2007 Lewis
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El enlace químico Los electrones, especialmente los que están en la capa más externa o de valencia, juegan un papel fundamental en el enlace químico. En algunos casos se trasfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre si mediante fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos. En otros casos se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones; en lo que denomina enlace covalente. El termino covalente fue introducido por Irving Langmuir. Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los Atomos adquieren una configura ci6n electrónica especialmente estable. Generalmente se trata de una configuracidn de gas noble con ocho electrones más externos. Enlaces iónicos Se puede describir por medio de un modelo electrostático que supone que los Átomos que forman estos compuestos están como iones de carga opuesta, los cuales interactúan electrostáticamente. En general los compuestos iónicos tienen un metal y un no-metal. Propiedades de las sustancias iónicas: En general son quebradizos Tienen puntos de ebullición muy altos Se organizan en una malla ordenada de átomos (iones) pueden cortarse a lo largo de una línea recta Las fuerzas electrostáticas organizan los iones en un arreglo rígido tridimensional bien ordenado. Enlaces covalentes Para describir estos compuestos se requiere comprender que los elementos prefieren tener completas sus capas electrónicas y que en vez de perder o ganar electrones los comparten con este objetivo. Típicamente los compuestos covalentes están formados por elementos nometálicos Enlaces metálicos En este caso el modelo que describe a estos elementos considera una especie de dicotomía, al tiempo que considera que los elementos prefieren tener sus configuraciones completas, también considera que para conseguirlo cada metal comparte electrones con varios vecinos. De esta manera, los electrones de valencia pueden moverse libremente en tres dimensiones. En general, este tipo de comportamiento lo muestran los elementos metálicos propiamente y todas las aleaciones. En contraste con el enlace iónico, los iones metálicos no se mantienen en su lugar tan rígidamente como en un sólido iónico. Contrario al enlace covalente, ningún par de átomos metálicos en particular se encuentran unidos a través de ningún par localizado de electrones. En vez de eso, los electrones de valencia son compartidos los átomos, lo cual se mantiene unida por la atracción mutua de los cationes metálicos por la movilidad de electrones altamente deslocalizados. Aunque existen compuestos metálicos, es más típico de los metales el formar aleaciones, mezclas sólidas de composición variable. Las sustancias metálicas comúnmente usadas para partes de automóvil, soportes para edificios, puentes, monedas, joyería y trabajos dentales ó ortopédicos, son todas de aleaciones. Conductibilidad Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolita. Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO4 (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común (CH3-COOH) al disolverse en agua produce iones los cuales pueden conducir la electricidad, pero solo levemente. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal. Conductividad del enlace covalente La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace están fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. La misma explicación se puede dar para las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los átomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratará más adelante, será débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos. Estructuras de Lewis Lewis desarrollo un conjunto de símbolos especiales para su teoría. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones de valencia o electrones más 2 2 externos. Así el símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuracidn [Ne] 3s 3p . - Ejemplo práctico: Escriba símbolos de Lewis para Mg, Ge, K , Ne, Sn, . B , Ti+ y S2-. En la estructura de Lewis de un compuesto iónico de elementos de grupos principales: (1) el símbolo de Lewis del ion metálico no tiene puntos si se han perdido todos los electrones de valencia . Un átomo de Cl puede aceptar solamente un electrón porque tiene siete electrones de valencia y el Mg proporcionará dos electrones para tener la configuración del gas noble. Así se necesitan dos átomos de Cl por cada átomo de Mg. En el enlace entre el átomo de hidrógeno y un átomo de cloro implica compartir electrones generando un enlace covalente. Enlace covalente Enlace múltiple Cuando dos átomos del mismo elemento o de elementos diferentes, comparten un solo par de electrones, esto se considera un enlace covalente sencillo y curiosamente lo conocemos así: enlace sencillo. Sin embargo, en muchas moléculas, para que los átomos puedan obtener la configuración de gas noble, necesitan compartir más de un par electrónico. Esto pueden hacerlo de varias maneras, la primera encontrar varios átomos con los cuales compartir más de un par de electrones, o bien por medio de compartir entre dos átomos más de un par electrónico a la vez. Así tendremos que: Cuando dos átomos comparten un solo par electrónico tenemos un enlace sencillo Cuando dos átomos comparten dos pares de electrones tenemos un doble enlace Cuando dos átomos comparten tres pares de electrones, tendremos el triple enlace Al describir la estructura de Lewis para el amonio NH3, es necesario saber el número de Valencia de los átomos de la molécula. Al reunir los átomos de nitrógeno y los de hidrógeno el número electrones de valencia alrededor dará una configuración del gas noble. Enlaces covalentes coordinados En la teoría del Lewis se describe el enlace covalente al compartir un par de electrones, pero esto no significa que cada elemento contribuya con un electrones al enlace. Un enlace covalente en el que uno de los átomos contribuya con un par de electrones se llama enlace covalente coordinado. Al intentar unir un átomo de hidrógeno a la estructura de Lewis del amoniaco, el electrón aportado por un cuarto átomo de hidrógeno elevaría a 9 el número de electrones alrededor del nitrógeno, incumpliendo con la configuración de gas noble. La molécula que se formará que es el ión amonio al arrancar un átomo de hidrógeno de la molécula de HCl, generando un ión H+ y el cloro se convierte en ión Cl-. Enlaces covalentes polares y no polares Los enlaces covalentes polares son aquellos en los cuales no se comparten equitativamente los electrones y existe un desplazamiento hacia el elemento con mayor carácter no metálico. En estos compuestos los centros de carga positiva y negativos no coinciden. Esta separación de carga genera un enlace de carácter polar. En los no polares la distribución de cargas es igual dando un balance de cargas con un centro equitativo entre las cargas positivas o negativas. A partir de los valores de electronegatividad se puede describir la polaridad en un enlace covalente para ello, si la diferencia de valores del muy pequeña consideramos el enlace del tipo covalente, y si la diferencia s muy grande lo consideramos-para valores intermedios el enlace se considera covalente polar. Cual es mas polar ¿? Momento bipolar µ =qd Es conveniente expresar las polaridades en forma numérica. Nosotros indicamos la polaridad de una molécula por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, está definido como el producto de la distancia, d, que separa cargas de igual magnitud y de signo opuesto, y la magnitud del carga, q. El momento dipolar es determinado poniendo una muestra de la sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto causa un cambio pequeño en la densidad del electrón de cualquier molécula, para que el el voltaje aplicado se disminuye muy ligeramente. Las Moléculas polares, como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo eléctrico y las moléculas como F2 o N2 no se reorientan y se dice que son no polares. Reglas para obtener las estructuras de Lewis 1) (V) Buscar el total de electrones de valencia. Si es ión aumente en electrones la carga del anión y disminuya en electrones la carga del catión 2) (I) determin el número de lectrones individuales. Cada atomo (8) y si es hidrogeno (2) 3) ( C ) Encontrar el número de electrones compartidos I-V 4) ( E) dtermine el número de enlaces que es la mitad de los electrones comparetidos ½ C 5) (L) Deduzca los leectrones libres V- C NO3 1. Electrones de valencia 2. Electrones Individuales 3. Electrones compartidos 4. Números de enlaces 5. Electrones libres V=24 ( 5 +16+1) I= 32 ( 4 X 8) C= 8 (I-V 32-24) E = 4 (½ C ) L = 16 (V-C) Paso 1: Elabora un boceto que presente todos los átomos del compuesto, el menos electronegativo ocupará la posición central (excepto H) Paso 2: Determina el número de evalencia total T Paso 3: Une los átomos usando una línea por cada 2 electrones y cuenta el número de enlaces. EE=2n Paso 4: Réstale al número total de electrones, el número de electrones enlazantes EE, este será el número de electrones no enlazantes EN=T-EE Paso 5: Todos los electrones deben aparearse. Si el átomo central no pertenece a las familias IA (1), IB (11) o IIA (2) y tiene menos de 8 electrones, toma electrones de los átomos exteriores (excepto si son halógenos) para acercarte lo más posible a la configuración gas noble, haciendo enlaces múltiples cuando se ofrezca, La carga formal de cada átomo se obtiene contando el número de electrones que le pertenecen a ese átomo en la molécula (recuerda que a cada enlace solo le toca 1 electrón) y réstalo del número de electrones que tiene en estado neutro. En el caso de átomos con número atómico mayor a 10, puedes mover electrones de los átomos exteriores para disminuir su carga formal. Carga formal: Las cargas formales son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número electrones al enlace covalente que los une. En algunos casos podemos dibujar varias estructuras de Lewis diferentes todas las cuales satisfacen la regla del octeto para un compuesto ¿Cuál será la estructura más razonable? Un método para discernir esto consiste en tabular los electrones de valencia alrededor de cada átomo en una estructura de Lewis para determinar la carga formal de cada átomo. La carga formal es la carga que tendría un átomo en la molécula si consideráramos que cada átomo tuviese la misma electronegatividad en el compuesto. Para calcular la carga formal, se asignan los electrones al átomo que le corresponden como se indica a continuación: Los electrones que no están compartidos se asignan al átomo en el que se encuentran Los electrones compartidos se dividen entre los átomos que los comparten a partes iguales El número de electrones de valencia asignados en la estructura de Lewis se compara con el número de electrones esperados en el átomo aislado: La carga formal será igual al número de electrones de valencia en el átomo aislado menos el numero de electrones de valencia asignados en la estructura de Lewis. El Dióxido de carbono CO2 El Carbono tiene 4 electrones de valencia, cada oxígeno tiene 6 electrones de valencia, por tanto en nuestra estructura de Lewis del CO2 tendremos 16 e-: 1) 2) En general, si es posible dibujar varias estructuras, la más estable será aquella donde: Las cargas formales sean las menores Si hay carga negativa, debe encontrarse en el átomo más electronegativo En el ejemplo, la segunda estructura es la que tiene las cargas formales menores (es decir 0 en todos los átomos). Además, en la primera estructura el carbono tiene carga de 0 pero uno de los oxígenos tiene carga formal de +1. Como el oxígeno es más electronegativo que el carbono, esta situación es muy improbable. Es importante recordar que las cargas formales no representan las cargas reales de los átomos, las cargas reales se determinan empleando las electronegatividades de sus átomos La carga formal CF = número electrones de valencia en el átomo libre menos el número electrones del par solitario menos un medio del número electrones del par enlazante. Determine el número total de electrones de Valencia de la estructura Identifique los átomos centrales y los átomos terminales. Escriba una estructura adecuada mediante enlaces covalentes simples. Por cada enlace reste dos electrones del número total de electrones de valencia. Con los electrones de valencia restante complete la configuración de gas noble de los átomos terminales y luego complete la de los átomos centrales. Si completas estas etapas falta adquirida la configuración de gas noble en alguno de los átomos centrales desplace electrones solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes múltiples. Existen tres maneras en las que la configuración de gas noble puede romperse: 1 2 3 Las moléculas tienen un número impar de electrones Las moléculas en las cuales un átomo tiene deficiencia de electrones Moléculas en que un átomo tiene más de ocho electrones La molécula de NO tiene 11 electrones de valencia, un número impar. Si el número de electrones de valencia en una estructura de Lewis es impar, debe haber electrones desapareados en alguna parte de la estructura. La teoría de Lewis se ocupa de los pares de electrones y no nos indica dónde situar el electrón desapareado, que podría estar, o bien sobre el átomo de N, o bien sobre el de O. Para obtener una estructura sin cargas formales, ponemos el electrón desapareado sobre el átomo de N. Cuando intentamos si la estructura de Lewis del tri fluoruro de boro, BF3, obtenemos inicialmente una estructura en la que el átomo de boro tiene solamente seis electrones en su capa de valencia. Las propiedades moleculares y el comportamiento químico del compuesto permite predecir un híbrido de resonancia para las estructuras en las cuales se da un enlace covalente coordinado Las moléculas en cajas de valencia expandidas suelen estar formadas por átomos no metálicos situados a partir del tercer período enlazados a átomos extremadamente electronegativos. En estas estructuras se podría decir que la capa de Valencia se ha expandido hasta diez electrones. Pero lo que realmente ocurre es que los orbitales d no interviene significativamente en el enlace. Números de oxidación Los números de oxidación se pueden determinar empleando las siguientes reglas: 1. El numero de oxidación de un elemento en su forma elemental es 0, esto es cierto para los átomos aislados y las sustancias con enlaces entre átomos idénticos (por ejemplo el Cl2, etc.) 2. . El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga (por ejemplo el número de oxidación del Na+ = +1, y el del S2- = -2) 3. En los compuestos binarios (solo dos elementos) al elemento con mayor c se le asigna un número de oxidación negativo igual que la carga que presenta en sus compuestos iónicos simples (por ejemplo en el compuesto PCl3 el Cl tiene mayor c que el P, el Cl en sus compuestos iónicos tiene carga de 1-, así su número de oxidación o estado de oxidación es -1) 4. La suma de los números de oxidación es 0 para un compuesto eléctricamente neutro y es igual a la carga total de una especie iónica. 5. Los metales alcalinos exhiben únicamente el estado de oxidación de +1 en sus compuestos 6. Los metales alcalinotérreos exhiben únicamente un estado de oxidación de +2 en sus compuestos. Ejemplos: PCl3 El cloro es más electronegativo que el fósforo, por lo tanto el número de oxidación del Cl se fija como -1. La molécula es neutra, así que el número de oxidación del P, en este caso, es de +3. CO3 2El oxígeno es más electronegativo que el carbono, por lo tanto el oxígeno tiene un número de oxidación de -2. Como la molécula tiene una carga neta de 2, entonces, el C debe tener un estado de oxidación de +4, es decir, (3 x -2) + C = -2. Ejemplos de Azufre H2S El azufre (_=2.5) es más electronegativo que el hidrógeno (_=2.1), entonces debe tener un número de oxidación de -2. Como la molécula es neutra, el hidrógeno tiene un número de oxidación de +1. S8 Este es una de las formas elementales del azufre, por lo tanto en esta molécula el azufre tiene el número de oxidación de un elemento, es decir, 0. SCl2 El Cl (_=3.0) es más electronegativo que el azufre (_=2.5), por lo tanto su número de oxidación es de -1. El S tiene entonces un número de oxidación de +2. Na2SO3 El Na es un metal alcalino, siempre tendrá el número de oxidación de +1. El O es más electronegativo (_=3.5) que el S (_ = 2.5), por tanto el oxígeno tendrá un número de oxidación de -2. El S tendrá entonces un número de oxidación de +4 (el compuesto es neutro) SO4 2El oxígeno es más electronegativo y por tanto tiene un número de oxidación de -2. El azufre tendrá entonces un número de oxidación de +6. Nótese que el azufre exhibe una gran variedad de números de oxidación (-2 al +6) En general, los números de oxidación más negativos corresponden al número de electrones que deban añadirse para dar un octeto de electrones de valencia Los números de oxidación más positivos corresponden a la pérdida de electrones de valencia. Los compuestos de los metales alcalinos (número de oxidación de +1) y los metales alcalinotérreos (número de oxidación de +2) son típicamente de naturaleza iónica. Los compuestos de los metales con números de oxidación mayores (por ejemplo, Sn +4) tienden a formar compuestos moleculares En los compuestos iónicos y covalentes usualmente el elemento menos electronegativo se pone primero. En los compuestos iónicos los nombres se dan con referencia al estado de oxidación (iónico) En los compuestos covalentes o moleculares los nombres se dan con referencia al número de átomos presentes en el compuesto Las estructuras de Lewis Átomos Se dibujan los electrones externos en los grupos y se maximizan los electrones no pareados por ejemplo: Los átomos pierden o ganan electrons para adquirir la configuración de gas noble. Por los tanto no hay puntos en las estructuras. Ejemplo: +1 +1 Iones simples La estructura de puntos para Na es [Na ] . -2 -2 La estructura de puntos del O es [O ]. El grupo 1 pierde 1 electrón y el 6 puede ganar 2 electrones. 1. Asegura que es ionico. El MgO y el CaCl2 son ionicos ; N2O3 y el ClF no lo son. 2. Determine las cargas de los iones en los grupos d la tabla periódica así: Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA carga Compuestos iónicos +1 +2 +3 -4 -3 -2 VIIA VIIA -1 0 3. Asegúrese que la suma de las cargas de los iones es cero. En el Al2O3, el Al, esta en el grupo 3, será +3 y el oxigeno O, en el grupo 6, será -2. La SUMA = 2(+3) + 3(-2) = 0. formula Estructuras de Lewis Practica Moléculas covalentes simples Ejemplos CaCl2 +2 Ca + 2 Cl-1 MgO +2 Mg + O-2. Mg3N2 +2 3 Mg + 2 N-3. atomos: N, C, Al, Mg, F, As iones: Cs+1 , F-1 , Mg+2 , O-2 , P-3 , Si-4 , B+3 compuestos iónicos: MgS, Ca3P2, NaCl, Na4Si, Fr2Se, Al2O3, Na3N Un enlace covalente es un par de electrones (usualmente uno de cada átomo) compartidos entre dos núcleos, el H siempre llega hasta 2 electrones externos y los otros átomos adquieren 8 electrones. H2 CH3CH2CH2OH CF4 Practica Covalente simple : CH4, H2O, NH3, CH3CH3, CH3CH2Cl, CH3CH(NH2)CH2OH, CH2OH(CHOH)CH2OH, (CH2)4 B, H2O, MgF2, Se-2, CH3CHOHCH2F, NF3, Mg3N2 Para completar la configuración de gas noble, algunos elementos Moléculas covalentes con comparten mas deun ar de electrones en regiones intermoleculares par varios enlaces hacer en laces dobles o triples. Ejemplos Practica O2 N2 CO2 CH3COOH CH3CHCH2 NO En lace multiple covalente : SiO2, P2, C2H4, C2H2, CH3COOH, CH3COCH3, CH3CCH, CO, NO, CH2CCH2, HCN Ne, CH3COCH3, Cl2, SrF2, SrO, P2, KCN, B+3, CH2CH2, NaOH Radicales Radicales comunes Son iones que tienen atoms unidos en forma covalente pero que se atraen iónicamente con otros átomos o radicals. NH4+1 amonio PO4-3 fosfato SO4-2 sulfato SO3-2 sulfito ClO3-1 clorato CO3-2 carbonato OH-1 hydroxilo NO3-1 nitrato NO2-1 nitrito HCO3-1 carbonato ácido SO4-2 NH4+1 CO3-2 Ejemplo Practica radicales: NH4+1 , PO4-3 , SO4-2 , SO3-2 , ClO3-1 , CO3-2 , OH-1 , NO3-1 , NO2-1 , HCO3-1: O, F-1, Sr3P2, CF4, H2CO, NH4+1 , Al2O3 , CF3CH2I , KCN , SO4-2 , CO3-2
