Electrones de Valencia

electrones

de valenciaelectrones

internos

capa de valencia

(exterior)

electrón de

valencia

(exterior)

Configuración electrónica:

1s2 2s1

Electrones de valencia= 1

.Li

Símbolo de

electrón-punto

o

diagrama de

Lewis

Li

Tipos de Enlace

Iónico

Covalente

no polar

polar

Regla del Octeto

1s2

1s22s22p6

1s22s22p63s23p6

1s22s22p63s23p64s23d104p6

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

6s24f145d106p6

Gases nobles

Grupo18 (VIIIA)

Na 1s22s22p6 3s1 = [Ne] 3s1

Fórmulas moleculares y empíricas

Las fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el

número real de cada uno en la molécula se denominan

fórmulas moleculares.

Ejemplo: glucosa C6H12O6, peróxido de hidrógeno H2O2

Las fórmulas que sólo indican el

número relativo de átomos de cada

tipo en una molécula se llaman

fórmulas empíricas.

Los subíndices de una fórmula

empírica siempre son las

proporciones enteras más pequeñas.

Ejemplo:

glucosa CH2O, peróxido de hidrógeno

HO

Estructuras moleculares

Na (s) + ½ Cl (g) NaCl (s)

símbolos de electrón-punto

Na. +..Cl..

. .. Na+ +..Cl..

....

-

Cl + e- Cl-GANA e-

Na Na+ + e-PIERDE e-

ENLACE IÓNICO

+ -

Na 11 10 +1

Cl 17 18 -1

catión

anión

TIPO DE ENLACE Y

ELECTRONEGATIVIDAD

3

1.7-1.9

IÓNICO COVALENTE

COVALENTE POLAR

ESTRUCTURA DE LEWIS

Las estructuras de Lewis son representaciones

adecuadas y sencillas de iones y compuestos,

que facilitan el recuento exacto de electrones y

constituyen una base importante para predecir

estabilidades relativas.

Resumen de las reglas Lewis

1. Cuenta los electrones de valencia (incluir las cargas si se trata de

iones).

2. Número de pares de electrones (electrones de valencia/2).

3. Sitúa como átomo central al menos electronegativo (nunca el H).

4. Une los átomos con pares de electrones enlazantes (PE).

5. Completa los octetos agregando pares de electrones solitarios

(PS).

6. Establece enlaces múltiples con los átomos que queden con su

octeto incompleto.

7. Asignar cargas formales (CF = e valencia – PS – PE).

8. Elige estructuras con la menor separación de carga posible

(átomos del 3er período puede admitir más de 4 pares a su

alrededor)

9. Indica si hay estructuras equivalentes en resonancia.

Estructura de Lewis del HCN

(ácido cianhídrico)

1. Electrones de valencia: H (1), C(4), N (5) =10

2. Pares de electrones (electrones de valencia/2) = 5

3. Elegir el átomo central (el menos electronegativo)

4. Unir los átomos con pares de electrones enlazantes

5. Completar los octetos con electrones no enlazados

6. Establecer enlaces múltiples para completar el octeto.

7. Asignar carga formal.

8. Elige estructuras con la menor separación de carga posible.

9. Indica si hay estructuras equivalentes en resonancia.

CH N:

:::

: CH N:0

-2

-2 0

0

0

Carga

Formal=

Número e

Capa

valencia

- Número e

no enlazados

+Mitad e

compartidos

Cargas formales

Grupo isocianato

Nitrito de metilo

En ocasiones no existe una única estructura de Lewis que

pueda explicar las propiedades de una molécula o ion.

A cada una de ellas se le denomina forma

resonante y al conjunto híbrido de resonancia

Concepto de Resonancia.

NO3-

En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se

forma con cada uno de los átomos de oxígeno, siendo

las tres válidas.

Cada una de estas formas contribuye por igual a la

estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura

una mezcla de las tres.

CO32-

Condiciones para escribir formas

resonantes:

1. Para pasar de una forma resonante a otra

solamente puedo mover electrones, nunca

átomos.

2. Todas las estructuras resonantes deben ser

estructuras de Lewis válidas.

3. Las estructuras resonantes deben poseer el

mismo número de electrones desapareados.

4. Las estructuras resonantes más importantes

son las de menor energía potencial.

Hay incumplimientos de la regla del octeto

Elementos del tercer periodo como el azufre se

rodean de 10 electrones

Los átomos con número impar de electrones suelen

incumplir la regla

BF2

SF4

En el establecimiento de las estructuras de Lewis

es muy importante tener en cuenta tres aspectos:

1.- Asignar cargas formales a los átomos

2.- Valorar la existencia de formas resonantes

3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

4

Actividad 2.

Actividad EuroFIME

Escribir la estructura de Lewis de las siguientes sustancias químicas.

A entregar el lunes 10 de septiembre

1. Ozono, O3

2. Fluoruro de bario, BaF2

3. Peróxido de hidrógeno, H2O2

4. Benceno, C6H6

5. Cloruro de Fósforo (V), PCl5

6. Ácido acético, CH3COOH

7. Ácido nítrico, HNO3

Estequiometría

Lavoisier (1789) observó que la masa total de todas las

sustancias presentes después de una reacción química es

igual a la masa total antes de la reacción.

Ley de la conservación

de la masa

Ley de la conservación de

la materia

“Los átomos no se crean ni se destruyen durante una

reacción química”

Estequiometría área de la Química encargada del

estudio de la naturaleza cuantitativa de las

fórmulas químicas y las reacciones químicas.

Ecuaciones Químicas

Las reacciones químicas se representan en una forma

concisa mediante ecuaciones químicas.

Formación de H2O:

2 H2 + O2 2 H2O

2 H2 + O2 2 H2O

reactivos productos

coeficientes

Ecuación balanceada

Diferencia entre

subíndice y coeficiente

H2Ouna molécula

de aguados átomos de H

y uno de O

2 H2Odos moléculas

de aguacuatro átomos de H

y dos de O

H2O2una molécula

de peróxido de

hidrógeno

dos átomos de H

y dos de O

Nunca deben modificarse los subíndices al

balancear una ecuación química.

CH4 + O2 CO2 + H2O

“Balancear primero los elementos que ocurren

en una sola sustancia”

CH4 + O2 CO2 + 2 H2O

balancear el C: CH4 + O2 CO2 + H2O

balancear el H:

balancear el O: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

(g) Gas

(l) Líquido

(s) Sólido

(ac) Solución acuosa

Información cuantitativa a partir de ecuaciones

balanceadas

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

2 moléculas 1 molécula 2 moléculas

2(6.02X1023 moléculas) 6.02X1023 moléculas 2(6.02X1023 moléculas)

2 moles 1 mol 2 moles

“Los coeficientes de una ecuación química balanceada se pueden

interpretar como los números relativos de moléculas (o unidades

fórmula) que intervienen en la reacción o bien como los

números relativos de moles”

El mol

~ 5ml H2O 2 X 1023 moléculas

En Química es conveniente utilizar una unidad de medida que haga práctico el

manejar átomos, iones y moléculas.

Mol es la cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o

cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando) como átomos hay en

exactamente 12 g de 12C.

12 g de 12C = 6.0221367 X 1023 átomosNúmero de

Avogadro

1 mol de átomos de 12C = 6.02 X 1023 átomos de 12C

1 mol de moléculas de H2O = 6.02 X 1023 moléculas de H2O

1 mol de iones NO3- = 6.02 X 1023 iones NO3

-

Masa molar

1 átomo de 12C 12 uma

1 átomo de 24Mg 24 uma

Un mol de 24Mg tiene

el doble de masa

que un mol de 12C

1 mol de 12C pesa 12 g 1 mol de 24Mg pesa 24 g

La masa de un solo átomo de un elemento (uma)

es numéricamente igual a la masa (g) de un mol

de átomos de ese elemento.

Un átomo de 12C pesa 12 uma; un mol de 12C pesa 12 g

Un átomo de 24Mg pesa 24 uma; un mol de 24Mg pesa 24 g

Un átomo de 197Au pesa 197 uma; un mol de 197Au pesa 197 g

La masa molar (g) de cualquier sustancia siempre es

numéricamente igual a su peso fórmula (uma):

Una molécula de H2O pesa 18 uma; un mol de H2O pesa 18 g

Un ion de NO3- pesa 62 uma; un mol de NO3

- pesa 62 g

Una unidad de NaCl pesa 58.5 uma; un mol de NaCl pesa 58.5 g

2 moles H2 1 mol O2 2 moles H2O

Cantidades estequiométricas equivalentes

2 moles H2 1 mol O2

2 moles H2O

“estequiométricamente igual a”

Moles de H2O que se producen a partir de 1.57 moles de O2:

1.57 moles O2 = 3.14 mol H2O2 moles H2O

1 mol O2Moles de H2O =

2 C4H10(l) + 13 O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(l)

Calcular la masa de CO2 que se produce al quemar 1.00 g de

C4H10:

de la ecuación balanceada sabemos:

2 moles C4H10 8 moles CO2

convertir gramos de C4H10 a moles:

1.00 g

C4H10

= 1.72 X 10-2 moles C4H10

1 mol C4H10

58.0 g C4H10

Moles de C4H10 =

1.72 X 10-2 moles C4H10= 6.88 X 10-2 moles CO2

8 moles CO2

2 moles C4H10

Moles de CO2 =

Moles de CO2:

Calcular la masa del CO2 producido:

6.88 X 10-2 moles

CO2

= 3.03 g

CO2

44.0 g CO2

1 mol CO2

g de CO2 =

gramos de

reactivo

moles de

reactivo

moles de

producto

gramos de

producto

1.00 g

C4H10

= 3.03 g

CO2

44.0 g CO2

1 mol CO2

g de CO2

=

1 mol C4H10

58.0 g C4H10

8 moles CO2

2 moles C4H10

de igual forma se puede conocer la cantidad de oxígeno consumido:

1.00 g

C4H10

32.0 g O2

1 mol O2

g de O2

=

1 mol C4H10

58.0 g C4H10

13 moles O2

2 moles C4H10

= 3.59 g O2

Determine cuantos gramos de agua se forman durante la combustión de

1.00 g de glucosa, C6H12O6:

C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l)

1 moles C6H12O6 6 moles H2O

1.00 g C6H12O6

1 mol C6H12O6

180.0 g C6H12O6

Moles de C6H12O6 =

a partir de aquí podemos calcular los moles de agua:

1.00 g

C6H12O6

1 mol C6H12O6

180.0 g C6H12O6

Moles de H2O

=

6 moles H2O

1 mol C6H12O6

podemos calcular la masa del agua a partir de sus moles:

g de H2O

=

1.00 g

C6H12O6

1 mol C6H12O6

180.0 g C6H12O6

6 moles H2O

1 mol C6H12O6

18 g H2O

1 mol H2O

= 0.6 g H2O

A partir de la reacción química:

2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3O2(g)

Calcule cuantos gramos de O2 se pueden preparar a partir de 4.50 g de KClO3?

R= 1.77 g de O2

El propano, C3H8, es un combustible común que se emplea para cocinar y para

calefacción casera. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1.00 g de

propano?

R= 3.64 g de O2

En los vehículos espaciales se utiliza hidróxido de litio sólido para

eliminar el dióxido de carbono exhalado. El hidróxido de litio

reacciona con el dióxido de carbono gaseoso formando carbonato de

litio sólido y agua líquida. ¿cuántos gramos de dióxido de carbono

puede absorber cada 1.0 g de hidróxido de litio?

LiOH(s) + CO2(g) Li2CO3(s) + H2O(l)2

g de CO2

=1.00 g

LiOH

1 mol LiOH

23.95 g LiOH

1 mol CO2

2 moles LiOH

44.01 g CO2

1 mol CO2

0.919 g de

CO2

Reactivos limitantes

10 hombres y 7 mujeres:

7 parejas 12

345

67

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Se tienen 10 moles de H2 y 7 de O2 para formar

agua:

2 moles H2 1 mol O2

10 moles

H2

= 5 moles

O2

1 mol O2

2 moles H2

Moles de O2 =

H2 O2 H2O

El reactivo que se consume por completo en una

reacción se denomina

reactivo limitante.

A los demás reactivos se les denomina

reactivos en exceso.

“Las cantidades de productos formados en una reacción

siempre están determinados por la cantidad del reactivo

limitante”

¿cuánto H2SO4 se puede formar a partir de 5.0 moles de SO2, 2.0 moles

de O2 y una cantidad ilimitada de H2O?

moles necesarios de O2 para consumir 5.0 moles

de SO2:

5 moles

SO2

= 2.5 moles

O2

moles de O2

=

1 mol O2

2 moles SO2

por lo tanto el O2 es el reactivo limitante...

2 moles O2= 4.0 moles H2SO4

2 moles H2S O4

1 mol O2

moles de H2SO4

=

Parte del SO2 que se introduce en la atmósfera por la combustión de compuestos

que contienen azufre se convierte finalmente en ácido sulfúrico, H2SO4 :

2 SO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l) 2 H2SO4(ac)

A partir de la siguiente reacción:

SiO2(s) + 3 C(s) SiC(s) + 2CO(g)

a) Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen

3.00 g de SiO2 y 4.5 g de C?

b) ¿Cuál reactivo es el limitante, y cuál está en exceso?

c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después de que se consume

totalmente el reactivo limitante?

Tarea

Sep. 10, 2018