Quimica 3
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×
 

Quimica 3

on

  • 24,568 views

 

Statistics

Views

Total Views
24,568
Views on SlideShare
24,545
Embed Views
23

Actions

Likes
1
Downloads
222
Comments
0

1 Embed 23

http://www.slideshare.net 23

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Adobe PDF

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

Quimica 3 Quimica 3 Presentation Transcript

  • 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 químicas f.- 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.
  • Combinación de elementos Los gases 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. Regla del octeto: 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. Grupo configuración e- # de valencia 1 ns1 1 2 ns2 2 13 ns2np1 3 14 ns2np2 4 15 ns2np3 5 16 ns2np4 6 17 ns2np5 7
  • 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.
  • ESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLES 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 FORMAL 1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se encuentran. 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.
  • Escritura de las estructuras de Lewis 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.
  • Carga formal y estructura de Lewis 1. 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? -1 +1 H 0 0 H C O H C O H
  • 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 O O O ¿Cuáles son las estructuras de resonancia del ion carbonato (CO32-)? - - - - O C O O C O O C O O O O - -
  • Excepciones a la regla del octeto El octeto incompleto Be – 2e- BeH2 2H – 2x1e- H Be H 4e- B – 3e- 3 enlace sencillo (3x2) = 3F – 3x7e- F B F 6 9 pares libres (9x2) = 18 BF3 24e- Total = 24 F
  • Excepciones a la regla del octeto Moléculas con electrón impar N – 5e- NO O – 6e- N O 11e- El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2) F F F S – 6e- 6 enlace sencillo (6x2) = 12 SF6 6F – 42e- S 18 pares libres (18x2) = 36 48e- Total = 48 F F F
  • Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). 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 F N F F
  • Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-). 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- 2 enlace sencillos (2x2) O C O = 4 1 enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 O Total = 24
  • Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído (CH2O) H H C O H C O H 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 número total de número total 1 número total en un átomo en una estructura de electrones de = valencia en el - átomo libre de electrones no enlazados - 2 ( de electrones de enlace ) Lewis La suma de las cargas formales de los átomos en una molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.
  • -1 +1 C – 4 e- 2 enlace sencillo (2x2) = H C O H O – 6 e- 4 1 enlace doble = 4 2H – 2x1 e- 2 pares libres (2x2) = 4 12 e- Total = 12 carga formal número total número total 1 número total en un átomo en una estructura de = de electrones de valencia en el átomo libre - de electrones no enlazados - 2 ( de electrones de enlace ) Lewis carga formal en C = 4 -2 -½ x 6 = -1 carga formal en O = 6 -2 -½ x 6 = +1
  • H 0 0 C – 4 e- 2 enlace sencillo (2x2) = C O O – 6 e- 4 1 enlace doble = 4 H 2H – 2x1 e- 2 pares libres (2x2) = 4 12 e- Total = 12 carga formal número total número total 1 número total en un átomo en una estructura de = de electrones de valencia en el átomo libre - de electrones no enlazados - 2 ( de electrones de enlace ) Lewis carga formal en C = 4 - 0 -½ x 8 = 0 carga formal en O = 6 -4 -½ x 4 = 0
  • ENLACE IONICO ENLACE COVALENTE ENLACE METÁLICO
  • Fuerza electrostática que existe entre iones de carga opuesta. 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)
  • • 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.
  • Ejemplo • el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones en su último nivel. Na + - Cl
  • Enlace iónico • 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.
  • • 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)
  • El enlace iónico Li + F Li + F - 1s22s1 22s22p5 1s 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] Li Li+ + e- e- + F F - Li+ + F - Li+ F -
  • Ejemplos: Estructuras de Lewis Ambos iones alcanzan la configuración electrónica del gas noble mas cercano
  • Conductividad eléctrica y movilidad iónica Compuesto Compuesto Compuesto iónico iónico sólido iónico fundido disuelto en agua
  • Enlace en que dos átomos comparten electrones Lo forman dos no-metales con valores de electronegatividades parecidos. La compartición de los electrones produce “la unión” de ambos átomos. Los átomos quedan isoelectrónicos con el gas noble más cercano. Ejemplo: Interacción de los elementos no metálicos entre sí: H2, Cl2
  • • 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.
  • Enlace covalente • 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 normal • 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.
  • Ejemplo Ejemplo • 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. Cl Cl Cl Cl
  • Enlace covalente coordinado • 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.
  • Ejemplo • 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. O O S O
  • Estructuras de Lewis
  • Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos. ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? F + F F F 7e- 7e- 8e- 8e- Estructura de Lewis del F2 enlace covalente sencillo pares libres F F pares libres enlace covalente sencillo pares libres F F pares libres
  • Estructura de Lewis del agua enlace covalente sencillo H + O + H H O H or H O H 2e- -2e- 8e Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones O C O o O C O 8e- 8e- 8e- enlace doble enlace doble Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones N N o N N 8e-8e- enlace triple enlace triple
  • 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. 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 Energías de enlace Enlace sencillo < Doble enlace < Triple enlace
  • Energía electrostática (reticular) Energía reticular (E) es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. Q+ es la carga en el catión Q+Q- E=k Q- es la carga en el anión r r es la distancia entre los iones cmpd Energía reticular MgF2 2957 Q= +2,-1 Energía reticular (E) MgO 3938 Q= +2,-2 aumenta como Q aumenta y/o LiF 1036 como r disminuye. r F < r Cl LiCl 853
  • Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares global o o o o o o ∆Hglobal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
  • Longitud de enlace covalente Longitud Tipo de de enlace enlace (pm) C-C 154 C=C 133 C≡C 120 C-N 143 C=N 138 C≡N 116 Longitudes de enlace Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo
  • Comparación de compuestos covalentes y iónicos
  • Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos. región rica región pobre del electrón del electrón e- pobre e- rica H F H F 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 X (g) + e- X-(g) Electronegatividad relativa, F es más alta
  • Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente ≥2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente Covalente polar Iónico comparte e- transferencia parcial transferencia e- de e-
  • Electronegatividad de los elementos comunes Aumento de electronegatividad Aumento de electronegatividad
  • 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
  • Atracción eléctrica entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados entre los iones. 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
  • • 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.
  • Ejemplo • Un ejemplo de enlace metálico es Litio. • En donde su único electrón está enlazado deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.
  • Los electrones se mueven libremente en todas direcciones de modo deslocalizado Propiedades de los metales
  • La razón de la deformación de los metales El metal es deformado
  • Momentos dipolares y moléculas polares Región rica del Región pobre del electrón electrón H F δ+ δ− µ=Qxr Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x 10-30 C m
  • Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes Momento dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar resultante = 0.24 D
  • ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O S H O H O momento dipolar momento dipolar molécula dipolar molécula dipolar H H C H O C O momento no dipolar H molécula no dipolar Momento no dipolar Molécula no dipolar
  • Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas moléculas polares Molécula Geometría Momento dipolar (D) Lineal Lineal Lineal Angular Angular Piramidal Angular
  • 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 502 + 427 energía de enlace promedio OH = = 464 kJ 2
  • Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción 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. ∆H0 = energía total proporcionada – energía total liberada = ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)
  • Use la energía de enlaces para calcular el cambio de entalpía para: H +F 2HF 2 (g) 2 (g) (g) ∆H0 = ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos) Tipo de Número de Energía de Cambio de enlaces que enlaces que enlace energía (kJ) se rompen se rompen (kJ/mol) H H 1 436.4 436.4 F F 1 156.9 156.9 Tipo de Número de Energía de Cambio de enlaces enlaces enlace energía(kJ) formados formados (kJ/mol) H F 2 568.2 1136.4 ∆H0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ