Enlaces químicos Clasificación de los enlaces químicos Regla del octeto

Estructuras de Lewis

Calculo del porcentaje de carácter iónicoIntegrantes:

Belem Miroslava López Gómez 13041322

Diana Ramírez Gamboa 13041336

Linda Ibeth Rodríguez Torres 13041340

Jessica Lizeth Rodríguez Zamora 13041341

Manuel Romero Simental 13041342

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE DURANGO

Ingeniero Eduardo Porras Bolívar

Ingeniería QuímicaGRUPO: 1W

Química Inorgánica

Contenido

Enlaces químicosCalcificación de los enlaces químicos Regla del octetoEstructuras de LewisCalculo del porcentaje de carácter iónico

Enlaces Químicos

La estructura se refiere la manera en que los átomos

están ordenados en el espacio, y los enlaces definen

las fuerzas que mantienen unidos a los átomos

adyacentes.

Los Electrones de Valencia

Elemento Grupo periódicoElectrones

internosElectrones de

valencia

Na I A 1s22s22p6 3s1

Si IV A 1s22s22p6 3s23p2

As V A 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3

Los electrones de valencia son los que se encuentran en la capa más externa del átomo y determinan sus propiedades

químicas

Formación de Enlaces Químicos

Electronegatividad

Compartición Desigual

Li+

F-

F EN = 4.0Li EN = 1.0∆EN = 3.0

K+Br-

K EN = 2.8Br EN = 0.8∆EN = 2.0

Na+

Cl-

Cl EN = 3.0Na EN = 0.9∆EN = 2.1

Compartición Equitativa

H H

F F

S SC C EN = 2.5S EN = 2.5

∆EN = 0

Compartición casi Equitativa

C EN = 2.5H EN = 2.1∆EN = 0.4

C

H

H H

H

O EN = 3.5N EN = 3.0∆EN = 0.5

N

O O

Clasificación de los Enlaces Químicos

Uniones Químicas

InteratómicasIntermoleculares

Uniones Interatómicas

Iónicas Covalentes

Unión metálica

Propiedades

Uniones Iónicas

Metales No metales

Los metales electropositivos ceden electrones adquiriendo cargas positivas por tener protones en exceso. Y los no metales

electronegativos los aceptan y completan así su último nivel energético. Se forman así cationes positivos y aniones negativos.

Uniones Covalentes:

En este tipo de unión los no metales se unen con los no metales. Se da entre los átomos con poca o nula diferencia de electronegatividad

Las uniones se establecen por la formación de pares electrónicos, de los cuales, cada electrón del par es aportado por uno de los

átomos que forman dichas uniones

Los electrones se comparten, no se ceden o se captan totalmente

Algunas características que presentan los compuestos covalentes son:Presentar bajos puntos de fusión y ebulliciónSer insolubles en solventes polares como el agua y el alcohol.Ser solubles en ciertos solventes orgánicosNo formar iones

Aquí vemos un ejemplo de una unión covalente entre el oxigeno y el carbono. Podemos ver la formación de dos pares dobles de electrones, ya que cada unión está formada por cuatro electrones en total. Dos de ellos los aporta el carbono y los otros dos el oxígeno. Tanto el carbono como el oxígeno llegan a ocho electrones en total.

• Cuando dos elementos se unen en la unión covalente se da otro fenómeno que merece también ser considerado. Si bien no son uniones iónicas y no veremos la formación de iones con sus cargas expuestas, al existir diferencia de electronegatividad cuando son distintos, el par electrónico queda más cerca del elemento más electronegativo.

• Un ejemplo lo constituye la unión entre el cloro y el hidrógeno.

• Aquí vemos dos uniones covalentes dativas  entre el átomo de azufre y los dos oxígenos que estan por encima y por debajo del azufre (dos asteriscos negros).  El resto son uniones covalentes simples y comunes.

Veremos un ejemplo más de unión covalente. Esta vez con

tres átomos distintos. Representaremos a la

molécula de ácido nítrico. (HNO3).

En las uniones metálicas, los átomos se mantienen

unidos gracias a que sus núcleos positivos están

rodeados de una nube de electrones en permanente

movimiento. Adquieren una forma de red tridimensional

donde los nudos están representados por los núcleos

atómicos y estos están rodeados por otros. Esta

característica es la responsable de algunas propiedades

de los metales como ser excelentes conductores de la

electricidad y tener cierto brillo.

Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de valencia.

Que los pares electrónicos compartidos entre átomos y los no

compartidos guardan entre si la máxima distancia posible por la repulsión entre cargas negativas Lo que determina que un

compuesto sea polar es la magnitud de una cantidad vectorial llamada momento

dipolar. Cada átomo que se une con otro distinto determina un momento dipolar. La suma de

los distintos momentos de cada enlace entre el par de átomos

va a dar como resultado el momento dipolar resultante de la molécula. Si la resultante da

cero, concluiremos que la molécula será no polar, así no

sean cero los momentos individuales.

Por ejemplo.• En el CO2, el carbono se halla unido a dos

átomos de oxígeno. Los dos momentos dipolares se dirigen vectorialmente hacia los átomos de oxígeno ya que son más electronegativos que el de carbono. Estos vectores son de igual magnitud pero de distinto sentido por lo tanto se anulan al formar un ángulo de 180°. La molécula CO2 resulta ser no polar. La G.M. coincide en este caso con la G.E. ya que no hay electrones no compartidos. Esta geometría es lineal.

O  ←  C →  O

• En el caso del agua, como se vio anteriormente. Podemos ver que hay cuatro pares de electrones, dos compartidos y otros dos no compartidos pertenecientes al oxigeno. La máxima repulsión entre estos cuatro pares en total genera una geometría electrónica tetraédrica.

El ángulo máximo de separación en estos casos es de unos 109 grados aprox.

Los pares compartidos son dipolos con el sentido hacia el azufre.

La geometría electrónica (G.M.) está representada por un tetraedro y la geometría molecular(G.M.) es angular. En este caso hablamos

de unos 109° aprox. Algo menor que el agua. Esto sucede porque los pares electrónicos libres que no forman enlaces ocupan un poco más

de espacio que en el oxígeno.

Uniones intermoleculares:

Unión Puente de Hidrogeno

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de dispersión o de

London

interacciones dipolo-dipolo o dipolo-dipolo inducido.

Puente de Hidrógeno

• El ejemplo más común es la molécula de agua. (H2O).

Esto generará atracciones con moléculas vecinas de agua formando una enorme red asociada. Las uniones se establecerán entre átomos de hidrógeno de unas moléculas con átomos de oxígeno de otras.

Fuerzas de Van der Waals.• Este tipo de unión se da solo en las

moléculas polares. En las uniones de dipolo transitorio, cada molécula es un dipolo por un período muy corto de tiempo. Estas uniones también se conocen como fuerzas de London.

• las fuerzas de London existen también en todas las moléculas polares ya que estas igual experimentan corrimientos en sus nubes electrónicas. Pero en las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen.

Regla del octeto

Esta regla fue enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, esta regla nos indica que los átomos al combinarse ganan, pierden o comparten electrones, tratando de conseguir una estructura del gas noble mas cercano a el elemento, o en su ultimo nivel de energía, quedar con 8 electrones y así se un compuesto estable.

La ley del octeto, los enlaces se relacionan con las interacciones necesarias para eliminar los electrones sobrantes o adquirir los electrones faltantes, y así poder conseguir la configuración del gas noble o quedar con su ultimo nivel lleno.

Las líneas que se observan representan, cada una de ellas, un par de electrones, ya sea un par que forma enlace covalente (recibe el nombre de par enlazante) o un par libre o solitario (par no enlazante).

Algunas excepciones:

Por ejemplo, el boro, típicamente, se rodea de seis electrones en compuestos como el trifluoruro de boro, BF3, o el tricloruro de boro, BCl3. La estructura de Lewis del trifluoruro de boro será:

En elementos como el fósforo o el azufre, puede suceder que se rodeen de más de ocho electrones. Así, el fósforo puede formar hasta 5 enlaces covalentes, como ocurre en el pentacloruro de fósforo,  PCl5. o como como ocurre en el hexafluoruro de azufre, SF6.

Otra de las excepciones es para el hidrogeno y el helio que solo se rodean de 2 electrones.

Estructuras de Lewis

Los electrones que participan en los enlaces químicos, se denominan electrones de valencia. El termino valencia (del latín valere, “ser fuerte”).Los electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada por un átomo.

Los símbolos del electrón-punto ( llamados también símbolos de Lewis por G.N.Lewis) son una forma útil de mostrar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de los enlaces.

Consiste en el símbolo químico del elemento mas un punto por cada electrón de valencia

Por el número atómico (Z), podemos deducir que el número de electrones del nitrógeno es 7. (átomo neutro) .su configuración electrónica es : 1s2-2s2-2px 2py 2pz.

podemos ver que en el segundo nivel de energía existen 5 electrones.

Lewis creía que las distribuciones electrónicas estables de un gas noble puede alcanzarse por la compartición del numero adecuado de electrones las especies atómicas. Dichos electrones compartidos en formas de pares, son los responsables de la unión entre los átomos y conducen a la formación de moléculas.

Cada uno de los elementos del par compartido pertenecen simultáneamente a los dos átomos enlazados.

Ejemplos de la estructura de Lewis

Ésta se puede definir como la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o con

pares de puntos entre dos átomos y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales

Estructura de Lewis en enlaces

También en otras palabras se puede argumentar que es una representación grafica que muestra los enlaces entres los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que pueden existir. En una estructura de Lewis solo se muestran los electrones de valencia

Un átomo se une a otro por uno de los lados de la estructura ya sea que cada átomo aporte un electrón " enlace covalente simple" o que uno de los átomos aporte los dos electrones "enlace covalente coordinado" .

Cálculo del porcentaje de

carácter iónico

La mayor parte de los enlaces no son ni puramente iónicos ni puramente covalentes. Se puede calcular el porcentaje de carácter iónico de un enlace por considerar la diferencia entre los valores de electronegatividad de los dos átomos en cualquiera de las partes implicadas.

Valores de electronegatividad para los elementos

Fórmula empírica de Linus Pauling

EN = 1.7 c.i = 50%EN > 1.7 c.i > 50%EN < 1.7 c.i < 50%

MgO % c.i = 100·(1- ) -1/4 (-2.3)2

EN= 1.2-3.5EN= -2.3

MgO % c.i = 73.35 %

BibliografíaQuímica General, Autores: Petrucci, Herring, MAdura, Bissonnette, editorial PEARSON, 10° edición

Química Conceptos y Aplicaciones, Atores: John S Phillips, Víctor S. Strozak, Cheryl Wilstrom, editorial Mc Graw Hill, 2da edición

General Chemistry, Autores: Petrucci, Harwood, 6ta edición

Química y reactividad química, autores: Kotz, treichel, Weaver, 6ta edición

Química Inorgánica, Nueva versión puesta al día, Editorial reverte, s.a., Autor: T. Moeller

 

http://jjf-quimica.blogspot.mx/2011/11/ley-del-octeto.html

http://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-excepciones-a-la-regla-del-octeto/

http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l1/lewis.html

http://estudiosucv.blogspot.mx/2012/08/enlace-quimico-ionico-covalente.html

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http://www.ehowenespanol.com/calcular-porcentaje-ionico-vez-obtienes-diferencia-como_204503/

http://www.quimitube.com/videos/enlace-quimico-ejercicio-10-calculo-del-porcentaje-de-caracter-ionico-con-la-diferencia-de-electronegatividades/

http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/IQI/tema_2.pdf