e- de valencia coincide con la columna en la que se encuentra el elemento en la tabla periodica.</p><p>Este modelo propone que al combinarse los átomos, tienden a terminar con el mismo número de e- de valencia que los gases nobles (8e-) y a esto se le conoce como la “regla del octeto”</p><p>En la formación de compuestos IONICOS</p><p>Li + F Li+ + [ F ]- Li+ [ F ]-</p><p>El e- del Li se transfiere al F quedando el kernel del Li cargado positivamente y el F con su octeto completo</p><p>También para representar enlaces COVALENTES</p><p>Los 2e- están asociados o compartidos entre ambos núcleos. En este caso, cada átomo de H tiene el mismo # de e- que el helio, por lo que se cumple la regla de Lewis.</p><p>H +</p><p>H</p><p>H</p><p>H</p><p>F + F F F</p><p>Cuando 2 átomos de F se aproximan, los e- no apareados son compartidos por los 2 núcleos y se forma un enlace covalente formando la molécula F2.</p><p>Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se cumple la regla del octeto.</p><p>Escribir con estructuras de Lewis la reacción de formación del Fluoruro de magnesio</p><p>PASOS A SEGUIR PARA DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS O IONES POLIATÓMICOS</p><p>1) a) Escribir un “esqueleto simétrico” para la molécula o ión poliatómico. Se elige como átomo central, el átomo con menor energía de ionización (I) o menor electronegatividad. El hidrógeno y el fluor por lo general ocupan posiciones terminales.</p><p>b) Distribuir simétricamente los átomos alrededor del átomo central.</p><p>c) En los oxoácidos los átomos de H se enlazan a los átomos de oxigeno, y estos átomos de oxígeno son los que están unidos al átomo central.</p><p>d) Un átomo de halógeno terminal siempre presenta un enlace simple y tres pares solitarios de electrones.</p><p>2) Calcular los electrones de valencia necesarios (EN) para que todos los átomos de la molécula o ión consigan configuración de gas noble (8 electrones en la última capa excepto el hidrógeno que necesita dos electrones).</p><p>EN = 2e- x Nº de átomos de hidrógeno + 8e- x Nº de átomos (diferente de hidrógeno)</p><p>3) Sumar los electrones de valencia disponibles (ED) para todos los átomos. Estos son los electrones que los átomos tienen en su última capa. En los aniones, sumar un electrón al total por cada carga negativa. En los cationes, restar un electrón por cada carga positiva.</p><p>Método del cálculo</p><p>4) Calcular el número de electrones compartidos (EC) como la diferencia entre el número de electrones necesarios (EN) y el número de electrones disponibles (ED). EC = EN – ED</p><p>5) Calcular el número de electrones no compartidos (ENC) como la diferencia entre los electrones disponibles (ED) y los electrones compartidos (EC). ENC = ED – EC.</p><p>6) Asignar un par de electrones a cada par de átomos enlazados. Usar enlaces dobles o triples solo cuando sea necesario.</p><p>7) Colocar los electrones adicionales hasta completar el octeto de cada elemento del grupo A.</p><p>Método del cálculo</p><p>Excepciones a la Regla del octeto</p><p>a) Moléculas con número impar de electrones</p><p>En moléculas como ClO2 (19 e-); NO (11 e-); y NO2 (17 e-), el número total de electrones de valencia es impar. Es imposible aparear totalmente y</p><p>lograr un octeto alrededor de cada átomo.</p><p>Las especies con número impar de electrones se llaman radicales y generalmente son muy reactivas, porque pueden utilizar el electrón desapareado para formar un nuevo enlace.</p><p>Un birradical es una molécula con dos electrones desapareados, y estos se encuentran en átomos diferentes. Es el caso de la molécula de oxigeno.</p><p>b) Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto</p><p>El Be, B y Al, forman compuestos en los que hay menos de ocho electrones alrededor del átomo central. En compuestos como el BF3, la estructura de Lewis es:</p><p>solo hay 6 electrones alrededor del átomo de boro (octeto incompleto).</p><p>. Medidas experimentales, sugieren que la verdadera estructura del BF3 es un híbrido de resonancia entre tres estructuras.</p><p>c) Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto (Octeto expandido).</p><p>Los átomos de elementos del 3° periodo de la tabla periódica en adelante, forman algunos compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central, porque tienen orbitales 3d disponibles que se pueden utilizar para el enlace. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido.</p><p>1.-Dibuje las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos:</p><p>a) Al I3, b) P Cl5 , c) ClF3, d) IF5, e) Se F4 .</p><p>2.-Qué especies tienen cantidad impar de electrones; a) Br2 , b) OH-, c) NO2, d) PCl2, e) PCl3</p><p>3.- Qué especies son deficientes en electrones:</p><p>a) BeH2, b) CH3+, c) CH4, d) NH3, e) NH4+.</p><p>Ejercicios:</p><p>Carga formal</p><p>La carga formal sobre un átomo se define como la diferencia entre el número de electrones de valencia del átomo libre y el número de electrones asignados a ese átomo en la estructura de Lewis.</p><p>Las cargas formales se utilizan para elegir la estructura de Lewis más adecuada para un determinado compuesto químico:</p><p>(a) Moléculas neutras: Se prefiere aquélla estructura de Lewis para la cual las car gas formales sobre todos los átomos sean nulas. La suma de las cargas formales es igual a la carga neta de la especie. Cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes es poco probable.</p><p>(b) Las estructuras de Lewis con cargas formales altas (+2, +3, -2, -3, etc...) son menos probables que aquellas con cargas formales pequeñas.</p><p>(c) Para distribuciones similares de cargas, la estructura de Lewis más probable es aquélla en la cual las cargas negativas están sobre los átomos más electronegativos.</p><p>26</p><p>Mag. Quím. Elsa Huamán P.</p><p>27</p><p>28</p><p>29</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>Estructuras Resonantes</p><p>Cuando la estructura de puntos de LEWIS se puede representar en mas de una manera debido a la presencia de dobles enlaces.</p><p>OZONO</p><p>NITRATO</p><p>BENCENO</p><p>CARBONATO</p><p>SULFITO</p><p>TODAS las estructuras cumplen la regla del octeto.</p><p>En cuanto a la distancia de los enlaces todos son iguales, no corresponden ni a uno sencillo ni a uno doble, sino a uno intermedio.TODAS las estructuras RESONANTES son posibles. (actividad)</p><p>31</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>Resonancia</p><p>32</p><p>Dos formas resonánticas para el ozono.</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>Resonancia</p><p>33</p><p>Las tres formas resonánticas del ión carbonato</p><p>y el híbrido de resonancia.</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>TEORÍA DEL ENLACE-VALENCIA. HIBRIDACIÓN</p><p>Los enlaces covalentes se producen por solapamiento de orbitales atómicos semiocupados de distintos átomos</p><p>Orbital 1s semiocupado de un átomo de H</p><p>Orbital 1s semiocupado de un átomo de H</p><p>Molécula de hidrógeno</p><p>Tipos de enlace covalente según el solapamiento</p><p>Enlace tipo sigma σ: solapamiento frontal</p><p>Enlace tipo pi π: solapamiento lateral</p><p>36</p><p>Enlace covalente simple.</p><p>Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “” (sigma).</p><p>Puede ser:</p><p>a) Entre dos orbitales “s”</p><p>b) Entre un orbital “s” y uno “p”</p><p>c) Entre dos orbitales “p”.</p><p>37</p><p>Enlace covalente múltiple.</p><p>Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.</p><p>Siempre hay un enlace frontal “” (sólo 1).</p><p>Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi).</p><p>Si el enlace es triple,</p><p>existe un solapa-</p><p>miento “” y</p><p>dos “”.</p><p>HIBRIDACIÓN: Geometría molecular según TEV</p><p>Todos los enlaces C-H del metano son idénticos</p><p>HIBRIDACIÓN sp3</p><p>METANO</p><p>El carbono sólo podría formar dos enlaces C-H</p><p>sp3</p><p>4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano</p><p>3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3</p><p>2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O</p><p>HIBRIDACIÓN sp2</p><p>ETENO</p><p>Hibridación</p><p>sp2</p><p>sp2</p><p>2pz</p><p>sp2</p><p>3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3</p><p>1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno</p><p>Un carbono unido a tres átomos, que mantiene un doble enlace con uno de ellos, siempre tendrá hibridación sp2 y una geometría trigonal plana. Así son compuestos estables tales como olefinas, hidrocarburos aromáticos, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílcos y derivados, entre otros.</p><p>Existen otras situaciones donde un átomo de carbono unido a tres átomos también posee hibridación sp2:</p><p>Estructura</p><p>Tipo de compuesto Carbocatión</p><p>(ion carbenio) Radical</p><p>Geometría Trigonal plana Trigonal plana</p><p>Carbocationes y radicales son especies altamente reactivas (intermedios de reacción) y en general tienen un tiempo de vida muy corto.</p><p>HIBRIDACIÓN</p><p>sp2</p><p>GRUPO CARBONILO</p><p>Átomo carbono: Hibridación sp2</p><p>Átomo oxígeno: Hibridación sp2</p><p>(Dos regiones de densidad electrónica alrededor del C)</p><p>HIBRIDACIÓN sp</p><p>ACETILENO</p><p>sp</p><p>2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2</p><p>2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2</p><p>1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino</p><p>Un carbono unido a dos átomos, que mantiene un triple enlace con uno de ellos, siempre tendrá una hibridación sp y una estructura lineal.</p><p>Existen otras posibilidades:</p><p>Estructura</p><p>Tipo de compuesto Aleno Acetiluro</p><p>Geometría Lineal Lineal</p><p>Los alenos son compuestos estables. Los acetiluros son especies reactivas (intermedios de reacción).</p><p>51</p><p>GRACIAS</p><p>Mg. Quím. Joel C. Rengifo M.</p><p>image1.png</p><p>image2.png</p><p>image3.jpeg</p><p>image4.jpeg</p><p>image5.jpeg</p><p>image6.wmf</p><p>image7.png</p><p>image8.jpeg</p><p>image9.wmf</p><p>METALES</p><p>NO</p><p>METALES</p><p>FORMULA</p><p>GENERAL</p><p>IONES</p><p>PRESENTES</p><p>EJEMPLO</p><p>P.F. (</p><p>ºC)</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>VII A</p><p>VII A</p><p>VII A</p><p>®</p><p>®</p><p>®</p><p>MX</p><p>MX</p><p>2</p><p>MX</p><p>3</p><p>(M</p><p>+</p><p>; X</p><p>-</p><p>)</p><p>(M</p><p>2+</p><p>; 2X</p><p>-</p><p>)</p><p>(M</p><p>3+</p><p>; X</p><p>-</p><p>)</p><p>LiBr</p><p>MgCl</p><p>2</p><p>GaF</p><p>3</p><p>547</p><p>708</p><p>800 (</p><p>subl)</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>VI A</p><p>VI A</p><p>VI A</p><p>®</p><p>®</p><p>®</p><p>M</p><p>2</p><p>X</p><p>MX</p><p>M</p><p>2</p><p>X</p><p>3</p><p>(2M</p><p>+</p><p>; X</p><p>-2</p><p>)</p><p>(M</p><p>2+</p><p>; X</p><p>-2</p><p>)</p><p>(2M</p><p>3+</p><p>; 3X</p><p>-2</p><p>)</p><p>Li</p><p>2</p><p>O</p><p>CaO</p><p>Al</p><p>2</p><p>O</p><p>3</p><p>>1700</p><p>2680</p><p>2045</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>V A</p><p>V A</p><p>V A</p><p>®</p><p>®</p><p>®</p><p>M</p><p>3</p><p>X</p><p>M</p><p>3</p><p>X</p><p>2</p><p>MX</p><p>(3M</p><p>+</p><p>; X</p><p>-3</p><p>)</p><p>(3M</p><p>2+</p><p>; 2X</p><p>-3</p><p>)</p><p>(M</p><p>3+</p><p>; X</p><p>-3</p><p>)</p><p>Li</p><p>3</p><p>N</p><p>Ca</p><p>3</p><p>P</p><p>2</p><p>AlP</p><p>843</p><p>»</p><p>1600</p><p>oleObject1.bin</p><p>METALES</p><p>NO METALES</p><p>FORMULA GENERAL</p><p>IONES PRESENTES</p><p>EJEMPLO</p><p>P.F. (ºC)</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>VII A</p><p>VII A</p><p>VII A</p><p>(</p><p>(</p><p>(</p><p>MX</p><p>MX2</p><p>MX3</p><p>(M+; X-)</p><p>(M2+; 2X-)</p><p>(M3+; X-)</p><p>LiBr</p><p>MgCl2</p><p>GaF3</p><p>547</p><p>708</p><p>800 (subl)</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>VI A</p><p>VI A</p><p>VI A</p><p>(</p><p>(</p><p>(</p><p>M2X</p><p>MX</p><p>M2X3</p><p>(2M+; X-2)</p><p>(M2+; X-2)</p><p>(2M3+; 3X-2)</p><p>Li2O</p><p>CaO</p><p>Al2O3</p><p>>1700</p><p>2680</p><p>2045</p><p>I A</p><p>II A</p><p>III A</p><p>+</p><p>+</p><p>+</p><p>V A</p><p>V A</p><p>V A</p><p>(</p><p>(</p><p>(</p><p>M3X</p><p>M3X2</p><p>MX</p><p>(3M+; X-3)</p><p>(3M2+; 2X-3)</p><p>(M3+; X-3)</p><p>Li3N</p><p>Ca3P2</p><p>AlP</p><p>843</p><p>(1600</p><p>image10.jpeg</p><p>image11.jpeg</p><p>image12.png</p><p>image13.gif</p><p>image14.gif</p><p>image15.png</p><p>image16.png</p><p>image17.png</p><p>image18.png</p><p>image19.png</p><p>image20.png</p><p>image21.gif</p><p>image22.gif</p><p>image23.png</p><p>image24.png</p><p>image25.png</p><p>image26.jpeg</p><p>image27.jpeg</p><p>image28.jpeg</p><p>image29.png</p><p>image30.jpeg</p><p>image31.png</p><p>image32.png</p><p>image33.png</p><p>image34.png</p><p>image35.png</p><p>image36.png</p><p>image37.jpeg</p><p>image38.png</p><p>image39.png</p><p>image40.png</p><p>image41.png</p><p>image42.wmf</p><p>image43.png</p><p>image44.jpeg</p><p>image45.png</p><p>image46.png</p><p>image47.png</p><p>image48.png</p><p>image49.png</p><p>image50.png</p><p>image51.gif</p><p>image52.png</p><p>image53.png</p><p>image54.png</p><p>image55.png</p><p>image56.png</p><p>image57.gif</p><p>image58.png</p><p>image59.png</p><p>image60.png</p><p>image61.png</p><p>image62.png</p><p>image63.png</p><p>image64.png</p><p>image65.png</p><p>image66.png</p><p>image67.png</p><p>image68.png</p><p>image69.png</p><p>image70.png</p><p>image71.png</p><p>image72.jpeg</p><p>image73.gif</p><p>image74.png</p><p>image75.png</p><p>image76.jpeg</p><p>image77.png</p>
