Estructura de la materia 4

TIPOS DE ENLACES
Enlace metálico
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Propiedades de los metales
Red cristalina constituida por iones (núcleos y
electrones de niveles internos) vibrando alrededor
de sus posiciones de equilibrio en un retículo
espacial y los electrones de valencia moviéndose
entre ellos, con más libertad que los internos.
Enlace metálico
Propiedades de los metales
• Metales puros: son sólidos a temperatura
ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son
muy variables, aunque generalmente altos.
Excepción: mercurio.
• Buenos conductores de la electricidad y del calor.
• Presentan un brillo característico.
• Dúctiles y maleables: debido a la no direccionalidad del
enlace metálico y a que los "restos positivos“ son todos
similares (la tracción no modifica la estructura de la red
metálica, no apareciendo repulsiones internas).
• Presentan “efecto fotoeléctrico".
• Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que
reciben el nombre de aleaciones.
Enlace metálico
Propiedades de los metales
Enlace iónico
Enlace covalente
El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de
electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.
Para el compuesto AB:
Si | ENA – ENB | ≥ 1.7
Enlace iónico
Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7
Enlace covalente POLAR
Si | ENA – ENB | < 0.4
Enlace covalente NO POLAR
Enlace iónico
Enlace covalente
El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de
electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.
Diferencia de
electronegatividad Ninguna
entre los átomos que
forman la unión
Covalente
Intermedia
Covalente polar
Alta
Iónico
Tipo de unión
Carácter covalente
Carácter iónico
Aumenta
Aumenta
Enlace iónico
Enlace covalente
Ejemplo
Dadas las electronegatividades (en la escala de Pauling)
de los siguientes elementos: EN(F) = 4,0; EN(Na) = 0,9;
EN(N) = 3,0; EN(H) = 2,2 y EN(Cl) = 3,2; prediga si los
siguientes compuestos presentaran enlaces iónicos o
covalentes (polar o no polar): N2, NaF, NH3 y HCl.
Enlace iónico
Modelo
Covalente
Modelo
Iónico
Aumento en la diferencia de
electronegatividad
Enlace iónico
Enlace iónico
Enlace iónico
Entre un elemento de bajo PI (Metal) y otro de alta AE (No metal)
PI (kJ mol-1)
AE (kJ mol-1)
F
1690
328
Cl
1260
349
Na
420
53
Be
2658
~ cero
Elemento
Energía Reticular o de red: Energía necesaria para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus
iones en estado gaseoso.
Enlace iónico
AE (F)
PI (Li)
Energía Reticular
Enlace iónico
Compuestos iónicos
•alto punto de fusión
Relacionado con ∆EN
•alta conductividad en estado fundido
ΔEN
TF
NaCl
2,1
800
100
MgCl2
1,7
700
25
AlCl3
1,5
200
0,0002
SiCl4
1,2
-70
0
PCl3
0,9
-100
0
Cl2
0
-100
0
Conductividad
Enlace covalente
Modelo
Covalente
Modelo
Iónico
Disminución en la diferencia de
electronegatividad
Enlace covalente
Teoría de Lewis (1916)
par de electrones compartidos entre dos átomos
Enlace covalente
Enlace covalente
Longitud de enlace
Distancia entre núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente
en una molécula.
Energía de enlace
Energía total promedio necesaria para romper un mol de enlaces en sus
fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).
Energías de enlace
Longitud de enlace
H-H
432 kJ/mol
74 pm
H-F
565 kJ/mol
92 pm
F-F
159 kJ/mol
143 pm
C-C
347 kJ/mol
154 pm
C=C
614 kJ/mol
134 pm
CΞC
839 kJ/mol
121 pm
O=O
498 kJ/mol
121 pm
NΞN
945 kJ/mol
110 pm
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Las propiedades químicas de un elemento dependen de los
electrones más externos del átomos. Esos electrones más
externos son llamados ELECTRONES DE VALENCIA.
Lewis representa esos electrones de valencia con puntos.
Ejemplo
El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones de
valencia indicados por los 7 puntos
F
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Dos átomos pueden combinarse para formar una molécula,
y cuando lo hacen, una unión se forma entre ellos. Si la
unión entre los átomos resulta de compartir los electrones es
una UNIÓN COVALENTE.
Ejemplo
Formación de la molécula de flúor (F2)
F F
Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando
dos átomos forman una molécula comparten un par de
electrones.
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
REGLA DEL OCTETO
En la formación de enlaces covalentes, los átomos se acercan
todo lo posible a completar sus octetos compartiendo pares de
electrones.
En realidad: Tendencia a llenar orbitales
Los orbitales de valencia de los átomos terminales en una
molécula son casi siempre orbitales s o p. En casi todas las
moléculas, cada átomo terminal está rodeado por 8 electrones.
F F
Enlace covalente
F F
TEORÍA DE LEWIS
: Par de electrones “en la unión”
o par ligante
: Par de electrones “libres”
o par solitario
UNIÓN SIMPLE
Dos átomos comparten un par de electrones
UNIÓN DOBLE
Dos átomos comparten dos pares de electrones
UNIÓN TRIPLE
Dos átomos comparten tres pares de electrones
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Ejemplo
Estructura de Lewis del tetracloruro de carbono (CCl4).
1.- Elegir el átomo central (el menos electronegativo, nunca H)
2.- Elegir un arreglo bidimensional
3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada
átomo
4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones
5.- Verificar la cantidad de electrones de cada átomo.
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
CATIONES
Se saca un “puntito” = electrón por cada carga positiva
ANIONES
Se agrega un “puntito” = electrón por cada carga negativa
Ejemplo
Estructura de Lewis del ión cloruro (Cl-).
Determinar la cantidad de electrones de valencia y agregar uno
porque la carga es (-1)
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
RESONANCIA
Combinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos
pero diferentes arreglos de electrones.
Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda
la molécula y dá como resultado una energía más baja.
ESTABILIZA la molécula por disminución de la ENERGÍA TOTAL
HIBRIDO DE RESONANCIA
Estructura combinada de las estructuras participantes
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Ejemplo
Estructura de Lewis del ión nitrato NO31.- Elegir el átomo central
2.- Elegir un arreglo bidimensional
3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada
átomo
4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones
5.- OJO: hay más de una forma de distribuir los electrones !!!
-
O
O
N
O
-
O
O
N
O
-
O
O
N
O
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
CARGA FORMAL
Indica la medida en que un átomo ha ganado o perdido
electrones en el proceso de formación del enlace covalente,
las estructura con menores cargas formales probablemente
tienen la menor energía un átomo en una estructura de
lewis
Electrones
Electrones
de valencia
compartidos
del átomo libre
CARGA FORMAL =
V
- (
L
+
Electrones
presentes como
pares libres
S/2 )
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Ejemplo 1
Calcular la carga formal en el dióxido de carbono CO2
1.- Estructura de Lewis
2.- Elegir un átomo
3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo
libre ( V ), electrones presentes como pares libres ( L ) y
electrones compartidos ( S ).
4.- Calcular la carga formal = V - L - S / 2
O C
O
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Ejemplo 2:
Calcular las cargas formales en N2O si:
a)el O es el átomo central;
b)uno de los N es el átomo central.
¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según
este criterio?
Ejemplo 3:
Calcular las cargas formales en el H2SO4 si:
a)se permite la ampliación delocteto del S;
b)no se permite la ampliación del octeto del S.
¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según
este criterio?
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
RADICALES
Especies que tiene electrones con espín no apareado
Ejemplo: radical metilo CH3
EXPANSIÓN DEL OCTETO
Elementos del período 3 y posteriores
 Pueden mostrar covalencia variable (capacidad de formar diferentes
números de enlaces covalentes)
Ejemplo: SF4
 Pueden ser hipervalentes (compuesto con un átomo unido a más átomos
que lo que permite la regla del octeto)
Ejemplo: PCl5 (g) y PCl5 (s) formado por PCl4+ y PCl6OCTETO INCOMPLETO
Elementos del GRUPO 13/III : Compuestos de BORO y ALUMINIO pueden
tener estructuras con octetos incompletos o con átomos de halógeno como
puentes.
Ejemplo: BF3
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Ejercicios
1.- RESONANCIA: O3, SO2, SO3, CO322.- CARGAS FORMALES: N=N=O y N=O=N, H2SO4
3.- Excepciones a la REGLA del OCTETO: BeCl2, BCl3, NO2,
PF5, SF6, SO3, H2SO4
Enlace covalente
TEORÍA DE LEWIS
Otra forma
1.- Tiene B, Be o Al ?  OCTETO INCOMPLETO
2.- Tiene S o P ?  AMPLIACIÓN DEL OCTETO
3.- Sumar los electrones de valencia de todos los átomos
4.- Elegir el átomo central (menos electronegativo, nunca H)
5.- Distribuir los otros átomos alrededor del central
6.- Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones)
7.- Distribuir los otros electrones completando 8 en cada átomo
8.- Si no alcanzan los electrones, hacer uniones múltiples.
IMPORTANTE
hay que ponerlos
“SIEMPRE”
: Par de electrones “en la unión”
o par ligante
: Par de electrones “libres”
o par solitario