Enlace químico I:

Enlace químico I:conceptos básicos

Capítulo 9

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9.1

Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el enlce químico.

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3

6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo # de valencia e-e- configuración

9.1

Símbolos de puntos de Lewis

9.2

Li + F Li + F -

El enlace iónico

1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6

[He] [Ne]

Li Li+ + e-

e- + F F -

F -Li+ + Li+ F -

9.3

Energía reticular (E) aumenta como Q aumenta y/o

como r disminuye.

cmpd Energía reticular MgF2

MgO

LiF

LiCl

2957

3938

1036

853

Q= +2,-1

Q= +2,-2

r F < r Cl

Energía electrostática (reticular)

E = kQ+Q-r

Q+ es la carga en el catión

Q- es la carga en el aniónr es la distancia entre los iones

Energía reticular (E) es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

9.3

Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares

Hglobal = H1 + H2 + H3 + H4 + H5o ooooo

global

Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos.

¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?

F F+

7e- 7e-

F F

8e- 8e-

F F

F F

Estructura de Lewis del F2

pares librespares libres

pares librespares libres

enlace covalente sencillo

enlace covalente sencillo

9.4

8e-

H HO+ + OH H O HHor

2e- 2e-

Estructura de Lewis del agua

Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones

enlace covalente sencillo

O C O o O C O

8e- 8e-8e-

enlace doble

enlace doble

Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones

N N8e-8e-

N N

enlace tripleenlace triple

o

9.4

Tipo de

enlace

Longitud

de enlace

(pm)

C-C 154

CC 133

CC 120

C-N 143

CN 138

CN 116

Longitud de enlace covalente

Longitudes de enlace

Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo 9.4

Comparación de compuestos covalentes y iónicos

9.4

H F FH

Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.

región ricadel electrón

región pobredel electrón e- rica e- pobre

+ -

9.5

Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.

Afinidad electrónica medible, Cl es más alta

Electronegatividad relativa, F es más alta

X (g) + e- X-(g)

9.5

9.5

Electronegatividad de los elementos comunes

Aumento de electronegatividad

Aum

ento

de

elec

tron

egat

ivid

ad

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad

Diferencia Tipo de enlace

0 Covalente

2 Iónico

0 < y <2 Covalente polar

9.5

Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2.

Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico

H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar

N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

9.5

1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mostrando qué átomos están unidos entre sí. Ponga el elemento menos electronegativo en el centro.

2. Cuente el número total de electrones de valencia. Agregue 1 para cada carga negativa. Reste 1 para cada carga positiva.

3. Complete un octeto para todos los átomos excepto el hidrógeno.

4. Si la estructura contiene demasiados electrones, forme enlaces dobles y triples en el átomo central como necesite.

Escritura de las estructuras de Lewis

9.6

Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3).

Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro

F N F

F

Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5)

5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia

Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete los octetos en los átomos N y F.

Paso 4 - Verifique, ¿son # de e- en la estructura igual al número de e-

de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones

de valencia

9.6

Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).

Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro

O C O

O

Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e-

4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia

Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y complete los octetos en los átomos C y O.

Paso 4 - Verifique, son # de e- en la estructura igual al número de e-

de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de

valencia

9.6

Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e-

2 enlace sencillos (2x2) = 4 1 enlace doble = 4

8 pares libres (8x2) = 16Total = 24

9.7

Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído (CH2O)

H C O HH

C OH

La carga formal de un átomo es la diferencia entre el número de electrones de valencia en un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis.

carga formal en un átomo en una estructura de Lewis

=1

2

número total de electrones de enlace( )

número total de electrones de valencia en el átomo libre

-número total de electrones no enlazados

-

La suma de las cargas formales de los átomos en una molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.

H C O HC – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

2 enlace sencillo (2x2) = 4 1 enlace doble = 4

2 pares libres (2x2) = 4Total = 12

carga formal en C = 4 -2 - ½ x 6 = -1

carga formal en O = 6 -2 - ½ x 6 = +1

carga formal en un átomo en una estructura de Lewis

=1

2

número total de electrones de enlace( )

número total de electrones de valencia en el átomo libre

-número total de electrones no enlazados

-

-1 +1

9.7

C – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

2 enlace sencillo (2x2) = 4 1 enlace doble = 4

2 pares libres (2x2) = 4Total = 12

HC O

H

carga formal en C = 4 -0 - ½ x 8 = 0

carga formal en O = 6 -4 - ½ x 4 = 0

carga formal en un átomo en una estructura de Lewis

=1

2

número total de electrones de enlace( )

número total de electrones de valencia en el átomo libre

-número total de electrones no enlazados

-

0 0

9.7

Carga formal y estructura de Lewis

9.7

1. Para las moléculas neutras, una estructura de Lewis en que no hay cargas formales es preferible a una en que las cargas formales están presentes.

2. La estructura de Lewis con cargas formales grandes es menos probable que aquéllas con cargas formales pequeñas.

3. Entre las estructuras de Lewis que tienen distribuciones similares de cargas formales, la estructura más probable es la que las cargas formales negativas se ponen en los átomos más electronegativos.

¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para CH2O?

H C O H

-1 +1 HC O

H

0 0

Una estructura de resonancia es una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis.

O O O+ -

OOO+-

O C O

O

- -O C O

O

-

-

OCO

O

-

- 9.8

¿Cuáles son las estructuras de resonancia del ion carbonato (CO3

2-)?

Excepciones a la regla del octeto

El octeto incompleto

H HBeBe – 2e-

2H – 2x1e-

4e-

BeH2

BF3

B – 3e-

3F – 3x7e-

24e-

F B F

F

3 enlace sencillo (3x2) = 69 pares libres (9x2) = 18

Total = 24

9.9

Excepciones a la regla del octeto

Moléculas con electrón impar

N – 5e-

O – 6e-

11e-

NO N O

El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2)

SF6

S – 6e-

6F – 42e-

48e-

S

F

F

F

FF

F

6 enlace sencillo (6x2) = 1218 pares libres (18x2) = 36

Total = 48

9.9

El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de enlace.

H2 (g) H (g) + H (g) H0 = 436.4 kJ

Cl2 (g) Cl (g)+ Cl (g) H0 = 242.7 kJ

HCl (g) H (g) + Cl (g) H0 = 431.9 kJ

O2 (g) O (g) + O (g) H0 = 498.7 kJ O O

N2 (g) N (g) + N (g) H0 = 941.4 kJ N N

Energía de enlace

Energías de enlace

Enlace sencillo < Doble enlace < Triple enlace

9.10

Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas

H2O (g) H (g) + OH (g) H0 = 502 kJ

OH (g) H (g) + O (g) H0 = 427 kJ

energía de enlace promedio OH = 502 + 427

2= 464 kJ

9.10

Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción

H0 = energía total proporcionada – energía total liberada

= BE(reactivos) – BE(productos)

Imagine que la reacción procede rompiendo todos los enlaces en los reactivos y entonces se usan los átomos gaseosos para formar todos los enlaces en los productos.

9.10

Ene

rgía

Ene

rgía

Átomos Átomos

Moléculasde producto

Moléculasde producto

Moléculasde reactivo

Moléculasde reactivo

BE(reactivos)

BE(reactivos)

BE(productos)

BE(productos)

Use la energía de enlaces para calcular el cambio deentalpía para:

H0 = BE(reactivos) – BE(productos)

Tipo de enlaces que se rompen

Número de enlaces que se rompen

Energía de enlace

(kJ/mol)

Cambio de energía (kJ)

H H 1 436.4 436.4

F F 1 156.9 156.9Tipo de enlaces

formados

Número de enlaces

formados

Energía de enlace

(kJ/mol)

Cambio de energía(kJ)

H F 2 568.2 1136.4

H0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ

9.10

H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)