Ing. Virginia Estebané 1
Capitulo 4: ENLACES QUIMICOS! Símbolos de Lewis y la regla del octeto! Iones y compuestos ionicos! Enlaces iónicos ! Configuración electrónica de los iones, iones de metales
de transición y iones poliatómicos! Tamaños de iones! Moléculas y compuestos moleculares! Enlaces covalentes! Polaridad de los enlaces y electronegatividad! Dibujos con estructuras de Lewis! Enlaces metálicos
2
Enlaces químicos. Conceptos básicos e ideas preliminares
! Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos son fundamentalmente de naturaleza eléctrica: Fuerzas atractivas y Fuerzas repulsivas.
! Podrá lograrse un enlace cuando las fuerzas atractivas sean mayores a las fuerzas repulsivas
! Entonces, un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en los compuestos.
! Hay tres tipos de enlaces:- Enlace ionico: Fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga
opuesta.- Enlace covalente: Es el resultado de compartir e- entre dos átomos.- Enlace metálico: Es la fuerza de atracción que ejerce un átomo por e-
de otros átomos que invaden sus orbitales vacantes.
Ing. Virginia Estebané 3
Símbolos de Lewis y la regla del octeto.
! Los e- que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia (e- que residen en la capa electrónica exterior de un átomo)
! Símbolos de Lewis o electrón- punto: Son una forma útilde mostrar los e- de valencia.
Ej: S: [Ne]3s23p4 Símbolo de Lewis
! Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten e-tratando de alcanzar configuración electrónica de gas noble (ocho e- de valencia a excepción del He): REGLA DEL OCTETO.
S
Ing. Virginia Estebané 4
Iones y compuestos iónicos! El núcleo de un átomo no cambia en los procesos
químicos ordinarios.! Los átomos puede adquirir o perder electrones
fácilmente, formando así particulas llamadas iones.! Si un átomo (s) pierde e- se forma un ion positivo
“catión”. Ej: Na+, NH4+
! Si un átomo (s) gana e- se forma un ion negativo “anión”. Ej: Cl−, SO4
2−
! Las propiedades químicas de los iones son muy diferentes de las de los átomos originales
Ing. Virginia Estebané 5
Esquema de la formación del ion Na+ a partir de un átomo de Na.
11p+ 11e- 11p+ 10e-11p+Pérdida de
Un electrón
11p+
Atomo de sodio, Na Ion sodio, Na+
Carga neta (Na): +11 -11= 0 Carga neta (Na+): +11-10=+1
En general, los atomos metálicos tienden a perder electrones
Ing. Virginia Estebané 6
Esquema de la formación del ion Cl-
a partir de un átomo de Cl.
17p+ 17e- 11p+ 18e-17p+Ganancia de
Un electrón
17p+
Atomo de Cl Ion Cl-
Carga neta Cl: +17 -17=0 Carga neta Cl- = +17- 18= -1
En general, los átomos no metálicos tienden a ganarelectrones
Ing. Virginia Estebané 7
Predicción de cargas iónicas
! Muchos átomos ganan o pierden electrones con el fin de quedar con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.
! El número de electrones que un átomo pierde, se encuenta relacionado con su posición en la tabla periódica.
Ing. Virginia Estebané 8
Predicción de cargas iónicas (continuación)
La tabla periódica es útil para recordar las cargas de los iones, sobre todo en los siguientes grupos:
GRUPO CARGA1A 1+2A 2+7A 1 -6A 2 -
Los demás grupos no se prestan a regla tan sencilla
Ing. Virginia Estebané 9
Compuestos iónicos
! La actividad química implica la transferencia de electrones entre sustancias. Ej. Para formar NaCl (neutro)
Na → Na+ + e- , Cl + e- → Cl- , Na+ + Cl- → NaCl(cargas opuestas se atraen y por lo tanto se enlazan).
! Es un compuesto que contiene iones con carga positiva y con carga negativa.EJ: NaCl
! Los compuestos iónicos generalmente son combinaciones de metales y no metales.
Ing. Virginia Estebané 10
Compuestos iónicos (continuación)
! Fórmulas ionicas químicas: Los compuestos iónicos emplean unicamente fórmulas empíricas (indican el número relativo de átomos).
! La carga positiva total de los cationes de un compuesto es igual a la carga negativa total de los aniones. Los compuestos ionicos son neutros
Ing. Virginia Estebané 11
Estructura cristalina del NaCl
12
Enlace iónico ! Enlace Iónico o electrovalente:Es la transferencia de uno o
más e- de un átomo o grupo de átomos a otro. ! Se produce con mayor facilidad el enlace, cuando un
elemento con baja I1 se une a otro de mayor afinidad electrónica, o sea, generalmente es el resultado de interacción entre metales y no metales.
Ej: Na x + Cl Na++ [ xCl ]-
La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl
! La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables, esla atracción entre iones con diferente carga, lográndose que formen una matriz sólida o red.
Los iones formadosal tener carga opuesta se atraen
13
Configuración electrómica de los ionesNa 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1
Na+ 1s22s22p6 = [Ne]
Cl 1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5
Cl- 1s22s22p63s23p6 = [Ne]3s23p6 = [Ar]! Los compuestos iónicos de los metales representativos de los
grupos 1A, 2A y 3A contienen cargas no mayores de 1+, 2+ y 3+, respectivamente.
! Por lo regular los grupos 5A, 6A y 7A contienen aniones 3-, 2- y 1-, respectivamente.
! Casi nunca encontraremos compuestos iónicos de los no metalesde grupo 4A (C, Si, y Ge)
Ing. Virginia Estebané 14
Iones de metales de transición! No es factible para estos iones alcanzar configuración de gas
noble: La mayor parte de los metales de transición tienen más de 3 e- después de su centro de gas noble
! Por ello encontramos cationes con cargas de 1+, 2+ y 3+.Ej: Los grupos IB(Cu, Ag, Au) a menudo tienen valencia 1+.! Los metales de transición no forman iones con configuración de
gas noble(excepción a la regla del octeto).! Al formar iones, los metales de transición pierden primero los e- s
y después los d.
Ag: [Kr]4d105s1 Ag+:[Kr]4d10 Fe: [Ar]3d64s2 Fe2+:[Ar]3d6
Ing. Virginia Estebané 15
Iones Poliatómicos y Tamaño de iones
! Iones Poliatómicos: Es un grupo estable de átomos unidos mediante enlances covalentes que tienen carga positiva o negativa. Ej:
! El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del número de e- y de los orbitales en que residen los e- de valencia.
- Formación de un catión: deja espacios vacíos en los orbitales y reduce las repulsiones electron-electron totales, en consecuencia los cationesson más pequeños que sus átomos padre.
- Formación de los aniones: cuando se agrega un e- aumentan las repulsiones electrón-electrón y hace que se extiendan más al espacio, por lo que, los aniones son más grandes que sus átomos padre.
NH4+ CO32-
Ing. Virginia Estebané 16
Tamaño de los iones (continuación)
! Variación del Tamaño en un grupo: Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica.
! En una serie isoelectrónica (iones con el mismo número de electrones) el radio del ión disminuye al aumentar la carga nuclear,ya que los electrones son atraídos fuertemente al núcleo.
Ej.
O2- F- Na+ Mg2+ Al3+
1.40Å 1.33Å 0.97Å 0.66Å 0.51Å
Carga nuclear creciente
Radio iónico decreciente
Ing. Virginia Estebané 17
SUSTANCIA IONICA! Son el resultado de fuerzas electrostaticas con
disposición rígida bién definida tridimensional.! Por lo anterior, las características más
predominantes son:- Son sustancias sólidas- Son quebradizas- Los puntos de fusión altos- Cristalinas: Superficie planas que forman ángulos
entre sí.
Ing. Virginia Estebané 18
Moléculas y compuestosmoleculares
Moléculas y compuestosmoleculares
! Primicia: La mayor parte de la materia se compone de moléculas y iónes, unicamente los gases nobles se encuentran en la naturaleza como átomos aislados
! Molécula: Es conjunto de dos o más átomosestrechamente unidos.
Ing. Virginia Estebané 19
Moléculas y fórmulas químicasMoléculas y fórmulas químicas! Muchos elementos se encuentran en la naturaleza
en forma molecular. Ejemplo de moléculas diatómicas: Hidrógeno, oxígeno nitrógeno, y los halógenos
! Fórmula molecular: Ejemplo CO2- Símbolos = tipo de átomos ( carbono y oxígeno)
- Subíndice=número real de cada átomo en la molécula (1, 2)
! Compuestos moléculares: formados por moléculas que contienen más de un tipo de atómos. La mayor parte de las sustancias moleculares contienen sólo no metales.
20
Enlaces covalentes
! Consiste en un un par de e- compartidos entre 2 átomos Ej:
Ambos átomos (de la molécula del H2 y Cl2)tienen configuraciónelectrónica de gas noble al compartir los e- entre ambos átomos.
! El enlace covalente puede ser: 1. sencillo: cuando se comparte un e- de c/átomo. 2.- Doble: cuando se comparten dos e- de c/átomo. 3.- Triple: cuando se comparten tres e- de c/átomo.
H + H H H H H = H2
Cl + Cl Cl Cl Cl Cl = Cl2
21
Enlaces covalentes
F F ó F - F
O O O = O
N N N = N! Por regla general, la distancia entre átomos
disminuye al aumentar el # de e- compartidosEj: N-N N= N N= N
1.47 Å 1.24 Å 1.10 Å
x
xxx
x
xx
x
xx
Sencillo
xxx x x
xx Doble
xxx
x x
Triple
x
Ing. Virginia Estebané 22
Polaridad de los enlaces covalentes! Los pares de e- que se comparten entre 2 átomos distintos, no se
compaten equitativamente! El término POLARIDAD es útil para describir la proporción en que
los e- se comparten.! Los enlaces covalentes pueden ser:- Enlace covalente no polar o enlace covalente puro:- Los e- se
comparten equitativamente entre dos átomos (moléculas diatómicas). - Enlace covalente polar.- Uno de los átomos ejerce una atracción mayor
sobre los e- que el otro, produciendo un dipolo (δ).
Ej: HF, H F H - Fδ+ δ- δ= indica que hay carga
parcial
Ing. Virginia Estebané 23
Polaridad y electronegatividad! Se utiliza una cantidad denominada
ELECTRONEGATIVIDAD para estimar la polaridad del enlace.
! Electronegatividad.- Es una medida de la capacidadde un átomo para atraer e- hacia si mismo en un enlace. El valor máximo es 4 para el F y el menor0.7 para el Cs. La escala fue establecida por LinusPuling (estadounidense).
! Un átomo muy electronegativo tienen afinidades electrónicas muy negativas y una energía de ionización elevada, por lo que, atraerá e- de otros átomos y además se resistirá a dejar sus e- ante atracciones externas
Ing. Virginia Estebané 24
Electronegatividad! Cuando se combinan dos elementos el diferencial entre sus
electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos, asi que:
- El enlace iónico ocurre cuando hay un mayor diferencial de electronegatividad (no se comparten e-, se transfieren totalmente de un átomo a otro).
- En el enlace covalente no polar el diferencial de electroneg. es cero, los e- se comparten equitativamente.
- Los enlaces covalentes polares ocurren entre algún punto de los dos extremos anteriores. Cuanto mayor sea el diferencial de electroneg. más polar será el enlace.
! La variación de electronegatividad: En un período aumenta deizquierda a derecha. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.
25
Polaridad de los enlaces y electronegatividad
Enlace Dif. Electroneg. entre los elementos.Ionico mayor que 1.9 (metal + no metal) Covalente menor que 1.9 (no metales) metálico menor que 1.9 (metales)
Aum
enta
Aumenta
1.9 valor escogido como �frontera�
EJ: F2 HF LiF
4-4=0 4.0-2.1=1.9 4-1 =3.0
covalente no polar covalente polar Iónico
Cuanto mayor sea la dif.electronegati-vidad más polar sera el enlace.
Ing. Virginia Estebané 26
Estructuras de Lewis! Permiten llevar una contabilidad de los e- y son de utilidad
como una primera aproximación para sugerir:- esquemas de enlace- número de e- de valencia- tipo de enlace (simple, doble o triple)- orden en que los átomos se encuentran conectados
! No sirven para representarformas tridimensionales de las moléculas y iones poliatómicos.
Ing. Virginia Estebané 27
Formulación de la estructura de Lewis
! Para escribir esta formulación es necesario conocer: # e- de enlace compartidos (e- de valencia disponibles) y el # de e-sin compartir (asociados unicamente con un átomo). Esteconcepto se comprende mejor con la siguiente relación:
S= N-AS= # total de e- compartidos en la molécula o ión
poliatómico N= # de e- de la capa de valencia que requiere todos los
átomos de la molécula o ión para alcanzar configuración de gas noble ( N=8, excepto el hidrógeno N=2)A= # de e- disponible en las capas de valencia de todos los átomos
Ing. Virginia Estebané 28
Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación)
! Secuencia para la formulación:1.- Escribir el esqueleto para los átomos simétrico (generalmente
en el orden que están unidos). El elemento menos electronegativo suele ser el central.
Ej: H2SO4 OH O S O H
O2.- se calcula NEj: N= 8e- x1 (átomo S)+ 8e- x4 (átomos de O )+
2e- x 2 (átomos de H) = 44 e- necesarios
Ing. Virginia Estebané 29
Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación)
3.- Se calcula AEj: A=1e- x2(átomo H)+ 6e- x1(átomo S)+
6e- x 4(átomos O)= 32 e- disponibles4.- Se calcula SEj: S= 44 - 32 = 12 e- compartidos (6 pares de e-)5.- Se colocan los e- compartidos (S) en el esqueleto como pares de
e-, usando simples, dobles o triples enlaces en caso de ser necesario
OEj: H - O - S - O - H
O
Ing. Virginia Estebané 30
Formulación de las Estructuras de Lewis (continuación)
6.-Se colocan los e- adicionales en el esqueleto como pares no compartidos hasta llenar el octeto en cada elemento (con excepción del H que sólo puede contener dos).
OEj: H - O - S - O - H
O
7.- Comprobación : Se cuentan todos lo e- (compartidos y sin compartir) = A
Ing. Virginia Estebané 31
Carga formal! Es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos
los átomos tuvieran la misma electronegatividad! Es una herramienta para ayudar a escribir correctamente
la estructura de Lewis (la de mayor estabilidad), cuando se tienen varias alternativas posibles.
! Por regla general, será aquella en la que (1) los átomos tengan las cargas formales más pequeñas y (2) las cargas negativas residan en los átomos más electronegativos.
! Para determinar la carga formal (CF) se utiliza:CF= (# de grupo) - (# de enlaces)+(# e- no compartidos)
32
Enlaces Metalicos! Los e- de valencia pueden estar viajando en los orbitales de uno o
más atomos vecinos, originado la atracción de su propio nucleo y de otros cuyos orbitales que haya invadido.
! Propiamente el enlace no es entre átomos, si no entre cationes metálicos y los que fueron sus e-.
Representación + + + +Esquemática + + + +
+ + + + ! Propiedades físicas:- Conducen electricidad y calor: Los e- se encuentan deslocalizados y con libre
movimiento- Son maleables y ductiles: Cuando se aplica alguna presión externa los cationes
metálicos pueden resbalar uno sobre otros, por el mar de e- que los separa.