Moléculas, Enlace Q uímico

Moléculas, Enlace Químico

H2 H2O NH3 CH4 Una molécula es un agregado de dos o más átomos que se mantienen unidos mediante enlaces químicos. Una molécula diatomica contiene solamente dos átomos H2, N2, O2, Br2, Hal, CO Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos O3, H2O, NH3, CH4

11 protones 11 electrones 11 protones 10 electrones Na+ Na 17 protones 18 electrones 17 protones 17 electrones Cl- Cl Un ion, es un átomo, o grupo de átomos, que tiene una carga neta positiva o negativa catión – ion con carga positiva Si un átomo neutro pierde uno ó más electrones entonces se transforma en un catión anión – ion con carga negativa si un átomo neutro gana uno o más electrones, este se transforma en un anión

Un ion monoatomicocontienesolamente un átomo Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3- Un ion poliatomico contiene más de un átomo OH-, CN-, NH4+, NO3-

TIPOS ESTANDAR DE FORMULAS Y MODELOS Metano Hidrógeno Agua Amoniaco Fórmula molecular Fórmula estructural Modelo de esferas y barras Modelo espacial

molecular empírica H2O Una formula molecular muestra el número exacto de atomos en la unidad más pequeña de una sustancia La fórmula empírica indica cuáles elementos están presentes y la relación mínima, en número entero. H2O CH2O C6H12O6 O3 O N2H4 NH2

Compuestos ionicos consite en una combinación de aniones y cationes • La fórmula es siempre la misma que la fórmula empírica. • la suma de las cargas del anion(s) y cation(s) en cada unidad debe ser igual a cero. El compuesto ionico NaCl

Enlace Químico ¿Cómo se forman las moléculas y los compuestos? Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica mas estable. Cuando los átomos interactúan, solo lo hacen con sus electrones mas externos, o sea, sus electrones de valencia

Grupo Configuración e # de e- de valencia ns1 1 1A 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 Electrones de Valencia

Símbolos de punto de Lewis Constan del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento

- - - - + Li+ Li Li Li+ + e- e- + Li+ Li+ + F F F F F F Enlace Iónico Enlace Iónico, Fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico. Resulta de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivoy otro fuertemente electronegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomoscapta electrones del otro. 1s22s22p6 1s22s1 1s22s22p5 1s2 Ionización Los dos iones separados se enlazan

¿Por que dos átomos comparten electrones? + 8e- 7e- 7e- 8e- F F F F F F F F Pares libres Pares libres Enlace covalente simple Enlace covalente simple Pares libres Pares libres Un enlace covalente; es un enlace donde dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Cada electrón del par compartido mantienen unidos los átomos Estructura de Lewis deF2

Estructura de Lewis: Representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con lineas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales Enlace covalente simple H H H H o H H O 2e- 2e- O 8e- O C O C O O Enlace doble 8e- 8e- 8e- Enlace doble O N N Triple enlace N N triple enlace 8e- 8e- + + Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones o Enlace Triple– dos átomos comparten tres pares de electrones or

Longitud de enlace Longitud de enlace Enlace triple < Enlace doble < Enlace simple

Electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico Electronegatividad - Concepto relativo

F H Enlace covalente Polar oEnlace Polar es un enlace covalente con una mayor densidad electrónica alrededor de uno de los dos átomos Regiónrica en electrones (d-) Región pobre en electrones (d+)

Incremento de diferencia de electronegatividad Covalente Covalente Polar Iónico Transferencia parcial de e- Comparten e- Transferencia de e- Clasificación del tipo de enlace por diferencia de electronegatividad Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente  2 Iónico 0 < y <2 Covalente Polar

Clasifica los siguientes enlaces como iónico, covalente polar o polar: CsCl; H2S; y el enlace NN en H2NNH2. Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente Polar N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

Escritura de lasestructuras de Lewis • Dibujar la estructura básica del compuesto mostrando que átomos están enlazados a otros. En general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central • Contar el número total de electrones de valencia. Agrega 1 por cada carga negativa. Resta 1 para cada carga positiva. • Completa el octeto para todos los átomos excepto hidrogeno. • Si la estructura contiene demasiados electrones, forman enlaces dobles y triples en átomo central, según sea necesario

Escriba la estructura de Lewis para el trifluoruro de nitrógeno(NF3). F N F F Paso 1 – N es menos electronegativo que F, poner N en el centro Paso 2 – Contar los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) and F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia. Paso 3 – Dibujar enlaces simples entre el átomo de N y os átomos de F y complete la regla del octeto para N y F Paso 4 - Compruebe, que el # de e- en la estructura es igual al número de e- de valencia 3 enlaces simples (3x2) + 10 pares libres(10x2) = 26 electrones de valencia

Escriba la estructura de Lewis del ión Carbonato(CO32-). O C O 2 enlaces simples(2x2) = 4 1 Enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 O Total = 24 Paso 1 – C es menos electronegativo que O, por lo tanto C en el centro • Paso 2 – Contar los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) and O - 6 (2s22p4) • carga -2 por lo tanto + 2e- 4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia Paso 3 – Dibujar enlaces simples entre C y O y completa el octeto en los átomos de C y O Paso 4 - Confirmar, que el # de e- en la estructura sea igual al numero de e- de valencia: 3 enlaces simples(3x2) + 10 pares de electrones(10x2) = 26 e- de valencia Paso 5 - Demasiados electrones, formar doble enlace y re-confirmar # de e-

H H C O H C O H Carga formal de un átomo en una estructura de Lewis Número total de electrones de valencia en un átomo libre Número de electrones no enlazados ( Número de electrones enlazados ) 1 - - = 2 Hay dos posibles estructuras para el formaldehido (CH2O) Carga formal: Diferencia de carga eléctrica entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis La suma de las cargas formales de los átomos en una molécula o ion debe ser igual a la carga en la molécula o ion.

H C O H C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- Carga formal de un átomo en una estructura de Lewis Número total de electrones de valencia en un átomo libre Número de electrones no enlazados ( Número de electrones enlazados ) 1 - - = 2 enlaces simples(2x2) = 4 2 1 enlace doble = 4 2 pares libres(2x2) = 4 Total = 12 -1 +1 Carga formal C = 4 - 2- ½ x 6 = -1 Carga formal O = 6 - 2- ½ x 6 = +1

C – 4 e- H O – 6 e- C O H 2H – 2x1 e- 12 e- Carga formal de un átomo en una estructura de Lewis Número total de electrones de valencia en un átomo libre Número de electrones no enlazados ( Número de electrones no enlazados ) 1 - - = 2 enlaces simples(2x2) = 4 2 1 doble enlace = 4 2 pares libres (2x2) = 4 Total = 12 0 0 Carga formal C = 4 - 0- ½ x 8 = 0 Carga formal  O = 6 - 4- ½ x 4 = 0

Cuál es la estructura de Lewis preferida para CH2O? H C O H H C O H -1 +1 0 0 Carga formal y estructura de Lewis • Para molécula neutras es preferible la estructura de Lewis que no tenga cargas formales, en vez de aquella en las que si las posea. • Son menos probables las estructuras de Lewis con cargas formales grandes que las que tienen cargas formales pequeñas. . • Cuando existen varias estructuras de Lewis con la misma distribución de cargas formales, la estructura de Lewis más razonable es la que lleve las cargas formales negativas en los átomos mas electronegativos .

Cuales son las estructuras de resonancia del ión carbonato (CO32-) ? - - + + O O O O O O O O O C C C O O O - - - - O O O - - Una estructura de resonancia es cuando, una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis. La doble flecha señala que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia.

Be – 2e- 2H – 2x1e- H Be H 4e- B – 3e- 3 enlaces simples(3x2) = 6 3F – 3x7e- F B F 24e- Total = 24 9 pares de electrones(9x2) = 18 F Excepciones de la regla del octeto El Octeto incompleto BeH2 BF3

N – 5e- S – 6e- N O 6F – 42e- O – 6e- 11e- 48e- F 6 enlace simple (6x2) = 12 F F Total = 48 S 18 pares libres (18x2) = 36 F F F Excepciones a la regla del octeto Moléculas con número impar de electrones NO El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2) SF6

F H d- d+ Momento Dipolar y moléculas polares Región rica En e- Las moléculas diatómicas que contienen átomos de elementos diferentes tienen momento dipolar y se dicen que son moléculas polares. Región pobre en e- El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría m = Q x r Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x 10-30 C m D  Debye

Las flechas muestran el desplazamiento de la densidad electrónica. • El momento dipolar de la molécula es la resultante de los momentos de enlace (momentos dipolares individuales) • Este último es una cantidad vectorial (magnitud y dirección) • Momento dipolar es la suma vectorial de los momentos de enlace

Cuáles de las siguientes moléculas tienen momento dipolar ? H2O, CO2, SO2, and CH4 O O S H H H O O O C H H C H Momento dipolar Molécula Polar Momento dipolar Molécula Polar No tiene momento dipolar Molécula Apolar No tiene momento dipolar Molécula Apolar

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