Enlace químico I:

Enlace químico I:�conceptos básicos

1. Enlace químico I:
conceptos básicos
Capítulo 9
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2. 9.1
Los electrones de valencia son los electrones del nivel
exterior de un átomo. Los electrones de valencia son
los electrones que participan en el enlce químico.
1A 1ns
1
2A 2ns
2
3A 3ns
2
np
1
4A 4ns
2
np
2
5A 5ns
2
np
3
6A 6ns
2
np
4
7A 7ns
2
np
5
Grupo # de valencia e
-
e
-
configuración

3. 9.1
Símbolos de puntos de Lewis

4. 9.2
Li+F Li
+
F-
El enlace iónico
1s
2
2s
1
1s
2
2s
2
2p
5
1s
21s
2
2s
2
2p
6
[He][Ne]
Li Li
+
+ e
-
e
-
+
F F-
F-
Li
+
+ Li
+
F-

5. 9.3
Energía reticular (E) aumenta
como Q aumenta y/o
como r disminuye.
cmpd Energía reticular
MgF
2
MgO
LiF
LiCl
2957
3938
1036
853
Q= +2,-1
Q= +2,-2
r F < r Cl
Energía electrostática (reticular)
E = k
Q
+
Q
-
r
Q
+
es la carga en el catión
Q
-
es la carga en el anión
r es la distancia entre los iones
Energía reticular (E) es la energía requerida para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus
iones gaseosos.

6. 9.3
Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares
DH
global
= DH
1
+ DH
2
+ DH
3
+ DH
4
+ DH
5
o ooooo
global

7. Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más
electrones son compartidos por dos átomos.
¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
F F+
7e
-
7e
-
FF
8e
-
8e
-
FF
F F
Estructura de Lewis del F
2
pares librespares libres
pares librespares libres
enlace covalente sencillo
enlace covalente sencillo
9.4

8. 8e
-
H HO+ + OHH OHHor
2e
-
2e
-
Estructura de Lewis del agua
Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
enlace covalente sencillo
OCO o OCO
8e
-
8e
-
8e
-
enlace doble
enlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
NN
8e
-
8e
-
NN
enlace triple
enlace triple
o
9.4

9. Tipo de
enlace
Longitud
de enlace
(pm)
C-C 154
C=C
133
CºC
120
C-N 143
C=N
138
CºN
116
Longitud de enlace covalente
Longitudes de enlace
Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo9.4

10. Comparación de compuestos covalentes y iónicos
9.4

11. H F FH
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace
covalente con mayor densidad del electrón alrededor
de uno de los dos átomos.
región rica
del electrón
región pobre
del electrón
e
-
rica e
-
pobre
d
+
d
-
9.5

12. Electronegatividad es la capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
Afinidad electrónica medible, Cl es más alta
Electronegatividad relativa, F es más alta
X
(g)
+ e
-
X
-
(g)
9.5

13. 9.5
Electronegatividad de los elementos comunes
Aumento de electronegatividad
A
u
m
e
n
t
o

d
e

e
le
c
t
r
o
n
e
g
a
t
iv
id
a
d

14. Covalente
comparte e
-
Covalente polar
transferencia parcial
de e
-
Iónico
transferencia e
-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia Tipo de enlace
0 Covalente
³ 2 Iónico
0 < y <2 Covalente polar
9.5

15. Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente
polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace
en H
2
S y los enlaces en H
2
NNH
2
.
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3Iónico
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4Covalente polar
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0Covalente
9.5

16. 1.Escriba la estructura fundamental del
compuesto mostrando qué átomos están unidos
entre sí. Ponga el elemento menos
electronegativo en el centro.
2.Cuente el número total de electrones de
valencia. Agregue 1 para cada carga negativa.
Reste 1 para cada carga positiva.
3.Complete un octeto para todos los átomos
excepto el hidrógeno.
4.Si la estructura contiene demasiados
electrones, forme enlaces dobles y triples en el
átomo central como necesite.
Escritura de las estructuras de Lewis
9.6

17. Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno
(NF
3
).
Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro
F N F
F
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s
2
2p
3
) y
F - 7 (2s
2
2p
5
)
5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete
los octetos en los átomos N y F.
Paso 4 - Verifique, ¿son # de e
-
en la estructura igual al número de e
-
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
9.6

18. Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO
3
2-
).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro
O C O
O
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s
2
2p
2
) y
O - 6 (2s
2
2p
4
) -2 carga – 2e
-

4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y complete
los octetos en los átomos C y O.
Paso 4 - Verifique, son # de e
-
en la estructura igual al número de e
-
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de
valencia
9.6
Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique #
de e
-
2 enlace sencillos (2x2)
= 41 enlace doble = 4
8 pares libres (8x2) = 16
Total = 24

19. 9.7
Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído
(CH
2
O)
HCOH
H
CO
H
La carga formal de un átomo es la diferencia entre el
número de electrones de valencia en un átomo aislado y el
número de electrones asignados a ese átomo en una
estructura de Lewis.
carga formal
en un átomo
en una
estructura de
Lewis
=
1
2
número total
de electrones
de enlace( )
número total de
electrones de
valencia en el
átomo libre
-
número total
de electrones
no enlazados
-
La suma de las cargas formales de los átomos en una
molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.

20. HCOH
C – 4 e
-
O – 6 e
-
2H – 2x1 e
-
12 e
-
2 enlace sencillo (2x2) =
41 enlace doble = 4
2 pares libres (2x2) = 4
Total = 12
carga formal
en C
= 4 -2 - ½ x 6 = -1
carga formal
en O
= 6 -2 - ½ x 6 = +1
carga formal
en un átomo
en una
estructura de
Lewis
=
1
2
número total
de electrones
de enlace( )
número total
de electrones
de valencia en
el átomo libre
-
número total
de electrones
no enlazados
-
-1+1
9.7

21. C – 4 e
-
O – 6 e
-
2H – 2x1 e
-
12 e
-
2 enlace sencillo (2x2) =
41 enlace doble = 4
2 pares libres (2x2) = 4
Total = 12
H
CO
H
carga formal
en C
= 4 -0 - ½ x 8 = 0
carga formal
en O
= 6 -4 - ½ x 4 = 0
carga formal
en un átomo
en una
estructura de
Lewis
=
1
2
número total
de electrones
de enlace( )
número total
de electrones
de valencia en
el átomo libre
-
número total
de electrones
no enlazados
-
00
9.7

22. Carga formal y estructura de Lewis
9.7
1.Para las moléculas neutras, una estructura de Lewis en
que no hay cargas formales es preferible a una en que
las cargas formales están presentes.
2.La estructura de Lewis con cargas formales grandes es
menos probable que aquéllas con cargas formales
pequeñas.
3.Entre las estructuras de Lewis que tienen distribuciones
similares de cargas formales, la estructura más probable
es la que las cargas formales negativas se ponen en los
átomos más electronegativos.
¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para CH
2
O?
HCOH
-1+1
H
CO
H
00

23. Una estructura de resonancia es una de dos o más
estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede
representar exactamente con una sola estructura de Lewis.
OOO
+ -
OOO
+-
O C O
O
- -
O C O
O
-
-
OCO
O
-
-
9.8
¿Cuáles son las estructuras de resonancia
del ion carbonato (CO
3
2
-)?

24. Excepciones a la regla del octeto
El octeto incompleto
H HBe
Be – 2e
-
2H – 2x1e
-
4e
-
BeH
2
BF
3
B – 3e
-
3F – 3x7e
-
24e
-
F B F
F
3 enlace sencillo (3x2) = 6
9 pares libres (9x2) = 18
Total = 24
9.9

25. Excepciones a la regla del octeto
Moléculas con electrón impar
N – 5e
-
O – 6e
-
11e
-
NO N O
El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2)
SF
6
S – 6e
-
6F – 42e
-
48e
-
S
F
F
F
F
F
F
6 enlace sencillo (6x2) = 12
18 pares libres (18x2) = 36
Total = 48
9.9

26. El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace
particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de
enlace.
H
2 (g)
H
(g)
+H
(g)
DH
0
= 436.4 kJ
Cl
2 (g)
Cl
(g)
+Cl
(g)
DH
0
= 242.7 kJ
HCl
(g)
H
(g)
+Cl
(g)
DH
0
= 431.9 kJ
O
2 (g)
O
(g)
+O
(g)
DH
0
= 498.7 kJO O
N
2 (g)
N
(g)
+N
(g)
DH
0
= 941.4 kJNN
Energía de enlace
Energías de enlace
Enlace sencillo < Doble enlace < Triple enlace
9.10

27. Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas
H
2
O
(g)
H
(g)
+OH
(g)
DH
0
= 502 kJ
OH
(g)
H
(g)
+O
(g)
DH
0
= 427 kJ
energía de enlace promedio OH =
502 + 427
2
= 464 kJ
9.10

28. Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción
DH
0
= energía total proporcionada – energía total liberada
= SBE(reactivos) – SBE(productos)
Imagine que la reacción procede rompiendo todos los
enlaces en los reactivos y entonces se usan los átomos
gaseosos para formar todos los enlaces en los productos.
9.10
E
n
e
r
g
í
a
E
n
e
r
g
í
a
Átomos Átomos
Moléculas
de producto
Moléculas
de producto
Moléculas
de reactivo
Moléculas
de reactivo
SBE(reactivos)
SBE(reactivos)
SBE(productos)
SBE(productos)

29. Use la energía de enlaces para calcular el cambio de
entalpía para:
DH
0
= SBE(reactivos) – SBE(productos)
Tipo de
enlaces que
se rompen
Número de
enlaces que
se rompen
Energía de
enlace
(kJ/mol)
Cambio de
energía (kJ)
H H 1 436.4 436.4
F F
1 156.9 156.9
Tipo de
enlaces
formados
Número de
enlaces
formados
Energía de
enlace
(kJ/mol)
Cambio de
energía(kJ)
H F 2 568.2 1136.4
DH
0
= 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ
9.10
H
2 (g)
+ F
2 (g)
2HF
(g)