MOLECULA Y ENLACE QUIMICO

1. MOLECULA Y ENLACE QUIMICO • Enlace químico, Símbolos de Lewis, Regla del Octeto • Enlace Iónico. Iones y Compuestos Iónicos. Predicción de Cargas Iónicas • Enlace Covalente. Estructuras de Lewis. Enlaces Múltiples • Polaridad de los Enlaces y electronegatividad. Momentos Dipolares. • Moléculas y Fórmulas Químicas • Nomenclatura Inorgánica

2. Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas. A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel), sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

3. ENLACE QUÍMICO 1.- Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. 2.- Al formarse un enlace se desprende energía. 3.- La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. 4.- Los átomos se unen, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.

4. Generalmente, los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o ns2p6). El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la configuración electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

5. Grupo e- configuración # de valencia e- 1A ns1 1 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 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.

6. CAPA DE VALENCIA

7. Estructura de Lewis. • Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia. • Ejemplos: • Grupo : 7 6 5 4 • Átomo: Cl O N C • Nºe– val. 7 6 5 4 • ·· · · · :Cl· : O · :N · · C · ·· ·· · ·

8. Símbolos de puntos de Lewis

9. TEORÍA DE LEWIS Átomos Los átomos forman moléculas compartiendo electrones para alcanzan el octeto electrónico Moléculas Diatómicas

10. ¿COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS?

11. 1º- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómicose le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2º- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. 3º- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4º- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo. Ejemplo 1: CH4 Ejemplo 2: H2CO 1) C: 1s22s22p2 4e- H: 1s1  1e- x2= 2e- O: 1s22s22p4  6e- 1) C: 1s22s22p2 4e- H: 1s1  1e- x4= 4e- 12e- 8e- 2) 2) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4)

12. Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). F N F F Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete los 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

13. Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-). O C O 2 enlace sencillos (2x2) = 4 1 enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 O Total = 24 Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 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 complete los 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 valencia Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e-

14. 1) S: 3s2p4 6e- O: 2s2p4  6e-x2 = 12 + 4 cargas neg. 1) Si: 3s2p2 4e- O: 2s2p4  6e-x4 = 24 + 4 cargas neg. 18 e- 32 e- 2) 2) e- de v. libres: 18-4= 14 3) 3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) 4) Ejemplo 3: SiO4-4 Ejemplo 4: SO2

15. carga formal en un átomo en una estructura de Lewis número total de electrones de valencia en el átomo libre número total de electrones no enlazados número total de electrones de enlace ( ) 1 - - = 2 Carga Formal “La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis” • La carga formal es un medio paracontabilizar los electrones de valencia. • Para determinar la carga formal en cualquier átomo de una molécula o ion, seasigna electronesal átomo en la forma siguiente:

17. H H C O H C O H Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído (CH2O)

18. H C O H C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- carga formal en un átomo en una estructura de Lewis número total de electrones de valencia en el átomo libre número total de electrones no enlazados ( número total de electrones de enlace ) 1 - - = 2 enlace sencillo (2x2) = 4 2 1 enlace doble = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 -1 +1 carga formal en C = 4 - 2- ½ x 6 = -1 carga formal en O = 6 - 2- ½ x 6 = +1

19. C – 4 e- H O – 6 e- C O H 2H – 2x1 e- 12 e- carga formal en un átomo en una estructura de Lewis número total de electrones de valencia en el átomo libre número total de electrones no enlazados número total de electrones de enlace ( ) 1 - - = 2 enlace sencillo (2x2) = 4 2 1 enlace doble = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 0 0 carga formal en C = 4 - 0- ½ x 8 = 0 carga formal en O = 6 - 4- ½ x 4 = 0

20. H C O H ¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para CH2O? H C O H -1 +1 0 0 Carga formal y estructura de Lewis • 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. • La estructura de Lewis con cargas formales grandes es menos probable que aquéllas con cargas formales pequeñas. • 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.

21. ESTRUCTURAS RESONANTES Se describe la estructura electrónica de una molécula que tiene enlace deslocalizado, escribiendo todas las fórmulas de Lewis posibles, esto se llaman fórmulas de resonancia. Una regla que debe seguirse al escribir las formas de resonancia es que el orden de los núcleos debe ser el mismo en todas ellas, es decir los átomos deben estar unidos en el mismo orden. Ejemplo: NO3-

22. Resonancia No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión. A cada una de ellas se le denomina forma resonante y al conjunto híbrido de resonancia

23. ¿Cuáles son las estructuras de resonancia del ion carbonato (CO32-)? En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

24. - - + + O O O O O O 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.

25. Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de Lewis más estable para a) CO2 b) N2O a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo: La carga formal se minimiza cuando el átomo de carbono se coloca en el centro y establece dobles enlaces con los átomos de oxígeno

26. b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son las siguientes: Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento más electronegativo que el nitrógeno.

27. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito

28. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre

29. Hay incumplimientos de la regla del octeto Elementos del tercer periodo como el fósforo se rodean de 10 electrones Los átomos con número impar de electrones suelen incumplir la regla

30. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

31. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

32. ENLACE QUÍMICO ELECTRONEGATIVIDAD • Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. • Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

33. electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

34. TIPOS DE ENLACE • Iónico • Metálico • Covalente

35. ENLACE IÓNICO • El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). • Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas. Ej: Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- con el ión Na+

36. NaCl CsCl Redes iónicas

37. Propiedades compuestos iónicos • Elevados puntos de fusión y ebullición • Solubles en agua • No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis) • Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad) 

38. Enlace metálico • Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico. • Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”. • Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular. • Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

39. Fe El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

40. Propiedades sustancias metálicas • Elevados puntos de fusión y ebullición • Insolubles en agua • Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. • Pueden deformarse sin romperse 

41. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

42. Diferentes tipos de enlace covalente • Enlace covalente normal: • Simple • Múltiple: doble o triple • Polaridad del enlace: • Apolar • Polar • Enlace covalente dativo o coordinado

43. Enlace covalente normal • Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple • Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble • Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

44. Polaridad del enlace covalente • Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. • Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-) APOLAR POLAR

45. Enlace Covalente Dativo o Coordinado • Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

46. :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: :O ← :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙ Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

47. Un enlace covalente será polar si los átomos enlazados tienen cierta diferencia de electronegatividad

48. Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

49. La polaridad de las moléculas depende de dos factores: a) La existencia de enlaces covalentes polares b) Una geometría que lo permita