Enlaces entre átomos:


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1 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

2 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

3 Si átomos se atraen Si átomos se repelen Átomo 1 Átomo 2 Átomo 1 Átomo 2 Energía disminuye cuando se acercan Energía aumenta mientras se alejan Energía disminuye cuando se alejan Energía aumenta cuando se acercan Los átomos se unen si la energía de éstas partículas disminuye conforme se Ing. Sol de acercan María Jiménez González 3

4 Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos Repetición de celda unitaria en tres direcciones Siempre son sólidos, si se funden se pierde la red Celdas Iones Átomos Moléculas Redes iónicas Redes atómicas Redes moleculares Redes metálicas Redes covalentes 4

5 Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos Iones Celdas Átomos Moléculas Redes atómicas Redes moleculares Redes metálicas Redes covalentes Redes iónicas Cl - NH 4 + NH 4 Cl Fuerza electrostática entre cationes y aniones Los átomos que serán los aniones adquieren uno o varios electrones de los átomos que serán los cationes 5

6 Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos Átomos Celdas Iones Moléculas Redes iónicas Redes moleculares Redes atómicas Redes covalentes Pueden ser muy fuertes (enlaces en el diamante y cuarzo o sílice) 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) 6

7 Redes cristalinas Moléculas Sólidos amorfos Celdas Iones Átomos Redes iónicas Redes atómicas Redes metálicas Redes covalentes Moléculas Redes moleculares Compuestos orgánicos como la sacarosa Hielo, según las condiciones 7

8 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, H 2 O Pueden ser covalentes no polares, O 2 8

9 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

10 IÓNICO Enlace químico COVALENTE Se forma por transferencia de electrones. Redes iónicas: aniones y cationes Fuerza de atracción electrostática Sólidos cristalinos a temperatura ambiente Altos puntos de fusión METÁLICO Los electrones son compartidos por todos los átomos Los electrones están deslocalizados en toda la red Átomos comparten electrones Moléculas Enlaces simples, dobles o triples Puede ser polar o no polar Gases, líquidos o sólidos 10

11 11

12 12

13 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

14 Enlace químico Par electrónico compartido por dos átomos Método de enlace de valencia, MEV Electrones en orbitales moleculares Cl 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 Configuración electrónica del cloro 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 14

15 Configuración electrónica del cloro 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 7 electrones Electrones en orbitales moleculares Cl Electrones en orbitales atómicos: NO PARTICIPAN Estructura de Lewis 15

16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3s 2 3p 5 Recuerde Orbital s: 2 e - Orbital p: 6 e - Orbital d: 10 e - Orbital f: 14 e - HCl δ+ δ- Se combina orbital 1s del hidrógeno con un orbital 3p del cloro 16

17 Hay situaciones en las que ambos electrones son aportados por uno solo de los átomos: enlace coordinado. 17

18 Forma de la nube electrónica 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 18

19 Configuración electrónica del carbono: C 1s 2 2s 2 2p 2 o [He] 2s 2 2p 2 Electrones que participan: 4 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 Orbitales híbridos 19

20 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 sp 2 Cuatro en la sp 3 1. Un orbital s de combina con tres orbitales p y resultan cuatro orbitales sp 3 2. Un orbital s se combina con dos orbitales p resultan tres orbitales sp 2 3. Un orbital s se combina con un orbital p y resultan dos orbitales sp 20

21 21

22 Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno El nitrógeno en el amoniaco (NH 3 ) y el oxígeno en el agua (H 2 O) tienen un par de electrones no compartidos. El N en el amoniaco tiene hibridación sp 3 pero tiene solamente tres electrones no apareados que ocupan tres de los 4 orbitales sp 3. El cuarto orbital sp 3 del nitrógeno contiene un par de electrones. 22

23 Hibridación del Nitrógeno y el Oxígeno 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 sp 3 23

24 Compuesto BeH 2 BH 3 CH 4 NH 3 H 2 O Estructura H Be H Elemento Be B C N O Número de electrones de valencia Tipo de orbital híbrido sp sp 2 sp 3 sp 3 sp 3 Número de orbitales híbridos Número de pares electrónicos híbridos Número de electrones solitarios en los orbitales híbridos

25 Forma molecular: indica la identidad y el número de átomos de cada elemento que están químicamente unidos en una molécula. CH 4 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

26 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

27 La suma de los electrones alrededor de un átomo es 8 Se cuentan los electrones que se comparten CO 2 Excepciones El Berilio, Be: BeCl 2, BeH 2 El Aluminio, Al: AlF 3 El Boro, B: BCl 3, BF 3 SF 7 PCl 5 27

28 1. Selección del átomo focal. El H nunca va a ser átomo central. Se elige el átomo que se encuentra en menor número. CCl 4, PBr 3, C 2 H 6, SO 2 Cl 2 Entre dos posibles átomos focales, se escoge el que tenga mayor número de electrones no apareados: COCl 2, POCl 3, CNS, NOBr Se elige el menos electronegativo: SOCl 2 POCl 3 28

29 2. Colocación de los otros átomos: Alrededor del átomo central se colocan los demás de la forma más simétrica posible. POCl 3 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

30 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 POCl 3 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

31 Carga formal La carga formal es la carga que tendría cada átomo representado en una estructura de Lewis. 1. Se determina el número de electrones del átomo aislado en su SO capa externa. Por ejemplo el azufre (S) 2 Tiene 6 e- en su capa externa 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. 5 e-: uno de cada enlace y 2 del par enlazante. Carga formal del S = 6-5 = +1 31

32 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. SO 2 Tiene 6 e- en su capa externa 1. Se determina número de electrones 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

33 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. SO 2 S O O N de oxidación = 6-2 = +4 N de oxidación = 6-8 = -2 N de oxidación = 6-8 = -2 N N de oxidación = 5-8 = -3 NH 4 + 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

34 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

35 La forma de la molécula involucra la ubicación relativa de sus átomos y los ángulos de enlace entre ellos. 35

36 36

37 Nombre o fórmula de la sustancia Modelo Molecular Nube electrónica Estructura Geometría molecular Linear Angular Triangular plana Piramidal Tetraédica 37

38 38

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