P
P
T
CE
S
00
4CB
33
-A
09
V
1
Tabla periódica Ordena los elementos en Nivel energético Electrones último nivel Propiedades periódicas Radio atómico
Volumen atómico Electroafinidad Potencial de
ionización
Períodos Grupos
Resumen de la clase anterior
Electronegatividad
Según Según
Aprendizajes esperados
•
Conocer la estructura de Lewis.
•
Identificar los diferentes tipos de enlace químico.
•
Conocer las propiedades fisicoquímicas de los distintos tipos de compuestos
(iónicos, covalentes y metálicos).
De acuerdo con la siguiente representación de Lewis
se puede afirmar que el elemento X
I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica. II) puede formar una molécula X2
III) tiene 4 electrones de valencia.
Es (son) correcta(s)
A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II.
E) solo II y III. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.
1. Enlace químico
2. Estructura de Lewis
3. Tipos de enlace
•
Se establece un
enlace químico
entre dos átomos o grupos
de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos
conducen a la formación de un agregado con suficiente
estabilidad (molécula).
•
Se basa en la
valencia
del átomo, que corresponde a los
electrones situados en el último nivel de energía.
•
Se busca mediante esta unión una
estabilidad energética
basada en la
regla del dueto
u
octeto.
Elemento
Configuración
e
–valencia
Grupo
N
1s
22s
22p
35
VA
Cl
[Ne]3s
23p
57
VIIA
Ca
[Ar]4s
22
IIA
•
Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los
átomos adquieren una configuración de gas noble:
regla del
octeto.
•
Los electrones que participan en el enlace químico son los
electrones de valencia y pueden formar
enlaces sencillos
,
dobles
o
triples.
•
Los átomos se representan con su símbolo y alrededor se
colocan los
electrones de valencia,
representados mediante
puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones,
respectivamente.
Ion nitrito NO2–
2.1 Regla del octeto
Determina la estructura de Lewis del SO
21. Se determina la
configuración electrónica
y los
electrones de valencia
de
cada elemento.
Elemento Configuración e– de valencia e– valencia totales
Azufre (S) [Ne]3s23p4 6 6
Oxígeno (O) [He]2s22p4 6 x 2 12
Total 18
2. Se sitúa como átomo
central
el
menos electronegativo
(en este caso, el S) y
se distribuyen los electrones de manera que cada átomo cumpla con la
regla
2.2 Excepciones
Existen muchos compuestos covalentes que
no cumplen la regla del octeto
, ya sea por
defecto
o por
exceso
de electrones.
Por ejemplo, el trifluoruro de boro (
BF
3) y el
hidruro de berilio (
BeH
2) no llegan a
completar su octeto por
falta
de electrones
de valencia.
Por el contrario, en el pentacloruro de
fosforo (
PCl
5) y el hexafluoruro de azufre
(
SF
6) el átomo central forma cinco y seis
enlaces, respectivamente, con un
exceso
de
electrones debido a la existencia de los
niveles 3d vacíos.
Características del enlace Propiedades de los compuestos
• Se produce cuando entran en contacto un elemento muy
electropositivo y uno muy
electronegativo produciéndose una TRANSFERENCIA de electrones desde el primero hacia el segundo.
• Se forma entre elementos de los grupos IA o IIA con elementos de los grupos VIA o
VIIA.
• Diferencia de
electronegatividad ≥ 1,7
• Forman redes cristalinas.
• Son sólidos con puntos de fusión y ebullición altos.
• Son solubles en disolventes
polares.
• Conducen la corriente
eléctrica en disolución acuosa.
• No conducen la corriente en estado sólido.
• Son malos conductores térmicos.
CsCl
3.1 Enlace iónico
Características del enlace Propiedades de los compuestos
• Se forma por COMPARTICIÓN de un par de electrones entre dos átomos, adquiriendo ambos estructura electrónica de gas
noble.
• Diferencia de
electronegatividades < 1,7
• Se forma generalmente entre elementos no metálicos.
• Existen enlaces covalentes
polares, apolares y dativos.
• Presentan temperaturas de ebullición y fusión bajas.
• A CNPT, pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
• Son aislantes de corriente eléctrica y calor.
• Son solubles en disolventes
apolares.
3. Tipos de enlace
Covalente polar Ejemplos
• Formado por dos átomos diferentes.
• Un núcleo tiene mas fuerza que otro para
atraer electrones de enlace.
• Se forman dipolos.
• 0 E.N. 1,7
H2O HCl SO2 CCl4 CH3Cl
Covalente apolar Ejemplos
• Formado por dos átomos iguales.
• Núcleos ejercen una fuerza de atracción
equivalente (enlace perfecto).
• E.N. 0
• Se presenta en moléculas monoelementales.
O2 F2 H2 N2 Br2
Covalente coordinado o dativo Ejemplos
• Enlace covalente polar (compartición de un par de electrones) con la peculiaridad de que es uno de los dos átomos el que aporta los 2
electrones.
NH4+
H2SO4 H3O+
3.2 Enlace covalente
Características del enlace Propiedades de los compuestos
• Característico de los
metales.
• Es un enlace fuerte, que se forma entre elementos de la misma
especie, de
electronegatividades
bajas y similares.
• Se forma una nube
electrónica con los electrones
deslocalizados.
• Son dúctiles y maleables.
• Son buenos conductores de la
electricidad.
• Conducen el calor.
• Tienen puntos de fusión y ebullición variables.
• La mayoría son sólidos a T ambiente (excepto el mercurio).
• Son, generalmente, insolubles en cualquier tipo de
disolvente.
• Tienen un brillo característico, debido a que absorben energía
de cualquier longitud de onda. Nuestro cobre chileno. Gran
conductor de la electricidad.
3.3 Enlace metálico
Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas:
1) Moléculas sin pares de
electrones libres en el átomo
central
Electrones enlazantes
mantienen equidistancia
2) Moléculas con pares de
electrones libres en el átomo
central
Electrones libres repelen a
electrones enlazantes
4.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV)
1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
SF
4PE=4
PL=1
Balancín
ClF
3PE=3
PL=2
Forma de T
BrF
5PE=5
PL=1
Pirámide
cuadrada
XeF
4PE=4
PL=2
Plano
cuadrada
2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
Un enlace químico covalente se forma por la
superposición
de
orbitales
atómicos,
que
contienen los electrones de valencia. Para lograr
esto es necesario que los orbitales atómicos se
mezclen originando nuevos orbitales denominados
híbridos. Lo anterior sólo ocurre cuando los
orbitales predesores presenten igual energía. El
número de orbitales híbridos es siempre igual al
número de orbitales atómicos originales.
4. Geometría molecular
Hibridaciones
sp
1
sp
2
sp
3
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp3
Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que existe repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El
átomo con hibridación sp3 genera 4 enlaces y
los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109,5°. Si embargo, un átomo con hibridación sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tres de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán:
un tetraedro,
una pirámide de base trigonal
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp2
Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de
triángulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace. Los ángulos de enlace son de 120°. Un átomo con hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces, con lo que sus moléculas pueden ser
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp1 o sp
Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría
4. Geometría molecular
4.2 TRPEV: Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia
Modelo para predecir la geometría de las moléculas.
•
A:
Átomo central.
•
X:
Ligandos unidos al átomo central.
•
n
:
Número de ligandos unidos al átomo central.
•
E:
Pares de electrones libres en torno al átomo
central.
•
m: Número de pares de electrones libres.
AX
n
E
m
4. Geometría molecular
AX
2
- 2 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 180°
4. Geometría molecular
- 3 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 120°
AX
3
4. Geometría molecular
- 1 de los 3 pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central. - Angulo de enlace: inferiores a 120°
AX
2
E
4. Geometría molecular
- 4 pares de electrones de la forma - Angulo de enlace: 109,5°
AX
4
4. Geometría molecular
- 4 pares de electrones pero uno solitario.
- Angulo de enlace: menores a 109°
AX
3
E
4. Geometría molecular
- 4 pares de electrones pero dos solitarios.
- Angulo de enlace: menores a 109°
AX
2
E
2
4. Geometría molecular
¿qué necesito para determinar la geometría de una
molécula? (Lewis)
Determina estructura de Lewis y geometría molecular del
CO
32–Paso 1. C es
menos
electronegativo
que O, coloca C en el centro.
Paso 2. Cuenta los
electrones de valencia
, sumando los electrones que dan
la
carga
al ion.
Elemento Configuración e– de valencia e– valencia totales
Carbono (C) [He]2s22p2 4 4
Oxígeno (O) [He]2s22p4 6 x 3 18
+ 2 (cargas negativas) Total 24
Paso 3. Dibuja
enlaces sencillos
entre los átomos de C y O y completa los
Paso 4. El carbono debe presentar
4
enlaces.
Paso 5. Basándote en el modelo
TRPECV
, identifica la geometría de la
molécula.
El C (átomo central) está unido a tres átomos de O y
no
tiene pares de
electrones libres
.
Por tanto, la geometría del ión carbonato es
TRIANGULAR
(trigonal plana).
Actividades
¿Dónde se encuentran localizadas las dos
¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis representa al ion nitrato, NO
3–?.
Considere que cada línea representa a un par de electrones.
D
Ejercicios
Pregunta oficial PSU
De acuerdo con la siguiente representación de Lewis
se puede afirmar que el elemento X
I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica. II) puede formar una molécula X2
III) tiene 4 electrones de valencia.
Es (son) correcta(s)
A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II.
E) solo II y III. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.
B
Valencia
Octeto otorga estabilidad Electrones de la
última capa
Enlace químico
Enlace covalente Enlace iónico
Transferencia de electrones
Compartición de electrones