09 enalace quimico 1 - uprh.edu web_general/09... · resulta de fuerzas de atracción fuerzas de...

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Capítulo 9Enlaces Químicos

Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. El enlace químico reduce la energía potencial reduce la energía potencial (EP)

entre partículas con cargas diferentes.

EPEP(átomo enlazado) << EPEP(átomo separado)

EP EP se calcula considerando: Repulsión

ú l ú l

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.

o núcleo–núcleo

o electrón–electrón

Atraccióno núcleo–electrón

© 2015 Ileana Nieves Martínez

Las teorías de enlaces• Explican:Cómo y por qué se enlazan los átomos y forman

moléculas.La estabilidad de ciertas combinaciones sobre

otras.Ejemplo: H2O, no HO o H3O

• Se usan para predecir:


geometría molecularpropiedades físicas y químicas de compuestos.

2Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e © 2015 Ileana Nieves Martínez

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Tipos de enlaces químicos Se clasifican dependiendo de los tipos de átomos que se enlazan:

Enlace iónicoEnlace iónico-- transferenciatransferencia electrónica entre un metal y un no metal

Metal No-Metalbaja alta

bajo alto

AE AE

PI PI

Enlace covalenteEnlace covalente-- compartecomparte electrones entre átomos (generalmente no metales)

Catión Aniónbaja alta

bajo alto

AE AE

PI PI


Clasificación o Tipos de Enlaces

Tipos Enlace Características

Electrones transferidostransferidosmetal con no-metal Iónico

Electrones transferidostransferidos(cationes y aniones)

no-metal con no-metal CovalenteElectrones compartidoscompartidos(baja energía potencial)

t l t l M táliElectrones agrupados


metal con metal Metálicog p

delocalizadosdelocalizados*

* Los metales liberan sus ee−− de valencia, están delocalizados por toda la estructura y se comparten en una “piscina” o “marmar” a través de todos los átomos/iones en el metal


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Tipos de EnlacesEnlaces covalenteEnlaces iónico

d

Enlace Metálico


mar de e−

5Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

H2OCompuestocovalente

NaClCompuesto

iónico

mar de e−

NaClSólidoiónico

• SencillaÉnfasis en los ee-- de valencia para explicar enlaces.

Teoría de enlace de Lewis X

• Los átomos se enlazan: transfiriendo o compartiendo electrones.

para adquirir una configuración electrónica más estable.Estabilidad = energía potencial energía potencial menormenor

G.N. LewisG.N. Lewis(1875(1875--1946)1946)


• Generalmente habrá ocho ee-- en la capa externa:Regla del octetoRegla del octetoAdquirir la configuración de gas noble

Excepciones

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Estructura de Lewis• Representa ee-- valencia como:estructuras electrónicas de puntos alrededor del

átomo.

puntos aislados puntos aislados los que están disponibles disponibles para el enlace.enlace.

• Para moléculas, Lewis permite predecir su: ...F. .


estabilidad

forma

tamaño

polaridad


F..

Símbolos de puntos de Lewis del 2do periodo (n = 2)

Método:

Li Be B C N O F Ne


parear los primeros dos puntos que representan los ee−− del orbital s.s. Colocar un punto en cada lado disponible del símbolo para los primeros

tres ee−−’s pp. Parear el resto de los puntos de los ee−−’s pp restantes.

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Práctica – Escriba la estructura de Lewis para arsénico

ElementosRepresentativos

ElementosRepresentativos

Elementosde Transición

As

33As

Per

iod

o

Número de grupo

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.9Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

Regla del Octeto• Los átomos forman enlaces cuando gananganan, pierdenpierden o

compartencomparten electrones que resultan en OCHOOCHO e− de valencia

• ns2np6

Configuración de gas noble

•• ExcepcionesExcepciones HH, LiLi, BeBe, BB adoptan la configuración electrónica de HeHe


ExpansiónExpansión del del octetoocteto para los elementos en el periodo 3 en adelante Se usa los orbitales dd de valencia


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Excepciones a Regla del Octeto

númeroExcepciones a la

Text

par de e-

Molécula con menos de

8e-

Regla del Octeto


molécula conmás de 8e-

Químicawww.raulher.wordpress.com11

Excepciones de la Regla del Octeto•• H, Li, Be, B H, Li, Be, B adoptan la configuración electrónica de HeHe: He He = dos electrones de valencia, un dueto

LiLi - pierde su único electrón de valenciaLiLi pierde su único electrón de valencia

HH - (1) comparte o gana un electrón.(2) pierde un electrón para convertirse en H+

BeBe - (1) pierde dos electrones para convertirse en Be2+

(2) comparte sus 2 ee−− en enlaces covalentes que resulta encuatrocuatro electrones de valencia


cuatrocuatro electrones de valencia.

BB - (1) pierde tres electrones para convertirse en B3+

(2) comparte sus tres electrones en enlaces covalentes, queresulta en seisseis electrones de valencia.


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a) Enlace Iónico


Estructura de Lewis de Iones• Elemento se oxida, pierde ee−−’s y forma cationescationes cuya

estructura de Lewis carece ee−−’s de valencia

• Elemento se reduce, gana ee−−’s y forma anionesanionescuya estructura de Lewis tiene ocho ee−−’s de valencia


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Teoría de Lewis y Enlace Iónico

+

• Representar la transferencia de ee−− de un metal a un no-metal que producen iones que se t l t t f l ió i


atraen y por lo tanto forman enlaces iónicos.


Predicción de fórmulas Iónicausando símbolos Lewis

Li O

• Los ee−− se transfieren hasta que los metales pierdentodos sus ee−− de valencia y los no metales adquierensu octeto

Li2O


su octeto.

• El # de átomos se ajustan hasta que la tranferenciade ee−− se iguala.


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Ejemplo 9.1: Use la teoría de Lewis parapredecir la fórmula de compuestos iónicos

Prediga la fórmula del compuesto que se forma entre calciocalcio ((CaCa)) y clorocloro ((ClCl)).

Dibuje los puntos de los elementos con suse de valencia.

Ca·· Cl ··· · ·· ·

Transfiera todos los ee−− de valencia del metal al no-metal, añadiendo más átomos hasta

Ca·· Cl ···

· ·· ·Cl ··· · ·· ·


añadiendo más átomos hasta que todos los ee−− se transfierandel metal al no-metal y todos los no-metales completen su octeto.

Ca2+

CaCl2


Práctica—Use Lewis para predecir la fórmula de uncompuesto iónico de un metal, M, con dos e−’s devalencia con un no-metal, X, con cinco e−’s de valencia


M3X2


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Compuestos iónicos

Energía de la Red Cristalina

“


“Lattice EnergyLattice Energy”

Propiedades de los compuestos iónicosCompuestos cristalinos

El orden de lo iones se repite periódicamente en el espacio

Altos puntos de fusión y de ebullición por alta fuerza de unión (Ered cristalina)unión (Ered cristalina)

Duros, rígidos y quebradizos (no de deforman al romperse).

Conducen electricidad en el estado fundido o de disolución

Fuerza

Fuerzarepulsiva Fractura


externa del cristal

Sólido iónico

Sólido iónicofundido

Sólido iónicodisuelto en agua

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Red Cristalina de compuestos iónicosLos iones gaseosos “coalecen”.

Se libera energía

• Atracción Electrostática es no-direccionalHH00 = = EnergíaEnergía de la red de la red cristalinacristalinaNaNa++(g) + Cl(g) + Cl−−(g) → (g) → NaClNaCl(s)(s)


No hay un par específico de anión–catión

• Por lo tanto NONO hay molécula iónicaLa fórmula química es empírica, dando la razón

entre los iones basada en su balance de carga21Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

Enlace Iónicoy Energía de la Red Cristalina

• Energía adicional debido a la formación de la red cristalina: l t t d tiótió tá d dd d d iien la estructura cada catióncatión está rodeadorodeado de anionesaniones

y viceversa.

resulta de fuerzas de atracción fuerzas de atracción entre los cationescationes y los anionesaniones circundantes.

minimiza las atracciones entre cationes y aniones, para alcanzar el arreglo más establearreglo más estable


para alcanzar el arreglo más establearreglo más estable.exotérmicaexotérmica

difícil de medir directamentedifícil de medir directamente, se puede calcular con procesos conocidos.


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Determación de la Energía de la Red CristalinaCicloCiclo de Bornde Born––HaberHaber

• El ciclo de Born–Haber −una serie de reacciones hipotéticas que repesentan la

formación de compuestos iónicos de sus elementoselementos en en susu estadoestado patrónpatrón.

• Reacciones de entalpías conocidas:


Ley de Hess


NaNa++(g) + (g) + ClCl(g)(g)

NaNa++(g) + (g) + ClCl−−(g)(g)Ionización de Na(g)

Adición de un electrón a Cl(g)

Ent

alpí

a, H

Na(s) + ½ ClNa(s) + ½ Cl22(g)(g)

Na(g) + ½ ClNa(g) + ½ Cl22(g)(g)

Na(g) + Na(g) + ClCl(g)(g)

Formación de Na(g) de Na(s)

Formación de Cl(g) atómico de Cl2(g) {molecular}

Formación de sólido cristalinode iones gaseosos

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NaClNaCl(s)(s)

Cambio en entalpíapara la formación de NaCl(s) de sodio y cloro en estado patrón

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Adición de un electrón a Cl(g)

Ionización de Na(g)

NaNa++(g) + (g) + ClCl(g)(g)

NaNa++(g) + (g) + ClCl−−(g)(g)E

ntal

pía,

H

Formación de sólido cristalinode iones gaseosos

Formación de Na(g) de Na(s)

Formación de Cl(g) atómico de Cl2(g) {molecular}

Na(s) + ½ ClNa(s) + ½ Cl22(g)(g)

Na(g) + ½ ClNa(g) + ½ Cl22(g)(g)

Na(g) + Na(g) + ClCl(g)(g)

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Cambio en entalpíapara la formación de NaCl(s) de sodio y cloro

Cambio en entalpíapara la formación de NaCl(s) de sodio y cloro

NaClNaCl(s)(s)

Ciclo de Born–Haber

• Ley de Hess: Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s)

0Na s Na g H Na g At i ióAt i ió

012 2

01

0

0

f

f

f

f

Na s Na g H Na g

Cl g Cl g H Cl g

Na g Na g H Na g IP

Cl g Cl g H Cl g AE

N Cl N Cl H N Cl EL

AtomizaciónAtomización

IonizaciónIonización

AfinidadAfinidad electrónicaelectrónica

DisociaciónDisociación

R dR d i t lii t li

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.26Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e © 2015 Ileana Nieves Martínez

0fNa g Cl g NaCl s H NaCl s EL

012 2 fNa s Cl g NaCl s H NaCl s

Red Red cristalinacristalina

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Ciclo de Born–Haber

0

01 12 22

1

108

244

496

atom

atom

Na s Na g H kJ

Cl g Cl g H kJ

Na g Na g PI kJ

349

?

Cl g Cl g AE kJ

Na g Cl g NaCl s EL

012 2 411fNa s Cl g NaCl s H kJ

0 0( )f Na s atomH NaCl s H

2

012 Cl atomH 1 ( )gPI Na gAE Cl EL


12411 108 244 496 349EL kJ kJ kJ kJ

2

0 0 012( ) 1 ( )f Na s atom Cl atom g gEL H NaCl s H H PI Na AE Cl

Práctica –Dada la información a continuación, determine la energía de la red cristalina de MgClMgCl22

Mg(s) Mg(g) H1°f = +147.1 kJ/mol

½ Cl (g) Cl(g) H ° = +122 kJ/mol

SublimaciónSublimación

Di i ióDi i ió½ Cl2(g) Cl(g) H2°f = +122 kJ/mol

Mg(g) Mg+(g) H3°f = +738 kJ/mol

Mg+(g) Mg2+(g) H4°f = +1450 kJ/mol


PIPI11

PIPI22

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Cl(g) Cl−(g) H5°f = −349 kJ/mol

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s) H6°f = −641 kJ/mol

Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

AEAE

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Solución para formar MgClMgCl22Mg(s) Mg(g) H1°f = +147.1 kJ/mol

2{½ Cl2(g) Cl(g)} 2H2°f = 2(+122 kJ/mol)

M ( ) M ( ) H ° 38 kJ/ l

SublimaciónSublimación


Mg(g) Mg+(g) H3°f = +738 kJ/mol

Mg+(g) Mg2+(g) H4°f = +1450 kJ/mol

2{Cl(g) Cl−(g)} 2H5°f = 2(−349 kJ/mol)

Mg2+(g) + 2 Cl−(g) MgCl2(s) HH°°energíaenergía de la redde la red = ?= ? kJ/kJ/molmol

PIPI11

PIPI22

AEAE


Mg (g) 2 Cl (g) MgCl2(s) HH energíaenergía de la red de la red ? ? kJ/kJ/molmol

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s) H6°f = −641 kJ/mol


Solución (alterna)energíaenergía de de la red la red

Mg(s) Mg(g) H1°f = +147.1 kJ/mol2{½ Cl2(g) Cl(g)} 2H2°f = 2(+122 kJ/mol)Mg(g) Mg+(g) H3°f = +738 kJ/molMg+(g) Mg2+(g) H4°f = +1450 kJ/mol2{Cl(g) Cl−(g)} 2H ° = 2(−349 kJ/mol)


2{Cl(g) Cl (g)} 2H5 f = 2(−349 kJ/mol)Mg2+(g) + 2 Cl−(g) MgCl2(s) H° energía de la red = ? kJ/molMg(s) + Cl2(g) MgCl2(s) H6°f = −641 kJ/mol


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Energía de la red vstamaño de ión

CloruroMetálico

ERed Cristalina

kJ/mol

LiCl -834

NaCl -787

KCl -701

C CCsCl -657

• La estabilidad del compuesto iónico, (Ered) depende inversamente de: la distancia entre iones.

l t ñ d l i

1atracciónF

r


el tamaño de los iones

•

Tendencias la Ered cristalina y carga iónica

atracciónF q q

• Cargas altasAtracción más fuerteMayor energía de la red cristalina

• La carga iónica es el factor más

Energía de la Red =−910 kJ/mol


• La carga iónica es el factor másimportante

Energía de la Red =−3414 kJ/mol


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Ejemplo 9.2: Ordene los siguientes compuestos iónicos en forma ascendente en magnitud de energía de la red cristalina.

CaO, KBr, KCl, SrO1) Examinar primero las cargascargas2) Ordenar por la sumasuma de las cargascargas

Ca2+ & O2- ; K+ & Br─

K+ & Cl─ ; Sr2+ & O2─

E (KB KCl) < (C O S O)Ered: (KBr, KCl) < (CaO, SrO)

1) Examinar el tamañotamaño iónicoiónico de cada grupo. 2) Ordenar de según radio: [Ered menor (rmayor)] < Ered mayor (rmenor).

(a) (KBr, KCl) mismo catión, (b) radio(Br─) > radio(Cl─) (el mismo grupo)

Ered: KBr < KCl < (CaO, SrO)


(c) (CaO, SrO) mismo anión(d) radio(Sr2+) > radio(Ca2+)(el mismo grupo)

Ered: KBr < KCl < SrO < CaO


Enlace Covalente


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Teoría de Lewis de enlace covalente

• Compartir ee−−’s’sde valencia forma enlace covalente

es otra manera de alcanzar el octeto.


.... ..

Enlace Covalente:Electrones enlazantes & solitarios

..OSO.. .... .. ..Pares enlazantes Pares solitarios

• Los ee−−’s’s que:

• se comparten son pares enlazantes


se comparten son pares enlazantes

• no se comparten son pares solitarios

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Enlace covalente sencillo• Enlace covalente sencillosencilloSe comparte un (1) parun (1) par de ee−−’s’s ≡ ≡ 22 electrones

F••

••

•• • F•• •••••

F••

••

•• ••

••F•• •• HH O

•• ••••

••

H•H• O••

••

••


F F


Enlace covalente

•• DobleDobleSe comparten dosdos parespares

de ee−−’s’s ≡≡ 44 electrones

•• TripleTripleSe comparten trestres pares pares

de ee−−’s’s ≡ 66 electronesde ee ’s ’s ≡ ≡ 44 electrones

O O••

O••

•

•

••O••

•

•

••

de ee ’s’s ≡ 66 electrones

N••

• •

•N••

• •

•

N •••• N


O O••••


N •• N

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Predicciones de las fórmulasmoleculares por la teoría de Lewis

Hidrógeno es más estable con enlace sencillo

+

+

H2


HCl


Oxígeno es más estable con enlace sencillo con dos átomos

Predicciones de Fórmulas moleculares por la teoría de Lewis

++

o con enlaces dobles con otro átomoH2O

O


+ O2


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Electronegatividad

Un elemento electronegativo atrae ee──.

Un elemento electropositivo dona ee──

La La electronegatividadelectronegatividad eses unauna medidamedida de la de la habilidadhabilidad de un de un elementoelemento de de atraeratraer ee── cuandocuando estáestá enlazadoenlazado a a otrootro elementoelemento..

Un elemento electropositivo dona ee

Escala de electronegatividad

1.0

Li Be B C N O F

1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

FF

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41

1.0

Na

0.9

1.5

Mg

1.2

2.0

Al

1.5

2.5

Si

1.8

3.0

P

2.1

3.5

S

2.5

4.0

Cl

3.0

GeneralizaciónMayor diferencia en enlectronegatividad, (E) entre dos átomos;

MÁS POLARMÁS POLAR es el enlace.

FF::........HH

OO....

HH

HH :: OO CC

OO::.... ....

OO....HHLos enlaces Los enlaces polarespolares conectanconectan átomosátomos

de de diferentediferente electronegatividadelectronegatividad

HH——HH ::NN NN::FF::........FF::

....

....

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42

Enlaces Enlaces nono--polarespolares conectanconectan dos dos átomosátomosde de igualigual electronegatividadelectronegatividad

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Enlace Polar Covalente• Enlace donde los ee-- se comparten de forma nono equitativa

por átomosátomos diferentesdiferentes y se produce un dipolodipolo..Un átomo es másmás eficienteeficiente atrayendo ee--Un átomo es másmás eficienteeficiente atrayendo ee

Un extremo del enlace tiene mayor densidaddensidad electrónicaelectrónica y otro menor por lo que se exhibe:

Polaridad de enlace:o Carga parcial negativa (──)para el que tenga mayor densidad

l t ó i


electrónica

o Carga parcial positiva (++) para el que esté deficiente de ee--


HF

H F

EN 2.1 EN 4.0

H F•


H F••


DipoloLas moléculas de HF

se alinean con el campo eléctrico

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E y tipo de enlace

• E = 0 enlace es puramente covalente

• 0 1 ≤ E ≤ 0 4 enlace es covalente no-polar• 0.1 ≤ E ≤ 0.4, enlace es covalente no-polar

• 0.5 ≤ E ≤ 1.9, enlace es polar covalente

• E ≥ 2.0, enlace es iónico


“100%”

0 0.4 2.0 4.0

4% 51%Por ciento de Carácter Iónico

Diferencia en Electronegatividad


iónicoPolar covalenteCovalente no─polar

Polaridad de enlace

EN = 3 0 EN = 3 0 EN = 3 0


ENCl = 3.03.0 − 3.0 = 0

Covalente Puro

ENCl = 3.0ENH = 2.1

3.0 – 2.1 = 0.9Polar Covalente

ENCl = 3.0ENNa = 0.9

3.0 – 0.9 = 2.1Iónico


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Agua – Molécula Polar

Corrientede aguase atraehacia un cristalcargado

Corriente de hexano nono se atrae hacia un cristal cargado

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ter

ióni

co

IónicoIónico

r ci

ento

de

cará

ct


Diferencia en electronegatividad

Por

No polarNo polar Polar Polar CovalenteCovalente IónicoIónico

CovalenteCovalente

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Ejemplo 9.3(c): Determine si el enlace N―O es iónico, covalente, o polar covalente.

• Determine la electronegatividad de cada elemento:N = 3.0; O = 3.5N 3.0; O 3.5

• Reste las electronegatividades, (3.5) − (3.0) = 0.5

• Si E ≥ 2.0, enlace es iónicoPero como E = 0.5 ≤ 2.0, es covalente

• Si 0.5 ≤ E ≤ 1.9, enlace es polar covalente


Como E = 0.5 está en el intervalo de polar covalente


Estructuras de Lewis de Moléculas

• Para moléculas, predice: la distribución de ee−−’s’s de valencia

Geometría molecular

Propiedades


Interacción


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Estructuras Lewis

• Patrón de enlace general: átomo enlaces Pares solitarios

CC 44 00

O O 22 22

NN 33 11

B C N O F

N N 33 11

H & XH & X 11

BeBe 22 00

B B 33 00


• Estructuras fuerafuera de los de los patronespatrones comunescomunes de enlaces pueden tener cargascargas formalesformales


Enlaces: patrones comunes

B C N O F

C+

N+

O+

F+

cargascargas formalesformales

Enlaces: patrones no-comunes


C−

N−

O−

B− −

F


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Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO3

1.Escribir la estructura esqueleto de HNO3: Átomo central es el menos electronegativo. NN es el central OONNOOHH

OO

nunca HH

H siempresiempre es terminal. HH terminal enlazado a los OO en oxi-ácidos.

2.Contar los ee── de valencia: Sumar los ee─ ─ s de valencia para cada átomo.

N = 5 e−

H = 1 e−

O3 = 36 = 18 e−

Total = 24 e−

MoléculaMolécula neutralneutral


Sumar los ee s de valencia para cada átomo. Para moléculas que son ionesiones: sumar un ee── por cada carga negativa (aniones). restar un ee── por cada carga positiva (cationes).


3. Enlazar átomos con pares de ee─ ─ s, restarlos del total No olvidar que una linea representa 2 ee──s


No olvidar que una linea representa 2 ee s

e─sInicial 24Usados ─ 8Restantes 16

O

H O N O


Restantes 16


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4. Completar los octetos con los e− srestantes, de afueraafuera haciahacia adentroadentro. HH tá l t 2


O

H O N O HH ya está completo con 2 ee──

1 enlace

5. Re-contar ee─ ─ s.ee─ ─ s

N = 5 e−

H 1

ee─ ─ sInicial 24

ee─ ─ sInicial 16

H O N O


H = 1 e−

O3 = 36 = 18 e−

Total = 24 e−

Inicial 24Enlaces ─ 8Restantes 16

Inicial 16octeto ─ 16Restantes 0


5. Si todos los octetos se completan, añadir los ee─ ─ s extra (de haberlos) al átomo central:


Oátomo central: elementos con orbitales dd pueden

tener mas de 8 ee─ ─ s. Periodo 3 o mayor.

6. Si el átomo central no tiene octeto, usar los ee─ ─ s de los átomos externospara compartircompartir

H O N O

O


para compartircompartir.. Siguir patrones usuales si es posible.


O

H O N O

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Carga Formal (CF) HNO3

O

H O N O

O

H O N O

24e-

- 8 16

•• Carga FormalCarga Formal:: Resulta de la carencia o el exceso de Resulta de la carencia o el exceso de ee─ ─ s de valencia s de valencia

al completar el octeto.al completar el octeto.

- 16 0

#valencia no enlazanteCF e e enlaces


Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0

en un ión = carga del ión


valencia no enlazante

Carga formal de HNO3

−17. Asignar cargas formales (cf)

a)a) cfcf = e= e− − valenciavalencia − e− e− − par par solitariosolitario − − # enlaces enlaces

b) siga patrones comunes de enlaces. (2)(2)

0 +1 −10 0

+1 0Cálculo de cargas formales para HNO3

ccff = = valenciavalencia ── solitariosolitario ── enlaces enlaces HH 0 = 1 ─ 0 ─ 1OO(1)(1) 0 = 6 ─ 4 ─ 2

(1)(1) (3)(3)

00 v


NN + 1 = 5 ─ 0 ─ 4 OO(2)(2) ─1 = 6 ─ 6 ─ 1 OO(3)(3) 0 = 6 ─ 4 ─ 2

+1-1

0

cfcfMolécula= 0= 0

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Carga formal de HNO3

−17. Asigne cargas formales (cf)

a)a) cfcf = e= e− − valenciavalencia − e− e− − par par solitariosolitario − enlaces − enlaces

b) o siga patrones comunes de enlaces (2)(2)

0 +1 −10 0

+1 0Cálculo de cargas formales para HNO3

ccff = = valenciavalencia ── solitariosolitario ── enlacesenlacesHH 0 = 1 ─ 0 ─ 1OO(1)(1) 0 = 6 ─ 4 ─ 2

(1)(1) (3)(3)

00


NN + 1 = 5 ─ 0 ─ 4 OO(2)(2) 1 = 6 ─ 6 ─ 1 OO(3)(3) 0 = 6 ─ 4 ─ 2

+1−10

cfcfMolécula= 0= 0

Resonancia


Híbrido(a)

Estructura híbrida resonante(b)

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Estructuras Resonantes

• Resonancia - delocalización de ee─ ─ s.

• Estructura Resonante ≡ estructura de Lewis que se diferencia solosolo por la

posiciónposición de los ee─ ─ ss.

• Híbrido resonante


• Híbrido resonante –combinación de las formas resonantes.

delocalización de las cargas. estabilizaestabiliza la molécula.


Reglas para estructuras resonantes• Deben tener: el mismo número de ee−−. la misma conetividad. solo cambia la posiciónposición de los e─ s

• Los elementos de: la segunda fila tienen un máximo de 8 ee--

enlazantes y no enlazantes.

la tercera fila pueden expandir el octeto


la tercera fila pueden expandir el octeto.

• Las cargas formales deben sumar lo mismo.


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(2)(2)

Dibujar Estructuras Resonantes, HNOHNO331. Dibujar la estructura Lewis para máximizar

el octeto.

2. Asignar cargas formales:

−1

0 0(1)(1) (3)(3)3. Mover pares de electrones de átomos con

carga formal (−) hacia los de carga formal (+)

4. Si la CF (+) es del átomo de la 2da fila, mueva ee─ ─ s siempre y cuando pueda mover pares de ee─ ─ s de un enlace múltiple.

+1


22dada filafila

0


5. Si la CF (+) de átomo de la 3ra fila o mayor, traiga pares de ee─ ─ s para reducir la cargaforma aunque expanda el octeto.

−1

+1


híbridos resonantes

Dibujar Estructuras Resonantes, (NONO33−−))

1. Dibujar la estructura Lewis para máximizarel octeto.

2. Asignar cargas formales: −1

−1

3. Mover pares de electrones de átomos con carga formal (−) hacia los de carga formal (+)

4. Si la CF (+) es del átomo de la 2da fila, mueva ee─ ─ s siempre y cuando pueda mover pares de ee─ ─ s de un enlace múltiple.

+1

−1

−1


22dada filafila


5. Si la CF (+) de átomo de la 3ra fila o mayor, traiga pares de ee─ ─ s para reducir la cargaforma aunque expanda el octeto.

+1


híbridos resonantes

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Ejemplo de práctica

1) Estructura Lewis

2)


2) Carga formal

3) Estructura resonante

Estructura y Carga Formal (SO32─)

O S O6e- 6e- 6e-

6x4 = 24e─ totales+ 2e─ carga ión─ 6e─ (enlace)

20─18

O6e- O

−11

−1

+1

izquierda O CF = 6 − 6 − 1 = −1

S CF = 6 − 2 − 3 = +1

derecha O CF = 6 6 1 = 1

#valencia no enlazanteC F e e enlaces

6e 6e 6e2

Calcule y Asigne Carga Formal (SO32─)

−1 +1


derecha O CF = 6 − 6 − 1 = −1

arriba O CF = 6 − 6 − 1 = −1

−2

• Suma de todas las cargas formales del ión = ─ 2.66


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O 0

0−1 −1

Estructura resonante (SO32─)

1.Mover pares de ee─ ─ s de átomoscon CF (−) hacia los de CF (+).

2.Si la CF (+) es del átomo de la 22dada filafila, mueva ee─ ─ s para formarun enlace múltiple

3 Si l CF ( ) d á d l 3

O

−1−1

−1

+1−1

O

3.Si la CF (+) de átomo de la 3ra

fila o mayor, traiga pares de ee─ ─ s para reducir la carga forma aunque expandaexpanda el octeto.


O

−100

O

0−1

−1

0

Evaluar Estructuras Resonantes• Las mejores estructuras resonantes poseen: Menos cargas formales distribuidas en la

lé lmolécula.

Cargas formales con: valores menores valores negativos en los átomos más electronegativos


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Excepciones a la Regla del Octeto

• Octetos Expandidoselementos con orbitales dd vacíos puenden

tener más de ocho electrones

• Número impar de electrones e.g.: NOTendrán electrones sin parear

Radicales libres

Muy reactivos


uy eac os

• Octetos IncompletosB, Al


Ejercicios de práctica

Estructura Lewis


Carga formal

Estructura resonante

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Estructura y Carga Formal (SO2)

O S O6e- 6e- 6e-

18e-

- 4 14

-12 2 - 2 = 0

0 +1 −1

• Calcule y asigne CF

izquierda O CF = 6 − 4 − 2 = 0

S CF = 6 − 2 − 3 = +1



derecha O CF = 6 − 6 − 1 = −1• Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0

en un ión = carga del ión


0 +1 −1 −1−1 +1 0

Estructura resonante (SO2)

0 0

+1 0

1 1

híbrido resonante


....OSO.. .... ..

.. .... ..

..OSO.. .. ....

.. ..

..

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Práctica – Dibujar estructuras de Lewis para:

CO2 H3PO4

SeOF2 SO32−


NO2− P2H4


CO2 H3PO4

Respuestas ─ Práctica de Estructuras

16 e−

32 e−

O C O16e-

- 4 12-12

SeOF2 SO32−

26 e− 26 e−

0


NO2− P2H4

18 e− 14 e−


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CO2 H3PO4

Práctica – Estructuras-respuestas

16 e−

32 e−

SeOF2 SO32−

26 e− 26 e−


NO2− P2H4

18 e− 14 e−


CO2 H3PO4

Práctica – Asignar carga formal#valencia no enlazanteCF e e enlaces

SeOF2 SO32−


NO2− P2H4


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CO2

todo 0

H3PO4

P = +1

Respuesta – Asignar carga formal#valencia no enlazanteCF e e enlaces

SeOF2

Se = +1

SO32−

P +1resto 0

S = +1


NO2− P2H4

todo 0


CO2

todo 0

H3PO4

P = +1

Respuesta – Asignar carga formal#valencia no enlazanteCF e e enlaces

SeOF2

Se = +1

SO32−

P +1resto 0

S = +1


NO2− P2H4

todo 0


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40

CO2

toda 0

H3PO4

Práctica – Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas

P = +1

SeOF2

Se = +1

SO32−

P +1resto 0

S = +1


NO2− P2H4

toda 0


H3PO4CO2

Práctica – Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas

Toda 0

ninguna

−1

SO32−

SeOF2Toda 0

S =0


+1

none

P2H4

80

NO2−


En tres de lasFormas resonantes

ninguna

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41

H3PO4CO2

Respuestas – Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas

Toda 0

ninguna

−1

SO32−

SeOF2Toda 0

S =0


+1

none

P2H4

81

NO2−


En todas lasFormas resonantes

ninguna

Largo de Enlaces

• La distancia entre los núcleos de átomos enlazados es largo de enlacegPromedio de enlaces similares de

muchos compuestos


09 enalace quimico 1 - uprh.edu web_general/09... · resulta de fuerzas de atracción fuerzas de...

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