a.- Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.b.- Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas

iónicas.c.- Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.d.- Polaridad de los enlaces y electronegatividad. Momentos dipolares.e.- Moléculas y fórmulas químicasf.- Nomenclatura

- Forma de unión entre dos o más átomos.•Para que exista un enlace, necesariamente tiene que existir una gran estabilidad en el compuesto que se ha formado.

- Fuerza que tiende a la formación de conglomerados de átomos o compuestos.•Enlace es la fuerza que existe entre dos átomos, cualquiera sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones. De esta forma adquieren ambos una configuración electrónica estable, la que correspondería a un gas noble.

� Los gases noblesgases nobles no se combinan. Contienen 8 electrones en su capa de valencia. 8 e- = mayor estabilidad

� Los otros elementos deben combinarse para ser isoelectrónicos con los gases nobles, ganan, pierden o comparten e- tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles mas cercanos en la tabla periódica.

Combinación de elementos

Regla del octetoRegla del octeto: Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia.

(símbolos de electrón-punto):

Son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de un átomo. Consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia.

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

1 1ns1

2 2ns2

13 3ns2np1

14 4ns2np2

15 5ns2np3

16 6ns2np4

17 7ns2np5

Grupo # de valenciaconfiguración e-

Símbolos de puntos de Lewis

El número de electrones de valencia es el mismo que el número del grupo en que está el elemento en la tabla periódica.

Parámetros a considerar en una estructura de Lewis

1. Escribe el número total de electrones de valencia.2. Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.3. Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

CARGA FORMAL1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que seencuentran.2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace.La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis.

ESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLESESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLES

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

Carga formal y estructura de Lewis1. 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 H

C OH

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

-

-

¿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) = 6 9 pares libres (9x2) = 18

Total = 24

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

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) yF - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia

Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y completelos 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

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) yO - 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 completelos 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

valenciaPaso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e- 2 enlace sencillos (2x2)

= 4 1 enlace doble = 48 pares libres (8x2) = 16

Total = 24

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 átomoen unaestructura de Lewis

=12

número total de electronesde enlace( )

número total de electrones de valencia en el átomo libre

-número total de electronesno 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 átomoen unaestructura de Lewis

=12

número total de electronesde enlace( )

número total de electronesde valencia en el átomo libre

-número total de electronesno enlazados

-

-1 +1

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 átomoen unaestructura de Lewis

=12

número total de electronesde enlace( )

número total de electronesde valencia en el átomo libre

-número total de electronesno enlazados

-

0 0

� ENLACE IONICOENLACE IONICO� ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE�� ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO

� Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o mas electrones de un átomo a otro.� Se forma al combinarse un metal y un no-metal (donde existe gran diferencia de electronegatividad, superior a 1.7). El metal cede los electrones y el no-metal los capta.�Induce a la formación de redes cristalinas (estructuras tridminensionales ordenadas)

Fuerza electrostática que existe entre iones de carga opuesta.

• Es la unión que se realiza entre elementos cargados eléctricamente, es decir, con cargas opuestas (recordemos que los polos opuestos se atraen).

• Este tipo de enlace ocurre generalmente entre metales y no metales.

• En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones completamente, pudiendo ser uno o más electrones los que se transfieren.

• En este proceso de transferencia de electrones se forman iones. El átomo que pierde electrones queda cargado positivamente y se llama catión. El átomo que gana electrones queda cargado negativamente y se llama anión.

• Ambos iones adquieren la configuración de un gas noble.

• el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones en su último nivel.

Ejemplo

ClNa + -

• El Na entrega un electrón (el de su último nivel) al Cl, transformándose en el catión Na+.

• El Cl acepta este electrón, transformándose en el anión Cl-.

• Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en su último nivel. Es decir, adquirieron la configuración electrónica de un gas noble.

Enlace iónico

• dos elementos peligrosos en su estado puro (el Na es un metal corrosivo y el Cl es un gas venenoso), al combinarse forman un compuesto que nosotros usamos diariamente en nuestras comidas: la sal.

Na Cl NaCl

+ =

Reacción entre sodio y bromo

Na(s) Br2(l) NaBr(l)

Li + F Li + F -

El enlace iónico

1s22s11s22s22p5 1s2 1s22s22p6

[He] [Ne]

Li Li+ + e-

e- + F F -

F -Li+ + Li+ F -

Ejemplos:

Estructurasde Lewis

Ambos iones alcanzan la configuración electrónica del gas noble mas cercano

Conductividad eléctrica y movilidad iónica

Compuesto iónico sólido

Compuesto iónico fundido

Compuesto iónico disuelto en agua

Enlace en que dos átomos comparten electrones

Ejemplo: Interacción de los elementos no metálicos entre sí: H2, Cl2

� Lo forman dos no-metales con valores deelectronegatividades parecidos.

� La compartición de los electrones produce “la unión” de ambos átomos.

� Los átomos quedan isoelectrónicos con el gas noble más cercano.

• En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones.

• Se da entre no metales -o sea, elementos que tienen electronegatividades similares- y entre no metales y el hidrógeno.

• En este tipo de enlace no se forman iones.

• Al compartir los electrones, comparten la estabilidad que correspondería a un gas noble.

• Existen dos tipos de enlaces covalentes.– Enlace covalente normal.– Enlace covalente coordinado.

Enlace covalente

• En este tipo de enlace cada uno de los elementos aporta con un electrón al par que forma el enlace.

• Al ser elementos semejantes, son atraídos por sus núcleos en forma simultánea, formando el enlace.

• Este tipo de unión es muy fuerte.

Enlace covalente normal

• Ejemplo: el gas Cloro.• Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para

así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar.

EjemploEjemplo

ClCl ClCl

• En este tipo de enlace también se “comparte” una pareja de electrones.

• Pero la gran diferencia es que esta pareja proviene de tan solo uno de los átomos que forman el enlace.

• El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donante y el átomo que los recibe aceptor.

Enlace covalente coordinado

• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O.

S OO SO

Ejemplo

Estructurasde Lewis

Un enlace covalente es un enlace en el que dos o máselectrones 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

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 dobleenlace doble

Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones

N N8e-8e-

N N

enlace tripleenlace triple

o

Enlace covalente coordinado o dativo:Enlace covalente coordinado o dativo:El par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.Ejemplo: ión amonio NH4

+

+

+

FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE EN EL H2

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

Energía reticular (E) aumenta como Q aumenta

y/ocomo r disminuye.

cmpd Energía reticular MgF2

MgO

LiFLiCl

29573938

1036853

Q= +2,-1Q= +2,-2

r F < r Cl

Energía electrostática (reticular)

E = kQ+Q-r

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

Energía reticular (E) es la energía requerida para separarcompletamente un mol de un compuesto iónico sólido en susiones gaseosos.

Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares

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

global

116C≡≡≡≡N

138C====N

143C-N120C≡≡≡≡C

133C====C

154C-C

Longitudde enlace

(pm)

Tipo de enlace

Longitud de enlace covalente

Longitudes de enlaceTriple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo

Comparación de compuestos covalentes y iónicos

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 electrónregión pobre

del electrón e- ricae- pobre

δ+ δ-

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)

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcialde 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

Electronegatividad de los elementos comunes

Aumento de electronegatividad

Aum

ento

de e

lect

rone

gativ

idad

Clasifique los enlaces compuestos 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

�Se originan en el movimiento azaroso de los electrones de valencia entre los espacios que posee una matriz ordenada de iones positivos.

� Los electrones de valencia son en común para todos los átomos

Atracción eléctrica entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados entre los iones.

• Este tipo de enlace ocurre entre átomos de metales.

• Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su último nivel.

• Estos átomos pierden fácilmente estos electrones.• Estos electrones forman una nube electrónica que

está débilmente unida al núcleo.• La unión de estos átomos tiene la forma de una red

cristalina.• Esta nube tiene una gran movilidad.• Lo que nos lleva a que el enlace metálico es

deslocalizado.• Esto explicaría algunas características de los

metales.

• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.• En donde su único electrón está enlazado

deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.

Ejemplo

Los electrones se mueven libremente en todas direcciones de modo deslocalizado

Propiedades de los metales

El metal es deformado

La razón de la deformación de los metales

Momentos dipolares y moléculas polares

H F

Región rica delelectrónRegión pobre del

electrón

δ+ δ−

µ = Q x rQ es la cargar es la distancia entre las cargas1 D = 3.36 x 10-30 C m

Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes

Momento dipolarresultante = 1.46 D

Momento dipolar

resultante = 0.24 D

¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4

O HHmomento dipolarmolécula dipolar

SO O

CO O

momento no dipolarmolécula no dipolar

momento dipolarmolécula dipolar

C

H

H

HH

Momento no dipolarMolécula no dipolar

Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas

moléculas polaresMolécula Geometría Momento dipolar (D)

LinealLinealLinealAngularAngularPiramidalAngular

Dipolos (moléculas polares) y microondas

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

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

∆H0 = energía total proporcionada – energía total liberada= ΣBE(reactivos) – ΣBE(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.

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

∆H0 = ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)

Tipo de enlaces quese rompen

Número de enlaces quese rompen

Energía de enlace

(kJ/mol)

Cambio de energía (kJ)

H H 1 436.4 436.4F 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

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