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8.S: Conceptos básicos de enlace químico (resumen)

                 

8.1: BONOS QUÍMICOS, SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA OCTET

 

Los símbolos de puntos de Lewis se pueden usar para predecir el número de enlaces formados por la mayoría de los elementos en sus compuestos. Los símbolos de puntos de electrones de Lewis, que consisten en el símbolo químico de un elemento rodeado de puntos que representan sus electrones de valencia, agrupados en pares a menudo ubicados arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha del símbolo. Las estructuras reflejan el hecho de que los elementos en el período 2 y posteriores tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar un total de 8 electrones de valencia en sus compuestos.

 

         

  • Enlace iónico : enlace formado sobre la base de fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones se forman a partir de átomos por transferencia de uno o más electrones
  •      

  • Enlace covalente : enlace formado entre dos o más átomos al compartir electrones
  •      

  • Enlace metálico : enlace en el que los electrones de enlace son relativamente libres de moverse a través de la estructura 3D
  •      

  • Símbolos de puntos de electrones : alias Símbolos de Lewis ; forma simple y conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos y mantenerlos unidos en el curso de la formación de enlaces
  •      

  • El número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de columna del elemento en la tabla periódica
  •      

  • Regla del octeto : los átomos tienden a perder o ganar electrones hasta que están rodeados por 8 electrones de valencia
  •  

 

8.2: VINCULACIÓN IÓNICA

 

La cantidad de energía necesaria para separar un par de iones gaseosos es su energía de enlace. La formación de compuestos iónicos suele ser extremadamente exotérmica. La fuerza de la atracción electrostática entre iones con cargas opuestas es directamente proporcional a la magnitud de las cargas en los iones e inversamente proporcional a la distancia internuclear.

 

Energías de formación de enlace iónico

 

La formación de compuestos iónicos es muy exotérmica

 

Retirar un electrón de un átomo, como Na, es endotérmico porque la energía necesita ser utilizada para superar las fuerzas de atracción dentro del átomo. Agregar un electrón es el proceso opuesto y libera mucha energía

 

La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre iones de carga diferente. Esta atracción une a los iones, liberando energía y haciendo que los iones formen una matriz sólida (enrejado)

 

Energía de celosía : energía requerida para separar completamente un mol de compuestos iónicos sólidos en sus iones gaseosos

 

Los valores grandes de energía reticular significan que los iones se sienten fuertemente atraídos entre sí

 

La energía liberada por la atracción entre los iones de cargas diferentes más que compensa la naturaleza endotérmica de las energías de ionización, haciendo que la formación de compuestos iónicos sea un proceso exotérmico

 

[E = k dfrac {Q_1Q_2} {d} nonumber ]

 

         

  • E = energía potencial de dos partículas cargadas que interactúan
  •      

  • Q 1 y Q 2 = cargas en las partículas
  •      

  • D = distancia entre las partículas
  •      

  • K = constante; 8,99 X 10 9 Jm / C 2
  •  

 

Para una disposición dada de iones, la energía de la red aumenta a medida que aumentan las cargas de iones y a medida que disminuyen sus radios. La magnitud de las energías reticulares depende principalmente de las cargas iónicas porque los radios iónicos no varían en un amplio rango.

 

Configuraciones electrónicas de iones

 

Muchos iones tienden a tener configuraciones de electrones de gases nobles. Es por eso que Na puede tener una carga de +1, pero no una de +2. Una vez que un ion ha alcanzado la configuración de gas noble, quiere permanecer allí.

 

         

  • Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 = [Ne] 3s 1 [ 19459013]
         
  • Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 = [Ne]
  •      

  • Na 2+ : 1s 2 2s 2 2p 5
  •  

 

De manera similar, la adición de electrones a los no metales es exotérmica o ligeramente endotérmica siempre que se agreguen electrones a la capa de valencia. La adición adicional de electrones requiere enormes cantidades de energía; más de lo que está disponible en la energía de la red

 

         

  • Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 = [Ne] 3s 2 3p 5
  •      

  • Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [ Ar]
  •      

  • Cl 2 : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [ 19459024] 4s 1 = [Ar]
  •  

 

Las energías reticulares de los compuestos iónicos son generalmente lo suficientemente grandes como para compensar la pérdida de hasta 3 electrones de los átomos. Por lo tanto, encontramos cationes que solo tienen cargas de +1, +2 o +3.

 

Debido a que la mayoría de los metales de transición tienen más de 3 electrones más allá de un núcleo de gas noble, el logro de una configuración de gas noble para estos iones suele ser imposible.

 

Cuando se forma un ion positivo a partir de un átomo, los electrones siempre se pierden primero de la subcapa con el mayor valor de n . Por lo tanto, un metal de transición siempre pierde los electrones externos s antes de perder los electrones de la subshell d subyacente.

 

8.3 Tamaños de iones

 

Los tamaños de los iones son importantes para determinar tanto la forma en que los iones se acumulan en un sólido como la energía reticular del sólido. También es un factor importante que rige las propiedades de los iones en solución

 

El tamaño de un átomo depende de su carga nuclear, el número de electrones que posee y los orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior

 

Los iones positivos se forman al eliminar 1 o más electrones de la región más externa del átomo. Por lo tanto, la formación de un catión no solo desocupa los orbitales más extendidos espacialmente, sino que también disminuye las repulsiones electrón-electrón totales. Por lo tanto, los cationes son más pequeños que los átomos originales de los que provienen.

 

Lo contrario sucede cuando se habla de iones negativos. Un electrón agregado aumenta las repulsiones electrón-electrón y hace que los electrones se extiendan más en el espacio.

 

Para los iones de la misma carga, el tamaño aumenta a medida que bajamos un grupo

 

8.3: VINCULACIÓN COVALENTE

 

La fuerza de un enlace covalente depende de la superposición entre los orbitales de valencia de los átomos unidos. El orden de los enlaces es el número de pares de electrones que mantienen unidos a dos átomos. Los enlaces simples tienen un orden de enlace de uno, y los enlaces múltiples con órdenes de enlace de dos (un enlace doble) y tres (un enlace triple) son bastante comunes. En compuestos estrechamente relacionados con enlaces entre los mismos tipos de átomos, el enlace con el orden de enlace más alto es tanto el más corto como el más fuerte.

 

Las sustancias iónicas son generalmente frágiles con altos puntos de fusión. Por lo general, son cristalinos, lo que significa que tienen superficies planas que forman ángulos característicos entre sí.

 

         

  • Enlace covalente : enlace químico formado al compartir un par de electrones
  •      

  • Estructura de Lewis : estructura que representa la unión mediante puntos para electrones no apareados y líneas para enlaces
  •  

 

Para los no metales, el número de electrones de valencia es el mismo que el número de grupo

 

Sabiendo esto, podemos predecir que un elemento en el Grupo 7A necesitaría un enlace covalente para obtener un octeto, un elemento en el Grupo 6A necesitaría dos, y así sucesivamente.

 

Bonos múltiples

 

         

  • Enlace simple : compartir un par de electrones, un enlace covalente
  •      

  • Doble enlace : dos electrones compartidos
  •  

 

La distancia entre los átomos unidos disminuye a medida que aumenta el número de pares de electrones compartidos

 

8.4: POLARIDAD DE BONOS Y ELECRONEGATIVIDAD

 

La polaridad de enlace y el carácter iónico aumentan con una diferencia creciente en la electronegatividad. La electronegatividad (χ) de un elemento es la capacidad relativa de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto químico y aumenta diagonalmente desde la parte inferior izquierda de la tabla periódica hacia la parte superior derecha. La escala de electronegatividad de Pauling se basa en mediciones de las fuerzas de los enlaces covalentes entre diferentes átomos, mientras que la electronegatividad de un elemento de Mulliken es el promedio

 

         

  • Polaridad de enlace : medida de cuán igualmente se comparten los electrones entre los átomos en un enlace químico
  •      

  • Enlace no polar : uno en el que los electrones se comparten por igual entre los dos átomos
  •      

  • Enlace covalente polar : uno de los átomos ejerce una mayor atracción por el electrón que el otro
  •  

 

Electronegatividad

 

Se usa para estimar si un enlace será no polar, covalente polar o iónico

 

Electronegatividad : capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí

 

Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y alta energía de ionización atraerá electrones de otros átomos y resistirá que sus electrones sean atraídos; será altamente electronegativo

 

Mayor electronegatividad = 4.0 (flúor), menor = 0.7 (cesio)

 

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, y generalmente disminuye al aumentar el número atómico en cualquier grupo

 

Electronegatividad y polaridad de enlace

 

Diferencias en electronegatividades:

 

No polar = 0 – 0,4

 

Polar covalente = 0.4 – 1.6

 

Iónico => 1.6 (> 50% = iónico)

 

δ + y δ : “signo delta”; representan carga parcial positiva y negativa. El átomo con δ es el más electronegativo

 

8.5: DIBUJO DE ESTRUCTURAS DE LEWIS

 

Los símbolos de puntos de Lewis proporcionan una racionalización simple de por qué los elementos forman compuestos con las estequiometrías observadas. Una gráfica de la energía total de un enlace covalente en función de la distancia internuclear es idéntica a una gráfica de un par iónico porque ambos resultan de fuerzas atractivas y repulsivas entre entidades cargadas. Las estructuras de Lewis son un intento de racionalizar por qué ciertas estequiometrías se observan comúnmente para los elementos de familias particulares.

 

         

  1. Suma los electrones de valencia de todos los átomos. Para un anión, agregue un electrón a la carga negativa total. Para un catión, resta un electrón.
  2.      

  3. Escribe los símbolos de los átomos para mostrar qué átomos están unidos a cuáles y conéctalos con un enlace sencillo.
  4.      

  5. Completa los octetos de los átomos unidos al átomo central.
  6.      

  7. Coloque los electrones sobrantes en el átomo central, incluso si al hacerlo se obtiene más de un octeto
  8.      

  9. Si no hay suficientes electrones para darle al átomo central un octeto, intente enlaces múltiples
  10.  

 

8.6: ESTRUCTURAS DE RESONANCIA

 

Algunas moléculas tienen dos o más estructuras electrónicas de Lewis químicamente equivalentes, llamadas estructuras de resonancia. La resonancia es un ejercicio mental y un método dentro de la teoría de enlace de valencia que describe la deslocalización de electrones dentro de las moléculas. Estas estructuras están escritas con una flecha de dos puntas entre ellas, lo que indica que ninguna de las estructuras de Lewis describe con precisión la unión, pero que la estructura real es un promedio de las estructuras de resonancia individuales.

 

Las estructuras de resonancia ( formas de resonancia) son ​​estructuras individuales de Lewis en los casos en que dos o más estructuras de Lewis son descripciones igualmente buenas de una sola molécula. Si una molécula (o ion) tiene dos o más estructuras de resonancia, la molécula es una mezcla de estas estructuras. La molécula no oscila rápidamente entre dos o más formas diferentes.

 

8.7: EXCEPCIONES A LA REGLA OCTET

 

Seguir la regla del octeto para las estructuras de puntos de Lewis conduce a las representaciones más precisas de estructuras atómicas y moleculares estables, y por eso siempre queremos usar la regla del octeto al dibujar estructuras de puntos de Lewis. Hay tres excepciones: (1) Cuando hay un número impar de electrones de valencia, (2) Cuando hay muy pocos electrones de valencia y (3) cuando hay demasiados electrones de valencia

 

         

  1. Moléculas con un número impar de electrones
  2.      

  3. Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto
  4.      

  5. Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto
  6.  

 

Número impar de electrones

 

En algunas moléculas, como ClO 2 , NO y NO 2 , el número de electrones es impar. En NO, por ejemplo, hay 5 + 6 = 11 electrones de valencia. Por lo tanto, el emparejamiento completo de estos electrones es imposible y no se puede lograr un octeto alrededor de cada átomo.

 

Menos de un octeto

 

El segundo tipo de excepción ocurre cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ion. Situación relativamente rara; encontrado con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, consideremos el trifluoruro de boro, BF 3

 

Image124.gif

 

Hay 6 electrones alrededor del átomo de boro. Podemos formar un doble enlace entre el boro y cualquiera de los 3 átomos de flúor (3 posibles estructuras de resonancia)

 

Sin embargo, al hacerlo, forzamos a un átomo de flúor a compartir electrones adicionales con boro. Esto haría que el átomo F tenga una carga de +1, y el átomo de boro tenga una carga de -1, lo cual es extremadamente desfavorable.

 

Luego concluimos que las estructuras que contienen los dobles enlaces son menos importantes que la ilustrada a la derecha. Dado que en este caso el boro tiene solo 6 electrones de valencia, reaccionará violentamente con moléculas que tienen un par de electrones no compartidos.

 

Más que un octeto

 

La regla del octeto funciona tan bien como lo hace porque los elementos representativos generalmente emplean solo un ns y tres np orbitales de capa de valencia en la unión, y estos contienen ocho electrones.

 

Debido a que los elementos del segundo período tienen solo orbitales 2s y 2p, no pueden tener más de un octeto de electrones en sus capas de valencia. Sin embargo, desde el tercer período en adelante, los elementos tienen orbitales y sin llenar que pueden usarse en la unión.

 

El tamaño también juega un papel importante para determinar si un átomo puede acomodar más de ocho electrones. Cuanto mayor es el átomo central, mayor es el número de átomos que pueden rodearlo. El tamaño de los átomos circundantes también es importante. Las capas de valencia expandidas ocurren con mayor frecuencia cuando el átomo central está unido a los átomos más pequeños y electronegativos.

 

8.8: FORTALEZAS DE LOS BONOS COVALENTES

 

El orden de enlace es el número de pares de electrones que mantienen unidos dos átomos. Los enlaces simples tienen un orden de enlace de uno, y los enlaces múltiples con órdenes de enlace de dos (un enlace doble) y tres (un enlace triple) son bastante comunes. El enlace con el orden de enlace más alto es tanto el más corto como el más fuerte. En los enlaces con el mismo orden de enlace entre diferentes átomos, se observan tendencias que, con pocas excepciones, dan como resultado que se formen los enlaces simples más fuertes entre los átomos más pequeños.

 

Energía de disociación de enlace : alias energía de enlace ; Se requiere un cambio de entalpía, ΔH, para romper un enlace particular en un mol de sustancia gaseosa .

 

Para las moléculas poliatómicas, a menudo debemos utilizar energías de enlace promedio.

 

La energía de enlace es siempre positiva, cuanto mayor es la energía de enlace, más fuerte es el enlace

 

Una molécula con enlaces fuertes generalmente tiene menos tendencia a sufrir cambios químicos que una con enlaces débiles

 

Energías de enlace y la entalpía de reacciones

 

ΔH = Σ (energías de enlace de enlaces rotos) – Σ (energías de enlace de enlaces formados)

 

Si ΔH> 0, la reacción es endotérmica

 

Si ΔH <0, la reacción es exotérmica

 

Cl – Cl (g) + H – CH 3 (g) → H – Cl (g) + Cl – CH 3 (g)

 

Enlaces rotos: 1 mol Cl – Cl, 1 mol C – H

 

Bonos realizados: 1 mol H – Cl, 1 mol C – Cl

 

[∆H = [D (Cl – Cl) + D (C – H)] [D (H – Cl) + D (Cl – Cl)] ]

 

= (242 kJ + 413 kJ) – (431kJ + 328 kJ)

 

= 104 kJ

 

Resistencia y longitud de la unión

 

A medida que aumenta el número de enlaces entre un elemento dado, la energía del enlace aumenta y la longitud del enlace disminuye. Por lo tanto, los átomos se mantienen más estrecha y estrechamente unidos. En general, a medida que aumenta el número de enlaces entre dos átomos, el enlace se vuelve más corto y más fuerte.

 

8.10 Números de oxidación

 

Números de oxidación : alias Estados de oxidación ; un número entero positivo o negativo asignado a un elemento en una molécula o ion sobre la base de un conjunto de reglas normales; hasta cierto punto refleja el carácter positivo o negativo de un átomo

 

Los números de oxidación NO corresponden a cargas reales en los átomos, EXCEPTO en el caso especial de sustancias iónicas simples

 

         

  1. La forma de oxidación de un elemento en su forma elemental es cero .
  2.      

  3. El número de oxidación de un ion monoatómico es el mismo que su carga. Por ejemplo, el número de oxidación de sodio en Na + es +1, y el de azufre en S 2 es –2
  4.      

  5. En los compuestos binarios (aquellos con dos elementos diferentes), al elemento con mayor electronegatividad se le asigna un número de oxidación negativa igual a su carga en compuestos iónicos simples del elemento. Por ejemplo, considere el estado de oxidación de Cl en PCl 3 . Cl es más electronegativo que P. En sus compuestos iónicos simples, Cl aparece como el ion Cl. Por lo tanto, en PCl 3 , a Cl se le asigna un número de oxidación de -1.
  6.      

  7. La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto eléctricamente neutro e igual a la carga general de las especies iónicas. Por ejemplo, PCl 3 es una molécula neutra. Por lo tanto, la suma del número de oxidación de los átomos de P y Cl debe ser igual a cero Debido a que el número de oxidación de cada Cl en este compuesto es –1 (regla 3), el número de oxidación de P debe ser +3.
  8.  

 

Los elementos del grupo 1A son +1, los elementos del grupo 2A son +2 y el aluminio es +3.

 

El elemento más electronegativo, F, siempre se encuentra en el estado de oxidación -1. El oxígeno generalmente está en el estado –2, sin embargo, puede ser –1 en los peróxidos.

 

El hidrógeno tiene un número de oxidación de +1 cuando está unido a un elemento más electronegativo (la mayoría de los no metales), y de -1 cuando está unido a elementos menos electronegativos (la mayoría de los metales)

 

Números de oxidación y nomenclatura

 

Primero se da el nombre del elemento menos electronegativo, seguido del nombre del elemento más electronegativo modificado para tener un –ide que termina

 

Los compuestos de metales en estados de oxidación más altos tienden a ser moleculares en lugar de iónicos