i Uniones Interatomicas

8/18/2019 i Uniones Interatomicas

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Unidad 4: I Uniones interatómicas

Electronegatividad

Tipos de Enlace

Teoría de Lewis

Cargas Formales

Teoría de repulsión de pares de electrones

de valencia

Semana 31 marzo - 14 abril


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Diagrama de Energía Potencial.


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Definición de Enlace Químico:

Es la unión que mantiene unidos a los átomos en los compuestos por medio de

las fuerzas de atracción.

Es electrostático en su origen.

Se originan cuando el resultado neto de las fuerzas de atracción y de

repulsión, predomina la de atracción.

Existen tres tipos de enlaces químicos:

a).- Enlace iónico compuestos iónicos

b).- Enlace covalente compuestos covalentes

c).- Enlace metálico compuestos metálicos

a) Se produce debido a fuerzas de atracción electrostáticas entre iones

de carga opuesta. Estos iones pueden formarse por la transferencia

(completa) de uno o más electrones desde un átomo o grupo de

átomos, hacia otro. Ej: LiF, CaCl2 (meta + no metal).


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b) Se produce porque se comparten uno o más pares de electrones entre

dos átomos. Ej: Cl2, CO2, (no metales).

c) Es el enlace que mantiene fuertemente unidos a los átomos en un

metal. Ej: amalgamas Ag3Sn

El carácter del enlace en un compuesto está directamente relacionado con la

Electronegatividad de cada uno de los átomos que forman los enlaces.

En términos de la diferencia de electronegatividad se puede decir que:

Covalente Apolar Covalente Polar Iónico

0 1.7 3.3

Aumento de la diferencia de Electro negatividad ( EN)

Se deben conocer los valores de EN de cada átomo para poder tener conocimiento del

carácter del enlace.


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Ejercicios:

1.-¿Qué tipo de enlace se establece en el CaCl2?

Ca (metal) + Cl (no metal) enlace iónico

Valores de EN Ca = 1.0 Cl = 3.0 EN = 2.0 iónico

Explicación desde la configuración electrónica: GAS NOBLE

Ca Z= 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 cede 2 e- 3s2 3p6 ns2np6 Ar

Cl Z= 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 acepta 1 e- 3s2 3p6 ns2np6 Ar

2.- Compare el tipo de enlace que poseen: I2

, KCl y ICl


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Gráfico: Porcentaje de carácter iónico en función de la

diferencia EN.


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H F FH

Polaridad del enlace covalente, se refiere a lacompartición no equitativa de uno o más pareselectrónicos.

Región rica enelectrones

Región pobre en

electrones

d+ d-

9.5

Dipolo

Enlace covalente polar

EN H = 2.1 EN F = 4.0

D EN = 1.9


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Electrones de valencia: son los electrones externosde un átomo, pueden ser cedidos, aceptados ocompartidos para alcanzar la configuración gas

noble (ns2

np6

= regla octeto).

1A 1ns1

2A 2ns2

3A 3ns2np1

4A 4ns2np2

5A 5ns2np3 6A 6ns2np4

7A 7ns2np5

Grupo Número de e- configuración


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Estructuras de Lewis

Ca: Na·

1916 Gilbert Lewis

Enlace covalente

Compartición de

pares de electrones

Símbolos de Lewis


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9.1


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5.- Escriba los símbolos para los átomos presentes en laestructura.

6.- Indique los enlaces covalentes mediante guiones,

escribiéndolos entre los símbolos.

7.- El número total de e- sin compartir es igual al Paso 1menos el Paso 3.

8.- Indique las cargas formales de los átomos donde seaapropiado y evalúe la estructura.

+(grupo) _ (nº de enlaces) – (nº de e- sin compartir)

Ejemplos: Establezca las estructuras de Lewis para lasmoléculas de:

NF3, , NH4+ , CO32-


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Escribir la estructura de Lewis para (NF3).

F N F

F

9.6

Paso 1: 26 electrones de valencia

Paso 2: 32 electrones individuales por cada átomo

Paso 3: 6 electrones de enlace

Paso 4: 3 enlaces covalentes

Paso 5 y 6 Probable estructura

Paso 7: 20 electrones sin compartir


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¿Cuáles son las estructuras resonantes

del ión (CO32-) ?

O C O

O

- -O C O

O

-

-

OCO

O

-

-


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H N • •

H

H

H

N

H

H

H

H +Cl •

• Cl • •

••

••

-

Estructura de Lewis para el ión Amonio NH4+ :

Paso 1: 8 e-

Paso 2: 16 e-

Paso 3: 8 e-

Paso 4: 4 e-

Paso 5 y 6: estructura probable

Paso 7: no tiene e- sin compartir

Paso 8:+(grupo) - (nº de enlaces) – (nº de e- sin compartir)

+


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Estructuras de Lewis para compuestos iónicos

Ba•

• O• ••

• ••

• •

O • •

••

•• Ba

2+ 2-

Mg•

•

Cl• ••

••

• •

Cl• ••

••

• •

• •

Cl • •

••

•• Mg

2+ -2

BaO

MgCl2


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EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

En la formación del enlace No siempre es posible completar el octeto de

electrones para cada uno de los átomos que lo conforman.

i).- En especies con número impar de electrones.

ii).- Octetos incompletos, menos de ocho electrones.

ii).- Octetos expandidos, más de ocho electrones.

i).- Ejemplos, monóxido de nitrógeno, NO, 5 e- + 6 e- = 11 e-

ii).- Ejemplos, compuestos con Z pequeño, Boro (B), aluminio (Al), BF3

iii).- Ejemplos compuestos formados por átomos no metálicos, que pueden

disponer de orbitales “d” de baja energía. Ej: PCl5, SF6


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Ejemplo de octeto incompleto

B

F

FF

• •

•• • •

B

F

FF

-

+

•• • •

• •

B

F

FF

••

-

+

• •

• •


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Ejemplo octeto expandido


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Formación de orbitales híbridos sp

Geometría Molecular Lineal 180

°


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F ió bit l híb id 2


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Formación orbitales híbridos sp 2


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Geometría molecular

Trigonal Plana 120°


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AX4


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10.4

Ángulo 107.3º

N 1s2 2s2 2p2 2p1 2p

2s2 2p1 2p1 2p1

sp3 sp3 sp3 sp3

)( 3 sp s

)( 3 sp s

)( 3

sp s

Forma de la molécula:

Piramidal AX3E


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Formación de orbitales híbridos sp3d

Compuesto SF4

Geometría Molecular

Tetraedro deformado

Configuración electrónica S, Z = 161s22s22p63s23p23p13p1 3s23p13p13p13d1

Hibridación sp3d

S

F

F

F

F

AX4E


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10.5

Hibridación sp3d

Geometría molecular

BipirámideTrigonal

AX5

Compuesto PCl5


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Formación de orbitales híbridos sp3d y sp3d2

sp3d2

AX6

sp3d

AX5


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Número total depares de e- Hibridación Ejemplos

2

3

4

5

6

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

BeCl2

BF3

CH4, NH3, H2O

PCl5 SF4

SF6

Tabla: Tipo de hibridaciones y ejemplos


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Número de pares

de electrones

Arreglo de los pares

de electrones

Ejemplos

2 Lineal BeCl2

3 Triangular BCl3

4 Tetraédrico CCl4

5 Bipirámide trigonal PCl5

6 Octaédrica SF6

7 Bipirámide

pentagonal

IF7


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Número de

pares de

electrones

Número de

pares de

electrones noenlazantes

Forma de la

molécula

Ejemplos

3 1 Angular SO2

4 1 Piramidal NH3

2 Angular H2O

5 1 Tetraedro

irregular

SF4

2 Forma de T ClF3

3 Lineal ICl2-

6 1 Piramidalcuadrada

IF5

2 Plana cuadrada ICl4-


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10.5

EnlaceOrbitales 2p

Formación de un doble enlace en el C


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10.5

Formación de un triple enlace en el C


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