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Enlaces entre átomos:
1. Enlace químico 2. Formación de enlaces moleculares 3. Orbitales híbridos 4. Fórmula de las moléculas 5. Forma de las moléculas
1 Ing. Sol de María Jiménez González
En la naturaleza, los átomos no se encuentran aislados y su estado fundamental es alterado por la interacción que ocurre entre los
electrones de unos y otros
La energía de una molécula es menor que la de dos átomos separados
2 Ing. Sol de María Jiménez González
Si átomos se atraen
Energía disminuye cuando se acercan Energía aumenta mientras se alejan
Energía disminuye cuando se alejan Energía aumenta cuando se acercan
Átomo 1
Átomo 2
Átomo 1
Átomo 2
Si átomos se repelen
Los átomos se unen si la energía de éstas partículas disminuye conforme se
acercan 3 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
Repetición de celda unitaria en tres direcciones Siempre son sólidos, si se funden se pierde la red
Redes iónicas
Redes atómicas
Redes moleculares
Celdas
Iones
Átomos
Moléculas
Redes metálicas
Redes covalentes
4 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
Redes iónicas
Redes atómicas
Redes moleculares
Celdas
Iones
Átomos
Moléculas
Redes metálicas
Redes covalentes
•Fuerza electrostática entre cationes y aniones •Los átomos que serán los aniones adquieren uno o varios electrones de los átomos que serán los cationes
Cl- NH4+ NH4Cl
5 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
Redes iónicas
Redes atómicas
Redes moleculares
Celdas
Iones
Átomos
Moléculas
Redes covalentes
Redes metálicas
•Formada por los núcleos y los electrones internos de átomos metálicos •Está rodeada de una nube de carga negativa constituida por los electrones de valencia de estos átomos •Pueden ser de un mismo elemento o elementos diferentes (aleaciones)
•Pueden ser muy fuertes (enlaces en el diamante y cuarzo o sílice)
6 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
Redes iónicas
Redes atómicas
Redes moleculares
Celdas
Iones
Átomos
Moléculas
Redes metálicas
Redes covalentes
•Compuestos orgánicos como la sacarosa •Hielo, según las condiciones
7 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
Conglomerado no reticular de átomos unidos por enlaces químicos
La composición se define por la identidad y la proporción de los elementos que la constituyen Secuencia que siguen los átomos y tipos de enlaces Forma y tamaño: geometría molecular Propiedades físicas y químicas
Pueden ser covalente polares, H2O
Pueden ser covalentes no polares, O2 8 Ing. Sol de María Jiménez González
Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos
No presentan ninguna organización global es su estructura
El grado de perfección de la red cristalina depende de la naturaleza de la sustancia y de las condiciones de cristalización
Tiempo Espacio Reposo
Temperatura
9 Ing. Sol de María Jiménez González
Enlace químico
METÁLICO
COVALENTE IÓNICO
•Se forma por transferencia de electrones. •Redes iónicas: aniones y cationes •Fuerza de atracción electrostática •Sólidos cristalinos a temperatura ambiente •Altos puntos de fusión
•Átomos comparten electrones •Moléculas •Enlaces simples, dobles o triples •Puede ser polar o no polar •Gases, líquidos o sólidos
•Los electrones son compartidos por todos los átomos •Los electrones están deslocalizados en toda la red
10 Ing. Sol de María Jiménez González
ENLACES
• Se puede utilizar la electronegatividad para catalogar el tipo de enlace:
• De 0 a 0,4: enlace covalente no polar
• De 0,4 a 1,7: enlace covalente polar
• Mayor a 1,7: enlace iónico.
13 Ing. Sol de María Jiménez González
Método de enlace de valencia, MEV
Enlace químico Par electrónico compartido
por dos átomos
Electrones que participan en la formación de enlaces entre los átomos ocupan orbitales
moleculares de enlace y el resto de los electrones de la molécula siguen ocupando
orbitales atómicos
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Configuración electrónica del cloro Cl
Electrones en orbitales moleculares
14 Ing. Sol de María Jiménez González
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Configuración electrónica del cloro
Cl
Electrones en orbitales moleculares
Electrones en orbitales atómicos: NO PARTICIPAN
7 electrones
Estructura de Lewis
15 Ing. Sol de María Jiménez González
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Recuerde Orbital s: 2 e-
Orbital p: 6 e-
Orbital d: 10 e-
Orbital f: 14 e-
3s2 3p5
HCl δ- δ+
Se combina orbital 1s del hidrógeno con un orbital 3p del cloro 16 Ing. Sol de María Jiménez González
• Hay situaciones en las que ambos electrones son aportados por uno solo de los átomos: enlace coordinado.
17 Ing. Sol de María Jiménez González
Los enlaces sencillos siempre son σ. Los enlaces dobles tienen un orbital σ y uno π Los enlaces triples tienen un orbital σ y dos π
Forma de la nube electrónica
18 Ing. Sol de María Jiménez González
Configuración electrónica del carbono: C
1s2 2s2 2p2 o [He] 2s2 2p2
1s2 2p2 2s2 Electrones que participan: 4
1s2 Orbitales híbridos
19 Ing. Sol de María Jiménez González
Combinación de orbitales atómicos que genera orbitales híbridos.
El número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinan:
Dos de la hibridación sp Tres en la sp2
Cuatro en la sp3
1. Un orbital s de combina con tres orbitales p y resultan cuatro orbitales sp3 2. Un orbital s se combina con dos orbitales p resultan tres orbitales sp2
3. Un orbital s se combina con un orbital p y resultan dos orbitales sp
20 Ing. Sol de María Jiménez González
Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno
• El nitrógeno en el amoniaco (NH3) y el oxígeno en el agua (H2O) tienen un par de electrones no compartidos.
• El N en el amoniaco tiene hibridación sp3 pero tiene solamente tres electrones no apareados que ocupan tres de los 4 orbitales sp3.
• El cuarto orbital sp3 del nitrógeno contiene un par de electrones.
22 Ing. Sol de María Jiménez González
• La situación del O en el agua es análoga al caso anterior del nitrógeno excepto que el O solo tiene 2 electrones no apareados.
• Los dos pares de electrones ocupan cada uno un orbital híbrido sp3
Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno
23 Ing. Sol de María Jiménez González
Compuesto BeH2 BH3 CH4 NH3 H2O
Estructura
Elemento Be B C N O
Número de electrones de valencia 2 3 4 5 6
Tipo de orbital híbrido sp sp2 sp3 sp3 sp3
Número de orbitales híbridos 2 3 4 4 4
Número de pares electrónicos híbridos
0 0 0 1 2
Número de electrones solitarios en los orbitales híbridos
2 3 4 3 2
Be H H
24 Ing. Sol de María Jiménez González
Forma molecular: indica la identidad y el número de átomos de cada elemento que están químicamente unidos en una molécula.
CH4
Forma estructural simple de rayas: destaca la posición de los átomos en una molécula y la multiplicidad del enlace.
Forma estructural de Lewis: muestra la disposición de los átomos, la multiplicidad del enlace y todos los electrones externos de cada átomo.
25 Ing. Sol de María Jiménez González
Estructura de Lewis
Incluye todos los electrones de la
capa externa
Usar rayas para representar los enlaces
Usar puntos para los electrones no enlazantes.
26 Ing. Sol de María Jiménez González
La suma de los electrones alrededor
de un átomo es 8
Se cuentan los electrones que se
comparten
CO2
Excepciones
El Berilio, Be: BeCl2, BeH2
El Boro, B: BCl3, BF3
El Aluminio, Al: AlF3
SF7 PCl5
27 Ing. Sol de María Jiménez González
1. Selección del átomo focal. El H nunca va a ser átomo central.
– Se elige el átomo que se encuentra en menor número. CCl4, PBr3, C2H6, SO2Cl2
– Entre dos posibles átomos focales, se escoge el que tenga mayor número de electrones no apareados: COCl2, POCl3, CNS, NOBr
– Se elige el menos electronegativo: SOCl2
POCl3
28 Ing. Sol de María Jiménez González
2. Colocación de los otros átomos: Alrededor del átomo central se colocan los demás de la forma más simétrica posible.
POCl3
3. Calcular el número total de e- de valencia: Se debe añadir la carga neta si la hay (ejemplos: si la carga neta es -2 añadir dos electrones, si la carga neta es +1, restar un electrón)
1 átomo de P 5 e-
1 átomo de O 6 e-
3 átomos de Cl 3 x 7 e- 21 e-
32 e- 29 Ing. Sol de María Jiménez González
4. Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados: Se asigna a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total
POCl3
5. Asignar los electrones restantes: Comenzando por los externos y terminando en el átomo central, en forma de pares en cada átomo.
32 e-
30 Ing. Sol de María Jiménez González
Carga formal
Carga formal del S = 6-5 = +1
La carga formal es la carga que tendría cada átomo representado en una estructura de
Lewis.
SO2
1. Se determina el número de electrones del átomo aislado en su capa externa. Por ejemplo el azufre (S)
2. Se divide los 2 e- de cada par enlazante: un electrón para cada átomo y se cuenta el número de e- alrededor de cada átomo en su capa externa.
Tiene 6 e- en su capa externa
5 e-: uno de cada enlace y 2 del par enlazante.
31 Ing. Sol de María Jiménez González
Número de oxidación
Es la diferencia entre el número de electrones en la capa externa del átomo antes de la formación de los enlaces y el número de electrones en la capa externa del mismo átomo
después de la formación de los enlaces.
SO2
1. Se determina número de electrones en su capa externa.
Tiene 6 e- en su capa externa
2. Se asignan los dos electrones de cada enlace al átomo que tiene mayor electronegatividad. Se cuentan los electrones con que queda la capa externa del átomo
S: queda con 2 electrones
N° de oxidación del S= 6-2 = +4
O: más electronegativo 32 Ing. Sol de María Jiménez González
1. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación es cero. En un ión poliatómico, la suma es igual a la carga del ion.
SO2
S
O
O
N° de oxidación = 6-2 = +4
N° de oxidación = 6-8 = -2
N° de oxidación = 6-8 = -2
NH4+
N N° de oxidación = 5-8 = -3
H N° de oxidación = 1-0 = +1
H N° de oxidación = 1-0 = +1
H N° de oxidación = 1-0 = +1
H N° de oxidación = 1-0 = +1 33 Ing. Sol de María Jiménez González
Resonancia
• Es la representación del estado de ciertas moléculas por medio de estructuras de Lewis equivalentes.
• Se caracteriza por la posibilidad de dibujar estructuras de
Lewis diferentes y equivalentes con solo cambiar la posición de pares electrónicos.
34 Ing. Sol de María Jiménez González
La forma de la molécula involucra la ubicación relativa de sus átomos y los ángulos de enlace entre ellos.
35 Ing. Sol de María Jiménez González
Nombre o fórmula de la sustancia
Modelo Molecular
Nube electrónica
Estructura
Geometría molecular
Linear
Angular
Triangular plana
Piramidal
Tetraédica
37 Ing. Sol de María Jiménez González