El enlace químico y geometrìa molecular (1).ppt

enlace quimico y geometría molecular

1. Tabla periódica
ordena los
elementos en
Nivel
energético
Electrones
último nivel
Propiedades periódicas
Radio atómico
Volumen
atómico
Electroafinidad
Potencial de
ionización
Períodos Grupos
Resumen de la clase anterior
Electronegatividad
según según
son

2. Aprendizajes esperados
•Reconocer la estructura de Lewis en los elementos de la tabla periódica.
•Identificar los diferentes tipos de enlace químico.
•Conocer las propiedades fisicoquímicas de los distintos tipos de
compuestos (iónicos, covalentes y metálicos).

3. 1. Enlace químico
2. Estructura de Lewis
3. Tipos de enlace

4. • Unión entre dos átomos o grupos de átomos.
• Se basa en la valencia del átomo, que corresponde a
los electrones situados en el último nivel de energía.
• Mediante esta unión se busca una estabilidad
energética basada en la regla del octeto o dueto.
Elemento Configuracióne
–
valencia Grupo
N 1s
2
2s
2
2p
3
Cl [Ne]3s
2
3p
5
Ca [Ar]4s
2
1. Enlace químico
5
7
2 IIA
VIIA
VA

5. 2. Estructura de Lewis
Los átomos se representan con su símbolo y alrededor de ellos se colocan los
electrones de valencia, representados mediante puntos o barras, según
corresponda.

6. 2.1 Regla del octeto
2. Estructura de Lewis
• Regla del octeto: los electrones se transfieren o se comparten de manera que
los átomos adquieren una configuración de gas noble:
Los átomos por
separado no
cumplen la regla
del octeto
Al formar
enlaces, cada
átomo queda con
8 electrones en
su capa de
valencia o 2, en
el caso del H.
Enlace simple
Enlace doble
Enlace triple

7. Determina la estructura de Lewis del SO
2
1. Se determina la configuración electrónica y los electrones de
valencia de cada elemento.
Elemento Configuración e
–
de valencia
Azufre (S) [Ne]3s
2
3p
4
6
Oxígeno (O) [He]2s
2
2p
4
6 x 2
Total 18
2. Se sitúa como átomo central el menos electronegativo (en este
caso, el S) y se distribuyen los electrones de manera que cada átomo
cumpla con la regla del octeto.
Actividades

8. 2.2 Excepciones
Muchos compuestos covalentes no cumplen la regla del octeto, ya sea
por déficit o por exceso de electrones.
2. Estructura de Lewis
Déficit de electrones
de valencia
Exceso de electrones
de valencia

9. 3.1 Enlace iónico
3. Tipos de enlace
•Involucra una TRANSFERENCIA de
electrones desde un átomo a otro.
•Diferencia de electronegatividad ≥ 1,7.
•Se forma de la unión entre elementos
de los grupos IA o IIA (metales) con
elementos de los grupos VIA o VIIA (no
metales).
Forman redes
cristalinas.
Conducen la
corriente eléctrica en
disolución acuosa y
fundidos.
•Son sólidos a 25 °C,
con puntos de fusión
y ebullición altos.
•Son malos
conductores
térmicos.
Compuestos iónicos

10. 3. Tipos de enlace
3.2 Enlace covalente
•Se forma por COMPARTICIÓN de uno o
más pares de electrones entre dos átomos,
adquiriendo ambos estructura electrónica
de gas noble.
•Diferencia de electronegatividad < 1,7.
•Se forma generalmente entre elementos no
metálicos.
En CNPT, pueden ser sólidos,
líquidos o gaseosos.
Son aislantes de la corriente
eléctrica y del calor.
Compuestos covalentes
Agua, H
2
O Amoniaco, NH
3 Metano, CH
4
Son solubles en disolventes
apolares.
Presentan bajos
puntos de ebullición y fusión.

11. 3.2 Enlace covalente
3. Tipos de enlace
Enlace covalente
Apolar Polar Coordinado o dativo
0   E.N.  1,7 E.N.  0
Uno de los dos átomos
aporta los 2 electrones.
..

12. Ejercitación Ejercicio 22
“guía del alumno”
B
Aplicación
Con respecto a los enlaces de los siguientes compuestos, es correcto señalar que
A) BF
3 tiene 6 pares de electrones enlazantes.
B) Cl
2
tiene 6 pares de electrones no enlazantes.
C) La molécula de NO
2
-
contiene un enlace dativo.
D) HCl presenta enlace iónico.
E) CCl
4 no cumple con la regla del octeto.

13. 3.3 Enlace metálico
3. Tipos de enlace
•Característico de los metales.
•Es un enlace fuerte, que se forma
entre elementos de la misma
especie, de electronegatividades
bajas y similares.
•Se forma una nube electrónica
con los electrones
deslocalizados.
Compuestos metálicos
La mayoría son sólidos a 25
°C (excepto el mercurio).
Son buenos conductores de la
electricidad y el calor.
Son dúctiles, maleables y
presentan un brillo
característico
Son, generalmente,
insolubles en cualquier
tipo de disolvente.
En general, tienen altos
puntos de fusión y ebullición.

14. 3. Tipos de enlace

15. Enlace químico
Enlace covalenteEnlace iónico
Transferencia de
electrones
Compartición de
electrones
Síntesis de la clase
Enlace metálico
Deslocalización de
electrones
Electrones de
valencia
Electrones de la
última capa
Octeto de
electrones
Grupo de la tabla
periódica
corresponden a se relaciona
con
para lograr estabilidad los
átomos deben completar
pueden lograrlo al formar
los tipos son
se forma por se forma por se caracteriza por

16. Enlace químico
Enlace covalenteEnlace iónico
Transferencia de
electrones
Compartición de
electrones
Resumen de la clase anterior
Enlace metálico
Deslocalización de
electrones
Electrones de
valencia
Electrones de la
última capa
Octeto de
electrones
Grupo de la tabla
periódica
corresponden a se relaciona
con
para lograr estabilidad los
átomos deben completar
pueden lograrlo al formar
los tipos son
se forma por se forma por se caracteriza por

17. Aprendizajes esperados
•Representar la estructura de Lewis en distintas moléculas.
•Determinar la geometría molecular de distintos compuestos químicos e
iones.

18. 1.Estructura de Lewis para distintas
moléculas
2.Geometría molecular

19. CO
2
1.1 Estructura de Lewis para distintas moléculas
1. Estructura de Lewis
Para dibujar la estructura de Lewis de un compuesto se siguen los pasos descritos
a continuación:
Paso 1: elegir el átomo central.
Este generalmente es el menos
electronegativo y nunca es
hidrógeno.
Átomo central
Paso 2: Contar los electrones de
valencia de cada átomo,
recordando incorporar las cargas si
se trata de un ion molecular.
6 electrones
de valencia
cada uno
4 electrones
de valencia
Total: 16 electrones de valencia

20. 1.1 Estructura de Lewis para distintas moléculas
1. Estructura de Lewis
Paso 3: Unir el átomo central con
los periféricos a través de un par
enlazante. Los electrones que
forman los enlaces se restan del
total.
Paso 4: Los electrones restantes se
sitúan como pares no enlazantes
para completar el octeto.
4 electrones enlazantes
12 electrones restantes
CO O
CO O
..
..
..
..
..
..

21. 1.1 Estructura de Lewis para distintas moléculas
1. Estructura de Lewis
Paso 5: Si algún átomo no cumple
con la regla del octeto, se
establecen enlaces múltiples.
CO O
..
..
..
..
..
..
Cumple con la
regla del octeto
No cumplen
con la regla
del octeto ..
CO O
....
..
Todos cumplen
con la regla del
octeto
Si existe más de una estructura de
Lewis válida, se debe agregar un sexto
paso…

22. Por ejemplo: realicemos la estructura de Lewis para el ion tiocianato (SCN
-
)
Actividad
Aplicando los pasos, podemos
obtener 3 estructuras válidas,
pero ¿cuál es la estructura de
Lewis más adecuada para el
ion tiocianato (SCN
-
)?
Paso 6: Asignar cargas formales (CF) a cada átomo. Esta corresponde a la carga
hipotética que tienen los átomos en la estructura de Lewis y se calcula como:
CF = n° e
–
valencia – (e
–
no enlazantes + 1⁄2 e
–
enlazantes)
Se prefiere la estructura
sin cargas, con la
mínima carga formal o
con el menor número
de átomos con carga
formal. Si debe tener
carga formal, se prefiere
que la carga negativa se
sitúe en el átomo más
electronegativo.

23. Ejercitación
La molécula diatómica del nitrógeno (N
2
), presenta
A) 1 par de electrones enlazantes y 3 pares no enlazantes.
B) 1 par de electrones enlazantes y 2 pares no enlazantes.
C) 2 pares de electrones enlazantes y 1 par no enlazante.
D) 3 pares de electrones enlazantes y 2 pares no enlazantes.
E) 4 pares de electrones enlazantes.

24. Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas:
1) Moléculas sin pares de
electrones libres en el átomo
central.
Pares de electrones enlazantes
mantienen equidistancia
2) Moléculas con pares de
electrones libres en el átomo
central.
Electrones libres repelen a
electrones enlazantes
2.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV)
2. Geometría molecular

25. 1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
Tipo de
molécula
Molécula Estructura de
Lewis
Pares
enlazantes
Distribución de los
pares enlazantes
Geometría de la molécula

26. 2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
Tipo de
molécul
a
AB
2E
AB
2
E
2
AB
3E
Tipo de
molécula
Molécula Estructura de
Lewis
Pares
enlazantes
Pares
libres
Distribución de los
pares electrónicos
Geometría de la molécula

27. Ejercitación
A
Aplicación
El ion nitrito (NO
2
-
) presenta una geometría molecular de tipo
A)angular.
B) lineal.
C) tetraédrica.
D) pirámide trigonal.
E) trigonal plana.

28. Determina estructura de Lewis y geometría molecular del CO
3
2–
Paso 1. C es menos electronegativo que O, por lo tanto C es el
átomo central.
Actividad
CO O
O
Paso 2. Cuenta los electrones de valencia, sumando los electrones
que dan la carga al ion.
Elemento Configuración e
–
de valencia
Carbono (C) [He]2s
2
2p
2
4
Oxígeno (O) [He]2s
2
2p
4
6 x 3
Total + 2 (cargas negativas) 24

29. ..
..
O
..
..
Paso 3. Dibuja enlaces sencillos entre los átomos de C y O y
completa los octetos.
Determina estructura de Lewis y geometría molecular del CO
3
2–
Actividad
CO O
¿Cumplen
los átomos
con la regla
del octeto?
¿Cuántos
electrones
de valencia
quedan?
....
..
..
..
2-
Paso 4. Basándote en la TRPECV, identifica la geometría de la
molécula.
¿Cuántos pares de
electrones libres y
enlazantes hay en el
átomo central?
Molécula de tipo AB
3

30. Ejercitación
¿Cuál es la geometría molecular del CO
2
?
Forma geométrica Ángulos de enlace
A) Lineal 180,0°
B) Angular 115,0°
C) Angular 109,5°
D) Triangular plana 120,0°
E) Piramidal 107,3°

31. Para la siguiente reacción:
NH
3 + HCl → NH
4Cl
La geometría en torno al átomo de nitrógeno cambia de

A) piramidal a tetraédrica.
B) angular a tetraédrica.
C) tetraédrica a piramidal.
D) angular a piramidal.
E) lineal a tetraédrica. A
Comprensión

32. Síntesis de la clase
Tipos de
moléculas
Geometría
molecular
Con pares de
electrones libres
en el átomo
central
Sin pares de
electrones libres
en el átomo
central
Estructura de
Lewis

33. Síntesis de la clase
¿De qué depende
en estos casos
que la molécula
adopte una forma
o la otra?