enlaces entre átomos: 2. formación de enlaces moleculares ... · •sólidos cristalinos a...

Enlaces entre átomos:

1. Enlace químico 2. Formación de enlaces moleculares 3. Orbitales híbridos 4. Fórmula de las moléculas 5. Forma de las moléculas

1 Ing. Sol de María Jiménez González

En la naturaleza, los átomos no se encuentran aislados y su estado fundamental es alterado por la interacción que ocurre entre los

electrones de unos y otros

La energía de una molécula es menor que la de dos átomos separados


Si átomos se atraen

Energía disminuye cuando se acercan Energía aumenta mientras se alejan

Energía disminuye cuando se alejan Energía aumenta cuando se acercan

Átomo 1

Átomo 2

Átomo 1

Átomo 2

Si átomos se repelen

Los átomos se unen si la energía de éstas partículas disminuye conforme se

acercan 3 Ing. Sol de María Jiménez González

Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos

Repetición de celda unitaria en tres direcciones Siempre son sólidos, si se funden se pierde la red

Redes iónicas

Redes atómicas

Redes moleculares

Celdas

Iones

Átomos

Moléculas

Redes metálicas

Redes covalentes



Redes iónicas

Redes atómicas

Redes moleculares

Celdas

Iones

Átomos

Moléculas

Redes metálicas

Redes covalentes

•Fuerza electrostática entre cationes y aniones •Los átomos que serán los aniones adquieren uno o varios electrones de los átomos que serán los cationes

Cl- NH4+ NH4Cl



Redes iónicas

Redes atómicas

Redes moleculares

Celdas

Iones

Átomos

Moléculas

Redes covalentes

Redes metálicas

•Formada por los núcleos y los electrones internos de átomos metálicos •Está rodeada de una nube de carga negativa constituida por los electrones de valencia de estos átomos •Pueden ser de un mismo elemento o elementos diferentes (aleaciones)

•Pueden ser muy fuertes (enlaces en el diamante y cuarzo o sílice)



Redes iónicas

Redes atómicas

Redes moleculares

Celdas

Iones

Átomos

Moléculas

Redes metálicas

Redes covalentes

•Compuestos orgánicos como la sacarosa •Hielo, según las condiciones



Conglomerado no reticular de átomos unidos por enlaces químicos

La composición se define por la identidad y la proporción de los elementos que la constituyen Secuencia que siguen los átomos y tipos de enlaces Forma y tamaño: geometría molecular Propiedades físicas y químicas

Pueden ser covalente polares, H2O

Pueden ser covalentes no polares, O2 8 Ing. Sol de María Jiménez González


No presentan ninguna organización global es su estructura

El grado de perfección de la red cristalina depende de la naturaleza de la sustancia y de las condiciones de cristalización

Tiempo Espacio Reposo

Temperatura


Enlace químico

METÁLICO

COVALENTE IÓNICO

•Se forma por transferencia de electrones. •Redes iónicas: aniones y cationes •Fuerza de atracción electrostática •Sólidos cristalinos a temperatura ambiente •Altos puntos de fusión

•Átomos comparten electrones •Moléculas •Enlaces simples, dobles o triples •Puede ser polar o no polar •Gases, líquidos o sólidos

•Los electrones son compartidos por todos los átomos •Los electrones están deslocalizados en toda la red


ENLACES

• Se puede utilizar la electronegatividad para catalogar el tipo de enlace:

• De 0 a 0,4: enlace covalente no polar

• De 0,4 a 1,7: enlace covalente polar

• Mayor a 1,7: enlace iónico.


Método de enlace de valencia, MEV

Enlace químico Par electrónico compartido

por dos átomos

Electrones que participan en la formación de enlaces entre los átomos ocupan orbitales

moleculares de enlace y el resto de los electrones de la molécula siguen ocupando

orbitales atómicos

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Configuración electrónica del cloro Cl

Electrones en orbitales moleculares


1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Configuración electrónica del cloro

Cl

Electrones en orbitales moleculares

Electrones en orbitales atómicos: NO PARTICIPAN

7 electrones

Estructura de Lewis


1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Recuerde Orbital s: 2 e-

Orbital p: 6 e-

Orbital d: 10 e-

Orbital f: 14 e-

3s2 3p5

HCl δ- δ+

Se combina orbital 1s del hidrógeno con un orbital 3p del cloro 16 Ing. Sol de María Jiménez González

• Hay situaciones en las que ambos electrones son aportados por uno solo de los átomos: enlace coordinado.


Los enlaces sencillos siempre son σ. Los enlaces dobles tienen un orbital σ y uno π Los enlaces triples tienen un orbital σ y dos π

Forma de la nube electrónica


Configuración electrónica del carbono: C

1s2 2s2 2p2 o [He] 2s2 2p2

1s2 2p2 2s2 Electrones que participan: 4

1s2 Orbitales híbridos


Combinación de orbitales atómicos que genera orbitales híbridos.

El número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinan:

Dos de la hibridación sp Tres en la sp2

Cuatro en la sp3

1. Un orbital s de combina con tres orbitales p y resultan cuatro orbitales sp3 2. Un orbital s se combina con dos orbitales p resultan tres orbitales sp2

3. Un orbital s se combina con un orbital p y resultan dos orbitales sp


Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno

• El nitrógeno en el amoniaco (NH3) y el oxígeno en el agua (H2O) tienen un par de electrones no compartidos.

• El N en el amoniaco tiene hibridación sp3 pero tiene solamente tres electrones no apareados que ocupan tres de los 4 orbitales sp3.

• El cuarto orbital sp3 del nitrógeno contiene un par de electrones.


• La situación del O en el agua es análoga al caso anterior del nitrógeno excepto que el O solo tiene 2 electrones no apareados.

• Los dos pares de electrones ocupan cada uno un orbital híbrido sp3

Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno


Compuesto BeH2 BH3 CH4 NH3 H2O

Estructura

Elemento Be B C N O

Número de electrones de valencia 2 3 4 5 6

Tipo de orbital híbrido sp sp2 sp3 sp3 sp3

Número de orbitales híbridos 2 3 4 4 4

Número de pares electrónicos híbridos

0 0 0 1 2

Número de electrones solitarios en los orbitales híbridos

2 3 4 3 2

Be H H


Forma molecular: indica la identidad y el número de átomos de cada elemento que están químicamente unidos en una molécula.

CH4

Forma estructural simple de rayas: destaca la posición de los átomos en una molécula y la multiplicidad del enlace.

Forma estructural de Lewis: muestra la disposición de los átomos, la multiplicidad del enlace y todos los electrones externos de cada átomo.


Estructura de Lewis

Incluye todos los electrones de la

capa externa

Usar rayas para representar los enlaces

Usar puntos para los electrones no enlazantes.


La suma de los electrones alrededor

de un átomo es 8

Se cuentan los electrones que se

comparten

CO2

Excepciones

El Berilio, Be: BeCl2, BeH2

El Boro, B: BCl3, BF3

El Aluminio, Al: AlF3

SF7 PCl5


1. Selección del átomo focal. El H nunca va a ser átomo central.

– Se elige el átomo que se encuentra en menor número. CCl4, PBr3, C2H6, SO2Cl2

– Entre dos posibles átomos focales, se escoge el que tenga mayor número de electrones no apareados: COCl2, POCl3, CNS, NOBr

– Se elige el menos electronegativo: SOCl2

POCl3


2. Colocación de los otros átomos: Alrededor del átomo central se colocan los demás de la forma más simétrica posible.

POCl3

3. Calcular el número total de e- de valencia: Se debe añadir la carga neta si la hay (ejemplos: si la carga neta es -2 añadir dos electrones, si la carga neta es +1, restar un electrón)

1 átomo de P 5 e-

1 átomo de O 6 e-

3 átomos de Cl 3 x 7 e- 21 e-

32 e- 29 Ing. Sol de María Jiménez González

4. Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados: Se asigna a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total

POCl3

5. Asignar los electrones restantes: Comenzando por los externos y terminando en el átomo central, en forma de pares en cada átomo.

32 e-


Carga formal

Carga formal del S = 6-5 = +1

La carga formal es la carga que tendría cada átomo representado en una estructura de

Lewis.

SO2

1. Se determina el número de electrones del átomo aislado en su capa externa. Por ejemplo el azufre (S)

2. Se divide los 2 e- de cada par enlazante: un electrón para cada átomo y se cuenta el número de e- alrededor de cada átomo en su capa externa.

Tiene 6 e- en su capa externa

5 e-: uno de cada enlace y 2 del par enlazante.


Número de oxidación

Es la diferencia entre el número de electrones en la capa externa del átomo antes de la formación de los enlaces y el número de electrones en la capa externa del mismo átomo

después de la formación de los enlaces.

SO2

1. Se determina número de electrones en su capa externa.

Tiene 6 e- en su capa externa

2. Se asignan los dos electrones de cada enlace al átomo que tiene mayor electronegatividad. Se cuentan los electrones con que queda la capa externa del átomo

S: queda con 2 electrones

N° de oxidación del S= 6-2 = +4

O: más electronegativo 32 Ing. Sol de María Jiménez González

1. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación es cero. En un ión poliatómico, la suma es igual a la carga del ion.

SO2

S

O

O

N° de oxidación = 6-2 = +4

N° de oxidación = 6-8 = -2

N° de oxidación = 6-8 = -2

NH4+

N N° de oxidación = 5-8 = -3

H N° de oxidación = 1-0 = +1



H N° de oxidación = 1-0 = +1 33 Ing. Sol de María Jiménez González

Resonancia

• Es la representación del estado de ciertas moléculas por medio de estructuras de Lewis equivalentes.

• Se caracteriza por la posibilidad de dibujar estructuras de

Lewis diferentes y equivalentes con solo cambiar la posición de pares electrónicos.


La forma de la molécula involucra la ubicación relativa de sus átomos y los ángulos de enlace entre ellos.


Nombre o fórmula de la sustancia

Modelo Molecular

Nube electrónica

Estructura

Geometría molecular

Linear

Angular

Triangular plana

Piramidal

Tetraédica


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