QUI 012
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Contenidos
Estructura Electrónica de los átomos Números Cuánticos Orbitales Configuración Electrónica Carga Nuclear Efectiva Propiedades Atómicas Radio Atómico Energía de Ionización Afinidad Electrónica Electronegatividad Carácter Iónico, Covalente y Metálico Geometría Molecular
Sólidos y Líquidos, Interacciones Intermoleculares Fuerzas Intermoleculares Viscosidad Tensión Superficial Capilaridad Sólidos y Líquidos, Presión de Vapor Diagramas de Fase Sólidos: relación entre las propiedades, estructura y enlaces Celdas Unitarias Sólidos Cristalinos Energía Reticular Ciclo de Born-Haber Compuestos de Coordinación Nomenclatura de Compuestos de Coordinación Formación de Complejos y Precipitados Teoría de Campo de Valencia
Sólidos y Líquidos, Interacciones Intermoleculares Fuerzas Intermoleculares Viscosidad Tensión Superficial Capilaridad Sólidos y Líquidos, Presión de Vapor Diagramas de Fase Sólidos: relación entre las propiedades, estructura y enlaces Celdas Unitarias Sólidos Cristalinos Energía Reticular Ciclo de Born-Haber Compuestos de Coordinación Nomenclatura de Compuestos de Coordinación Formación de Complejos y Precipitados Teoría de Campo de Valencia
QUÍM QU ÍMIC ICA A DE MATE MA TERI RIA A L ES QUI 012
QUI 022
Prof. ro f. Ma Mario ri o Olli ll i no O.
Lista de Contenidos Elementos y Compuestos Tabla Periódica Enlace Químico Materiales Modernos Química de no - metales Química compuestos de coordinación Metales y metalurgia
Preparado por Alejandro Jeria V.
Estructura electr ó nica de los átomos
Principio de incertidumbre Las leyes físicas del mundo macroscópico no son válidas a escala microscópica: 1. La energía de sistemas “micro” (electrones, átomos, moléculas) sólo puede tener algunos valores permitidos (cuantización de la energía) 2. Cualquier medición que se haga sobre sistemas “micro” altera su condición original previa a la medición
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Principio de incertidumbre El principio de incertidumbre de Heisenberg plantea que es imposible medir de manera simultánea y exacta ciertos pares de magnitudes físicas, como la posición y energía de un electrón En consecuencia, en la mecánica cuántica de sistemas “micro” se calculan probabilidades de encontrar un electrón en un punto del espacio a cierta distancia del núcleo
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Ecuaci ó n de onda y n ú meros cu ánticos Erwin Schrödinger en 1925 plantea que las partículas microscópicas no responden la mecánica clásica y su comportamiento se describe matemáticamente con una función de onda cuyo valor depende de las coordenadas de posición de dichas partículas Schrödinger soluciona esta ecuación para el átomo de H y calcula los valores posibles de energía Al resolver la ecuación de ondas para el átomo de H se obtienen los valores de energía que puede tener el e, caracterizados por funciones llamadas orbitales
Los orbitales se definen por sus números cuánticos Preparado por Alejandro Jeria V.
Ecuaci ó n de onda y n ú meros cu ánticos Números cuánticos y sus posibles valores n : número cuántico principal 1, 2, 3, 4, 5, ... l : número cuántico secundario 0, 1, 2, 3, 4, ...(n - 1) m l : número cuántico magnético orbital -l, ...-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, ... l, m s : número cuántico magnético de espín -1/2 + 1/2 Preparado por Alejandro Jeria V.
Nú meros cu ánticos y orbitales Si 2 e- en un átomo tienen igual valor de m s se dice que sus espines son paralelos . En caso contrario son antiparalelos Los orbitales se nombran escribiendo un número (que corresponde a n ) seguido de una letra (que corresponde a l ) y un subíndice (un número o letra que señala a m l ) La energía de un e- en un orbital sólo depende de los valores de n y l
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Nú meros cu ánticos y orbitales Capa electrónica es un grupo de orbitales con el mismo valor de n Ejemplo: Todos los orbitales con n =3 están en la 3a capa Subcapa es uno o más orbitales con el mismo conjunto de valores para n y l Ejemplo: Todos los orbitales con n =3 y l =1 se designan orbitales 3p y se dice que están en la subcapa 3p
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Nú meros cu ánticos y orbitales 1. Cada capa está dividida en un No de subcapas igual a n 2. Cada subcapa está subdividida en orbitales: Cada subcapa s consta de 1 orbital Cada subcapa p consta de 3 orbitales Cada subcapa d consta de 5 orbitales Cada subcapa f consta de 7 orbitales Estado basal corresponde a la ocupancia de een los orbitales de menor energía disponibles Estado excitado significa que algún e- está en cualquier otro orbital Preparado por Alejandro Jeria V.
Ocupancia de orbitales
Los e- ocupan los orbitales según 3 principios:
Principio Aufbau . Establece que la ocupación de los orbitales se realiza ubicando progresivamente los e- en orbitales de menor a mayor energía Principio de exclusión de Pauli. Prohíbe que en un sistema haya 2 e- con los mismos 4 números cuánticos Regla de Hund . Como los e- se repelen, nunca se ubica un par en un orbital si hay orbitales vacíos de la misma energía disponibles
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Energ ías relativas de orbitales La energía de un e- en un orbital sólo depende de los valores de n y l El orden de llenado de los orbitales generalmente es: 2s 2p 3s 3p 4s 3d 1s
4p
5s
4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f..... Se aprecian algunas irregularidades en los orbitales d y f (elementos de transición tienen sus últimos e- en estos orbitales) Preparado por Alejandro Jeria V.
Energ ías relativas de orbitales 1s 2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s
7p
7d
8s
8p
9s Preparado por Alejandro Jeria V.
5g
Configuraci ó n electr ó nica de algunos elementos H He Li Be B C N
Z 1 2 3 4 5 6 7
Configuración 1s 1 1s 2 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 Preparado por Alejandro Jeria V.
Configuraci ó n electr ó nica de algunos elementos O F Ne Na Cl Ar
Z 8 9 10 11 17 18
Configuración 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Preparado por Alejandro Jeria V.
Configuraci ó n electr ó nica de algunos elementos Sc Mn Fe Zn Ga Br
Z 21 25 26 30 31 35
Configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
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Configuraci ó n electr ó nica de algunos elementos
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Orbitales atómicos tipo s y tipo p 1s
2s pz 3s Representación de los orbitales 1s, 2s,3s
Distribución de densidad electrónica de un orbital 2p
px Representación de los 3 orbitales p: p x , p y, p z
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py
Orbitales atómicos tipo d
d yz
d xy
d xz
d x 2 - y2
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d z2
Orbitales atómicos
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Orbitales atómicos
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Configuraci ó n electr ó nica de algunos elementos Ejemplo 1. Identificar los elementos cuyo
último e tiene la siguiente configuración electrónica: -
(i) ...2s1 (ii) ...2p6
(iii) ...4p3
(iv) ...4d6
Ejemplo 2. Identificar los elementos cuyo
último e tiene los siguientes conjuntos de números cuánticos -
(i) n=7,l=0,ml=0,ms=1/2; (ii) n=3,l=2,ml=0,ms=-1/2 Preparado por Alejandro Jeria V.
Algunas irregularidades en la configuraci ó n electr ó nica Existe una estabilidad especial de los orbitales semillenos o llenos tipo ns (n-1) d en la primera serie de transición En consecuencia, al llenar el conjunto de orbitales 3d desde 21Sc hasta 30Zn se aprecian algunas irregularidades La evidencia experimental indica que las configuraciones de Cr y Cu son diferentes a la predichas según el principio Aufbau Preparado por Alejandro Jeria V.
Algunas irregularidades en la configuraci ó n electr ó nica Configuraciones experimentales 22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 = [Ar] 3d 5 4s 1 Cr 1s 24 29Cu
1s 22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 = [Ar] 3d 104s 1 Esta excepción no ocurre por ejemplo en 32Ge o 14Si donde se podría pensar en configuraciones del tipo s 1p 3 debido a la gran diferencia de energía entre los orbitales ns y np ( en cambio las energías de los orbitales 4s y 3d son muy parecidas) Preparado por Alejandro Jeria V.
Configuraci ó n electr ó nica y tabla peri ó dica Configuración electrónica es el arreglo de los e- en los orbitales de un átomo Un elemento de No atómico Z Período . pertenece al período n , si al escribir su configuración electrónica no aparece n+1 Grupo de un elemento representativo está dado por el No de e- que tiene en su capa n más externa (n que definió el período )
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Configuraci ó n electr ó nica y tabla peri ó dica
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Carga nuclear efectiva
Carga nuclear efectiva (Zef ) es la carga positiva neta que atrae un electrón dado Se calcula como el No de protones en el núcleo, Z, menos el número promedio de e- ,valor denominado como S, que haya entre el núcleo y el e- en estudio: Zef = Z - S Efecto pantalla: la carga positiva experimentada por los e- de las capas externas siempre es menor que Z, ya que los e- de capas internas neutralizan parcialmente la carga positiva del núcleo Preparado por Alejandro Jeria V.
Carga nuclear efectiva El grado en que un e- reciba el efecto pantalla de los otros e- depende de su distribución electrónica a medida que se aleja del núcleo Para un valor dado de n esta distribución electrónica difiere para cada valor de l Ejemplo : Orbitales con n = 3. Un e- en orbital 3s parece estar más cerca del núcleo que un een orbital 3p , y éste tiene mayor probabilidad de estar cerca del núcleo que un e- en orbital 3d
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Carga nuclear efectiva Luego, los otros e- en el átomo (1s, 2s y 2p ) protegen a los e- 3s menos y a los e 3d más efectivamente Así, los e 3s experimentan una Zef mayor que los e- 3p , los cuales experimentan una Zef mayor que los e- 3d En general: en un átomo de muchos electrones, para un valor dado de n , Zef disminuye al incrementarse el valor de l
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Energ ía de los lo s orb o rbitita ales les y carg carga a nucl nu cle ear efe efect ctiv iva a La energía de un e- depende de Zef en una expresión del tipo: En = - R (Zef 2 / n 2 ) Si Zef > para e- 3s , éstos tienen < energía que los e- 3p , y éstos, < energía que los e- 3d En g en er al : en un átomo de muchos e-, para un valor dado de n , la energía de un orbital se incrementa con el valor creciente de l Orbitales degenerados : son todos los orbitales de una subcapa dada (tienen igual energía)
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Car g a n ucl uc l ear ef ec ttitiv iva
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Ejemp jemplo loss de d e c álculo lcu lo de c ar g a n ucl uc u cl ear eeff ec t i v a (Zef )
Ejemplo jempl o 1. Calcular Zef sobre un electrón de valencia de: (i) N, Z(N) = 7; (i i ) P, Z(P) = 15; (iii) As, Z(As) = 33 Solución (i) N. Según reglas regl as de Slater Slater se plantea el orden: (1s)2(2s (2s , 2p 2p )5.....(3s, 3p)(3d)(4s, 4p)(4d)(4f)(5s,5p) La carga carga nuclea nuclearr +7 está parcialmen parcialmente te apantall apantallada ada por los 2 e- internos Los e- de valencia valencia también también se “auto-a “auto-apanta pantallan” llan” algo
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Ejemplos de c álculo de carga nuclear efectiva (Zef ) S = (2 x 0,85)1s + (4 x 0,35)2s,2p = 1,7 + 1,4 = 3,10 Zef = Z - S = 7 - 3,10 = 3,9 El resultado es que Zef es más próxima a +4 que +5
(ii) P. Según reglas de Slater se plantea el orden: (1s)2(2s, 2p)8(3s, 3p)5.....(3d)(4s, 4p)(4d)(4f)(5s,5p) S = (2 x 1,0)1s + (8 x 0,85)2s,2p + (4 x 0,35) 3s,3p S = 2,0 + 6,8 + 1,4 = 10,2 Zef = Z - S = 15 - 10,2 = 4,8 (en vez de +5) Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos de c álculo de carga nuclear efectiva (Zef ) (iii) As. Según reglas de Slater se plantea el orden: (1s)2(2s, 2p)8(3s, 3p)8(3d)10(4s, 4p)5.....(4d)(4f)(5s,5p) S
= (2 x 1,0)1s + (8 x 1)2s,2p + (8 x 1) 3s,3p + + (10 x 0,85)3d + (4 x 0,35) 4s,4p
S = 2,0 + 8 + 8 + 8,5 + 1,4 = 27,9 Zef = Z - S = 33 - 27,9 = 5,1 (en vez de +5)
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Ejemplos de c álculo de carga nuclear efectiva (Zef )
Ejemplo 2. Calcular Zef sobre un electrón de valencia de del zinc ( Z(Zn) = 30 ) Solución (1s)2(2s, 2p)8(3s, 3p)8(3d)10(4s, 4p)2.....(4d)(4f)(5s,5p) S
= (2 x 1,0)1s + (8 x 1)2s,2p + (8 x 1) 3s,3p + + (10 x 0,85)3d + (1 x 0,35) 4s,4p
S = 2,0 + 8 + 8 + 8,5 + 0,35 = 26,85 Zef = Z - S = 30 - 26,85 = 3,15 (en vez de +2) Preparado por Alejandro Jeria V.
Propiedades at ó micas
Propiedades at ó micas Existen varias propiedades que dependen de la configuración electrónica de los átomos Consideraremos 5 propiedades importantes para entender el comportamiento químico:
1. tamaño atómico 2. energía de ionización 3. afinidad electrónica 4. electronegatividad 5. carácter metálico
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Tamañ os at ó micos El tamaño de los átomos aislados es una propiedad difícil de asignar graficar la distribución de densidad Al electrónica de un átomo en función de la distancia respecto del núcleo se ve que ésta pasa por un máximo(s) y luego decrece lentamente, aproximándose a cero a grandes distancias Es decir, no tiene sentido hablar de un radio bien definido para un átomo aislado
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Tamañ os at ó micos Se usa información de átomos participando en enlaces químicos Se consideran dos átomos enlazados como esferas que apenas se tocan tangencialmente. Se define radio atómico como el radio de una esfera que tiene las longitudes de enlace observadas
Ejemplos : enlaces Br -Br Preparado por Alejandro Jeria V.
y
C-C
Tamañ os at ó micos
Enlace Br-Br : La distancia Br-Br en el Br 2 es 2,286 [Å] (228,6 [pm]) 1 [Å] = 10-10 [m] 1[pm] = 10-12 [m] Se considera que la distancia entre los centros de los dos átomos de Br es igual a 2 radios atómicos (r) Se asigna un r(Br) = 1,14 [Å] Enlace C-C: En los compuestos que tienen enlaces CC, esta distancia es app 1,54 [ Ǻ] Luego, se asigna un r(C) = 0,77 [Å] Preparado por Alejandro Jeria V.
Tamañ os at ó micos Ejemplo 1. ¿Qué distancia debiese existir entre los centros atómicos en un enlace C-Br ? Usando los valores asignados de r(Br) y r(C) se llegaría a : 1,14 + 0,77 = 1,91 [Å] En realidad, los enlaces C-Br en varios compuestos tienen una longitud cercana a este valor Ejemplo 2. ¿Qué distancia debiese existir entre los centros atómicos en un enlace Rb-Cl ? Usando valores tabulados de r(Rb) y r(Cl) se calcula: 2,16 + 0,99 = 3,15 [Å]
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Tendencias peri ó dicas en tamañ os at ó micos Tendencias 1. El r atómico aumenta al bajar por un grupo 2. El r atómico disminuye al ir a la derecha de un período Estas tendencias son resultado de 2 factores que determinan el tamaño del orbital más externo: a. Valor del número cuántico principal: al aumentar también aumenta el tamaño del orbital b. Carga nuclear efectiva que actúa sobre sus electrones: al aumentar esta carga se reduce el tamaño
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Variaci ó n de tamañ o a trav és de un per íodo
El r atómico disminuye al ir a la derecha de un período
Al recorrer hacia la derecha un período dado , se mantiene constante el No de e-internos mientras que la carga nuclear crece Los e- que se adicionan para balancear el > Z no pueden protegerse mutuamente, y la carga nuclear efectiva crece continuamente mientras el número cuántico principal permanece constante Preparado por Alejandro Jeria V.
Variaci ó n de tamañ o a trav és de un grupo
El r atómico aumenta al bajar por un grupo
Al bajar por una columna dada, la carga nuclear efectiva permanece app constante, mientras que el número cuántico principal se incrementa Al crecer el número cuántico principal también crece el tamaño del orbital, y en consecuencia, aumenta el r atómico Preparado por Alejandro Jeria V.
Tendencias peri ó dicas en tamañ os at ó micos
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Radios i ó nicos Cuando un átomo metálico pierde e- se observa una importante reducción de tamaño : 1. Generalmente se pierden los e- de la última capa de modo que el catión queda con una capa menos 2. Además, el catión tiene un exceso de carga positiva y el núcleo sujeta con mayor fuerza a los e
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Radios i ó nicos Cuando un átomo no-metálico gana esólo se aprecia un leve incremento de tamaño 1. El número de capas electrónicas del anión es idéntico al átomo neutro 2. No obstante, el anión tiene ahora un pequeño exceso de carga negativa
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Radios i ó nicos
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Energ ía de ionizaci ó n (EI)
Energía o potencial de ionización (EI) es la energía requerida para remover un e- de un átomo o ión, aislado y gaseoso Primera energía de ionización (EI1) para el elemento X es la energía necesaria para remover un primer electrón según: X(g) + EI1 X(g)+ + eSegunda energía de ionización (EI2) es la energía necesaria para remover un segundo electrón según: X(g)+ + EI2 X(g)+2 + ePreparado por Alejandro Jeria V.
Energ ía de ionizaci ó n (EI)
Existen valores tabulados para los sucesivos valores de EIn (n = 1, 2, 3..) de los distintos átomos A > EI se tiene una > unión del e- con el átomo o ión Siempre se da que EIn +1 > EIn Además, para cada elemento se observa un gran incremento en EI después de haber removido los enecesarios para llegar a configuración de gas noble
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Tendencias peri ó dicas en energ ías de ionizaci ó n
Dentro de cada período , EI1 aumenta con el Z creciente: los metales alcalinos tienen la menor EI del período, y los gases nobles la mayor Dentro de cada grupo , EI disminuye con Z creciente. Así, se requiere menos energía para quitar un e- de un átomo de K que de Li La energía necesaria para remover un edesde la capa externa depende de: 1. carga nuclear efectiva 2. distancia promedio del e- desde el núcleo Preparado por Alejandro Jeria V.
Tendencias peri ó dicas en energ ías de ionizaci ó n
La atracción entre el núcleo de un átomo y un e- aumenta por: 1. aumento de carga nuclear efectiva 2. disminución de la distancia al núcleo
Casos de irregularidades en un período dado EI1 (B) < EI1 (Be) debido a que los e- en el orbital lleno 2s son más efectivos para apantallar a los e- 2p que a sí mismos EI1 (O) < EI1 (N) se debe a la repulsión de los e- apareados en p 4 (según regla de Hund , cada e- en p 3 ocupa un orbital diferente) Preparado por Alejandro Jeria V.
Energ ías de ionizaci ó n del grupo IA Li Na K Rb Cs
EI1 [MJ/mol] 0,52 0,50 0,42 0,40 0,38
EI2 [MJ/mol] 7,30 4,56 3,10 2,63 2,23
Se nota que es fácil sacar un primer e- (bajo valor de EI1) y muy difícil quitar un segundo e(alto valor de EI2) Preparado por Alejandro Jeria V.
Energ ías de ionizaci ó n del grupo VIIA F Cl Br I
EI1 [MJ/mol] 1,68 1,25 1,14 1,00
EI2 [MJ/mol] 3,37 2,30 2,10 1,85
Se nota que es difícil sacar un primer e(alto valor de EI1) y más difícil aún quitar un segundo e- (mayor valor de EI2) Preparado por Alejandro Jeria V.
Tendencias peri ó dicas en energ ías de ionizaci ó n
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Tendencias peri ó dicas en energ ías de ionizaci ó n
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Afinidad electr ó nica (AE) Es el cambio de energía asociado cuando un átomo gaseoso o ión gana un electrón
Este proceso se representa para un átomo neutro según: X(g) + eX(g)-
Para la mayor parte de los átomos neutros y para los cationes se desprende energía al ganar un e- ( AE es < 0)
A > atracción entre los átomos y los e- adicionados, más negativa es AE
En cambio, para los aniones y algunos átomos neutros se debe entregar energía para forzar un e- dentro de la configuración ( AE es > 0)
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Afinidades electrónicas [KJ/mol] P
1A
1
H -73 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Cs -45
2 3 4 5 6
2A
Be 241 Mg 231 Ca 156 Sr 119 Ba 52
3A
4A
5A
B C N -27 -122 0 Al Si P -44 -134 -72 Ga Ge As -30 -120 -77 In Sn Sb -30 -121 -101 Tl Pb Bi -30 -110 -110 Preparado por Alejandro Jeria V.
6A
O -141 S -200 Se -195 Te -190 Po -180
7A
8A
F -328 Cl -349 Br -325 I -295 At -270
He 21 Ne 29 Ar 35 Kr 39 Xe 40 Rn 40
Tendencias peri ó dicas en afinidades electr ó nicas
La AE es una propiedad muy difícil de medir, y sólo en pocos casos se ha determinado experimentalmente
En general, al moverse hacia la derecha a través de un período , las AE se hacen más negativas
En general, al moverse hacia abajo a través de un grupo , las AE no cambian en forma apreciable, aunque tienden a hacerse menos negativas
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Afinidades electr ó nicas de grupos IA y VIIA AE [MJ/mol] Li -59,8 -52,0 Na -45,0 K -33,0 Rb
AE [MJ/mol] F -315 Cl -343 -325 Br -296 I
Se nota que hay algunas irregularidades provenientes de la dificultad para asignar estos valores Preparado por Alejandro Jeria V.
Afinidad electr ó nica (AE)
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Electronegatividad ( Electronegatividad es una medida numérica de la fuerza con que un átomo atrae los e- compartidos en enlaces covalentes con otros átomos Se usa la tabla adimensional de Linus Pauling para asignar valores de electronegatividad A > X se tiene una > capacidad para atraer e compartidos F es el elemento más electronegativo ( XF = 3,98 ) Cs y Fr son los elementos menos electronegativos XFr =0,7) (XCs =0,79 y Como primera aproximación, se considera que: átomos con X < 1,8 son metales átomos con X > 1,8 son no - metales
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Escala de electronegatividades P
1A
1
H 2,1 Li 1,0 Na 1,0 K 0,9 Rb 0,8 Cs 0,7
2 3 4 5 6
2A
3A
4A
5A
6A
7A
8A He
Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ba 1,0
B C N 2,0 2,5 3,0 Al Si P 1,5 1,8 2,1 Ga Ge As 1,7 1,9 2,1 In Sn Sb 1,6 1,8 1,9 Tl Pb Bi 1,6 1,8 Preparado por1,7 Alejandro Jeria V.
O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 1,9
F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,5 At 2,1
Ne Ar Kr Xe Rn
Enlace polar y no -polar
Enlace covalente puro o enlace nopolar . Se da en moléculas diatómicas homonucleares, como H2, Cl2, y Br 2: las electronegatividades son idénticas y el par de electrones es perfectamente compartido
Enlace polar. Si las electronegatividades difieren, la compartición es desigual. Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace polar de HCl
Enlace presente en molécula heteronuclear HCl
Las electronegatividades de H y Cl son 2,1 y 3,0
Cl atrae con mayor fuerza que H el par de electrones
Cl adquiere una carga < 0 e H una carga > 0
Estas cargas o polos , se indican con la letra y corresponden a sólo una fracción de la carga de un electrón , dado que éste no es completamente transferido Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace polar y no -polar
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Car ácter i ó nico y covalente de un enlace
Ejemplo 1. Estimar el carácter iónico y covalente en CsF Solución La máxima diferencia posible de electronegatividad se da entre F y Cs y es 4,0 - 0,7 = 3,3 Esta máxima diferencia corresponde a un enlace 100% iónico: se produce la total transferencia del electrón desde el átomo metálico de Cs al átomo no-metálico de F generando el compuesto iónico [Cs +] [F-]
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Car ácter i ó nico y covalente de un enlace
Ejemplo 2. Estimar el carácter iónico y covalente en H2 Solución En este caso, como en el de todas las moléculas diatómicas homonucleares, la diferencia de electronegatividad es = 0 Esta situación se asocia a un enlace 100% covalente, con perfecta compartición del par de electrones Preparado por Alejandro Jeria V.
Car ácter i ó nico y covalente de un enlace
Ejemplo 3. Estimar el carácter iónico y covalente en HCl Solución Diferencia electronegatividad = 3,0 - 2,1 = 0,9 Porcentaje carácter iónico (0,9/3,3) 100 = 27,3% Porcentaje carácter covalente es 100 - 27,3 = 72,7%. Este enlace covalente tiene cierto carácter polar Preparado por Alejandro Jeria V.
Car ácter met álico Metales
Tienden a perder electrones cuando participan de una reacción química Son app. un 75% de los elementos Están situados en las secciones media e izquierda de la tabla periódica
No metales
Tienden a ganar electrones Se localizan en la esquina superior derecha de la tabla
Semimetales
Tienen propiedades intermedias y se localizan entre los metales y los no-metales Preparado por Alejandro Jeria V.
Tendencias en el car ácter met álico
El carácter metálico es más evidente para elementos del extremo izquierdo de la tabla periódica y tiende a disminuir al moverse a la derecha a través de cualquier período El carácter metálico crece al bajar a través de cualquier grupo representativo Esta regla no se observa en los metales de transición donde los metales de la 1a serie son más activos que los de la 2a y 3a series (Ej. Fe es más activo que Ru y Os )
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o s c i o i n d ó a i r e s o o l i c e l d á t n e ó i m , c e a t r n a e p l a m v o o C c
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Geometria Molecular
Combinación de los elementos Los átomos interactúan con otros átomos para estabilizar su último nivel de energía electrónica (capa más externa, o capa de valencia) Tratan de obtener 8 electrones en su capa de valencia, y “parecerse” al gas noble más cercano en el Sistema Periódico Los átomos alcanzan esta estabilidad mediante procesos de pérdida, ganancia o compartición de sus respectivos electrones de valencia los átomos se combinan químicamente Así generando moléculas de compuestos .
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Principales tipos de enlace químico
Las diferentes interacciones electrónicas de los átomos al combinarse originan los siguientes tipos de enlaces químicos: enlace iónico: sales y óxidos metálicos enlace covalente: agua, metano, azúcar, hidrocarburos y plásticos enlace metálico: metales y aleaciones Preparado por Alejandro Jeria V.
Estructuras electrónicas de Lewis
Los diagramas electrónicos de Lewis son un concepto muy útil e importante de la química.
El símbolo del elemento representa el núcleo y todos sus electrones excepto los de valencia, que se denotan con puntos
Ejemplos Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace iónico
Se produce por la transferencia de electrones desde un átomo metálico a un átomo no-metálico
Se generan iones opuestamente cargados que se atraen fuertemente.
Ejemplo : formación de enlace iónico en NaCl Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos de enlace iónico
Determinar el producto de la reacción entre átomos de: a. potasio y cloro
b. calcio
y
oxígeno
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Ejemplos de enlace iónico
Determinar el producto de la reacción entre átomos de :a. sodio y nitrógeno
b. aluminio
y
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oxígeno
Enlace covalente A través de esta compartición ambos átomos obtienen una configuración tipo gas noble (un octeto de valencia)
Para moléculas poliatómicas la teoría del octeto plantea que cada átomo del compuesto completa ocho electrones de valencia, compartiendo electrones con los otros átomos con que está enlazado Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace covalente Caso especial : molécula H2 cada átomo completa sólo dos electrones en su capa de valencia, alcanzando así la estructura del gas noble He (Z = 2)
Formación de H2 usando diagramas de Lewis
H• + •H H••H La molécula de H2 se escribe H — H Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos de Enlace covalente
Dos átomos de Cl simultáneamente configuración conquistan una electrónica de valencia tipo Ar compartiendo un par de electrones entre ellos
Esto se representa según
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Enlace covalente: Formación de Cl 2
Se destaca que cada átomo de cloro tiene 8 electrones en su capa de valencia.
El par compartido de electrones es el “pegamento” que mantiene unidos los dos átomos de Cl como una molécula Cl 2 Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace covalente: Molécula de Cl 2
La molécula Cl 2 también puede representarse por
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Diagramas de Lewis H2O
NH3
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Resonancia
Resonancia: para algunas especies (moléculas e iones) se puede escribir más de una estructura de Lewis
Ejemplo: ión nitrito NO2-
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Híbrido de resonancia
Las fórmulas resonantes pueden visualizarse con un híbrido de resonancia que es el promedio de las estructuras posibles: cada enlace NO es el promedio de un enlace simple y otro doble, o sea un orden de enlace equivalente a 1,5
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Estructuras resonantes de NO3
Ejemplo de resonancia : ión nitrato
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Estructuras resonantes
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Reglas para escribir estructuras de Lewis
Se considera especie con carga eléctrica neta z con n 1 átomos diferentes al H y con n 2 átomos de H
i.Plantear el esqueleto de la molécul a o ión , identificando que átomos se conectan entre sí ii.Calcular V= el número electrones de valencia Preparado por Alejandro Jeria V.
total
de
Reglas para escribir estructuras de Lewis iii. Calcular N = el número de electrones compartidos según la expresión N = (8n 1 + 2n 2) - (V - z) iv. Calcular N/2 = número de enlaces covalentes en la estructura
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Ejemplos de estructuras de Lewis
Ejemplo : Escribir las estructuras de Lewis para O2 V = 6 + 6 = 12 ; N = 8(2) + 2(0) - (12 - 0) = 4 N/2 = 2 ; enlace doble entre los átomos de O
Ejemplo : Escribir las estructuras de Lewis para N2 V = 5 + 5 = 10; N = 8(2) + 2(0) - (10 - 0) = 6; N/2 = 3; enlace triple en la molécula de N2
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Enlaces simples, dobles y triples Enlace N N N C C C
N N N C C C
Longitud enlace [pm] 145 125 113 154 134 120 Preparado por Alejandro Jeria V.
Energía enlace [Kcal/mol] 38 100 226 83 147 194
Electronegatividad Se usan la tabla de valores (adimensionales) de electronegatividad de Linus Pauling Electronegatividad es una medida numérica de la fuerza con que un átomo atrae los electrones compartidos en enlaces covalentes con otros átomos
Un mayor valor de electronegatividad indica más capacidad para atraer electrones compartidos
F es el elemento más electronegativo y Cs y Fr los menos electronegativos Preparado por Alejandro Jeria V.
Polaridad de enlace
Los enlaces iónico y covalente son casos extremos de la distribución de un par electrónico entre dos núcleos
La mayoría de los enlaces químicos tienen un carácter mixto
Atomos de diferentes elementos atraen los electrones compartidos con diferente capacidad
Esto se cuantifica con la electronegatividad Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlace polar y no-polar
Enlace covalente puro o enlace nopolar . Se da en moléculas diatómicas homonucleares, como H2, Cl2, y Br 2: las electronegatividades son idénticas y el par de electrones es perfectamente compartido
Cuando las Enlace polar. electronegatividades difieren, la compartición de electrones es desigual. Preparado por Alejandro Jeria V.
Carácter iónico y covalente de un enlace
Estimar el carácter iónico y covalente en CsF Solución
La máxima diferencia posible de electronegatividad se da entre F y Cs y es 4,0 - 0,7 = 3,3
Esta máxima diferencia corresponde a un enlace 100% iónico: se produce la total transferencia del electrón desde el átomo metálico de Cs al átomo no-metálico de F generando el compuesto iónico [Cs +] [F-] Preparado por Alejandro Jeria V.
Caráct rácte er ión i ónic ico o y cova co vale lent nte e de un enlace
Estimar el carácter iónico y covalente en H2 Solución
En este caso, como en el de todas las molécula moléculass dia di atómica tómic as homonucle homon uclea ares res, la diferencia de electronegatividad es = 0 Esta situación se asocia a un enlace 100% covalente, con perfecta compartición del par de elect electro rones nes
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Caráct rácte er ión i ónic ico o y cova co vale lent nte e de un enlace
Estim st ima ar el caráct carácte er ión i ónic ico o y covale co valent nte e en HCl HCl Solución
Diferenc iferencia ia de d e electro electronega negativ tivid ida ad = 3,0 - 2,1 = 0,9 Porcentaje or centaje caráct carácte er ióni ió nico co = 100(0,9/3,3) = 27,3% Porcentaje carácter covalente es 100 - 27,3= 72,7%. nl ace cov c ova alente tiene cierto caráct carácte er polar po lar Este enla
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Estim st ima aci ción ón de porcenta por centajes jes de cará caráct cte er ióni ió nico co y de caráct carácte er covale co valent nte e Molé ol écula cu la de agua gu a H2O Diferencia electronegatividad = 3,5 3,5 - 2,1 2,1 = 1,4 1,4 % de carácter iónico de cada enlace O-H es 100(1,4/3,3) = 42,4% Luego, el % de caráct carácte er covale co valent nte e es 100 - 42,4 = 57,6% aprecia que predomina el carácter Se covalente en los enlaces de la molécula de agua Preparado por Alejandro Jeria V.
Estim st ima aci ción ón de porcenta por centajes jes de cará caráct cte er ióni ió nico co y de caráct carácte er covale co valent nte e Molé ol écula cul a de óxido óxi do de pota po tasi sio o K2O 3,5 - 0,8 0,8 = 2,7 2,7 Diferencia electronegatividad = 3,5 % de cará carácter cter iónic ión ico o es 100(2,7/3,3) = 81,8% % de caráct carácte er covale co valent nte e es 100 - 81,8 = 18,2% aprecia que en este óxido metálico Se predomina el carácter iónico , que es la regla general para combinaciones entre átomos de los grupos IA - IIA con los grupos VIA -VIIA Preparado por Alejandro Jeria V.
Car g as f o r males males
Cargas formales son las cargas eléctricas de cada cada átomo to mo en una molécula o ión.
Se asignan con reglas arbitrarias y n o repre represe senta ntan n nece necesa saria riame mente nte las cargas eléctricas reales
Se supone que cada par de electrones es perfectamente compartido entre los dos átomos: se asigna un electrón lectró n a cada átomo to mo
Los pares de electrones solitarios se asignan al átomo to mo que qu e pertene pertenecen cen Preparado por Alejandro Jeria V.
Cargas formales
Cargas formales son las cargas eléctricas de cada átomo en una molécula o ión.
Se asignan con reglas arbitrarias y no representan necesariamente las cargas eléctricas reales
Se supone que cada par de electrones es perfectamente compartido entre los dos átomos: se asigna un electrón a cada átomo
Los pares de electrones solitarios se asignan al átomo que pertenecen Preparado por Alejandro Jeria V.
Cargas formales
La carga formal de un átomo en un diagrama de Lewis se calcula según
q = n - p - 1/2(e-) q = carga formal de un át. en estructura de Lewis n = No total de elec. de valencia en el át. libre p = No de elec. en pares libres sobre el átomo e- = No total de elec. compartidos
La suma de todas las q de la molécula o ión es = la carga eléctrica neta de la especie Preparado por Alejandro Jeria V.
Cálculo de cargas formales
Ejemplo : Calcular las cargas formales en NH4+ Solución q(H) en NH4+ = 1 - 0 - 1/2(2) = 0 q(N) en NH4+ = 5 - 0 - 1/2(8) = +1
Ejemplo : Calcular las cargas formales en CO Solución q(H) en CO = 1 - 0 - 1/2(2) = 0 q(N) en CO = 5 - 0 - 1/2(8) = +1 Preparado por Alejandro Jeria V.
Cargas formales : ión perclorato
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Nú mero de oxidaci ó n
Número de oxidación es una manera arbitraria de contar los electrones en una estructura de Lewis Se siguen dos reglas : 1. los electrones compartidos se asignan al átomo más electronegativo 2. cuando ambos átomos son iguales , dichos electrones se distribuyen equitativamente Preparado por Alejandro Jeria V.
Cálculo de cargas formales y de números de oxidación Comparar los valores para CO, H2O, H2O2 y N2 CO q i No Ox C -1 +2 O +1 -2
H2O q i No Ox H 0 +1 O 0 -2
H2O2
N2
q i No Ox H 0 +1 O 0 -1
q i No Ox N 0 0
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Criterio para seleccionar la fórmula de Lewis más razonable Se basa en las cargas formales de la especie en estudio ( molécula o ión) Las pautas son las siguientes: (i) la carga formal de cada átomo debe ser = 0 o lo más cercana posible al valor 0 (ii) las cargas formales negativas deben ocurrir en los elementos más electronegativos (iii) generalmente no se dan átomos adyacentes con cargas formales del mismo signo
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Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable Establecer la configuración resonante más importante del ión cianato (OCN-) V = 1(6)O + 1(4)C + 1(5)N = 15 . N = (3 8) - ((15 - (-1)) = 8 N/2 = 4 (cuatro enlaces covalentes) Hay tres posibles estructuras resonantes
[ O — C — N](a)
[ O — C — N](b) Preparado por Alejandro Jeria V.
[ O — C — N](c)
Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable Asignación cargas formales a cada estructura [ O — C — N]- [ O — C — N]- [ O — C — N](a) (b) (c) q(O)= +1 0 -1 q(C)= 0 0 0 q(N)= -2 -1 0 Electronegatividades: O=3,44; C=2,55; N=3,04 Luego, la prioridad es (c) > (b) > (a)
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Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable
Determinar la mejor estructura para el cloruro de tionilo SOCl 2 V = 1(6)S + 1(6)O + 2(7)Cl = 26 N = (4 . 8) - (26) = 6 N/2 = 3 enlaces covalentes
Estructura (I)
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Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable Cargas formales para estructura (I):
q(Cl ) = 7 - 6 - 2/2 = q(S) = 6 - 2 - 6/2 = q(O) = 6 - 6 - 2/2 =
0 +1 -1
Pero existe otra posible estructura para el SOCl 2 que es
Estructura (II) Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable En este caso queda para el SOCl 2 Cargas formales para estructura (II): q(Cl ) = 7 - 6 - 2/2 = 0 q(S) = 6 - 2 - 8/2 = 0 q(O) = 6 - 4 - 4/2 = 0
Esta estructura es preferible para el SOCl 2 debido a que las cargas formales son menores en (II) que en (I) Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable
Para el ácido nítrico HNO3 se pueden plantear 2 estructuras resonantes (I) y (II) V = 1(1)H + 1(5)N + 3(6)O = 24 N = (4 . 8 + 1 . 2) - (24) = 10 N/2 = 5 enlaces covalentes
estructura (I)
estructura (II)
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Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable Asignación cargas formales a cada estructura (I) q(Oa) = 6 - 4 - 4/2 q(Ob) = 6 - 6 - 2/2 q(Oc) = 6 - 4 - 4/2 q(N) = 5 - 0 - 8/2 q(H) = 1 - 0 -2/2 suma total de q i
= = = = = =
0 -1 0 +1 0 0
(II) q(Oa) = 6 - 6 - 2/2 q(O b) = 6 - 6 - 2/2 q(Oc) = 6 - 2 - 6/2 q(N) = 5 - 0 - 8/2 q(H) = 1 - 0 - 2/2 suma total de qi
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= -1 = -1 = +1 = +1 = 0 = 0
Ejemplos de selección de la fórmula de Lewis más razonable Por lo tanto, entre las dos estructuras propuestas para el ácido HNO3 estructura (I) estructura (II)
Es más razonable la estructura (I) para la cual debiera considerarse un híbrido de resonancia que refleje las dos posiciones posibles del doble enlace entre los átomos OaN y Ob N Preparado por Alejandro Jeria V.
Excepciones a la regla del octeto Los elementos representativos alcanzan configuraciones de gas noble en la mayoría de sus compuestos, pero existen algunas excepciones a esta regla general Muchas de las especies que violan la regla del octeto son muy reactivas Por ejemplo los compuestos que tienen átomos con sólo 4 o con sólo 6 electrones de valencia a menudo reaccionan fácilmente con otras especies que les suministran pares de electrones
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Excepciones a la regla del octeto
Otro ejemplo de alta reactividad lo dan las moléculas con un número impar de electrones que a menudo dimerizan (se combinan en pares) para formar productos que si cumplen la regla del octeto
Los 3 casos principales de excepción a esta regla son:
(i) especies con número impar de electrones (ii) moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto (iii) moléculas donde un átomo tiene más de un octeto Preparado por Alejandro Jeria V.
Especies con número impar de electrones Moléculas como el NO, NO2 y ClO2 tienen un número impar de electrones de valencia (11, 17 y 19 respectivamente) por lo cual tienen electrones desapareados en alguna parte de su estructura Ejemplo 1: molécula de NO. La teoría de Lewis sólo considera de los pares de electrones, de modo que el electrón desapareado se podría situar en el átomo de N ó en el átomo de O
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Especies con número impar de electrones Para obtener una estructura con cargas formales = 0 se pone este e- desapareado sobre el átomo de N quedando • N—O Ejemplo 2: molécula de ClO2. Existen tres estructuras resonantes • |O—Cl—O • |O—Cl—O| • O—Cl—O|
Hay pocas moléculas estables con número impar de electrones, y mucho más frecuentes son los fragmentos llamados radicales libres (como •CH3 y • OH)
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Especies con octetos incompletos Las especies de este tipo se limitan a unos pocos compuestos de Be, B y Al Caso del trifluoruro de boro BF3
V = 1(3)B + 3(7)F = 24 N = (4 8) - (24) = 8 N/2 = 4 enlaces covalentes
Se pueden plantear tres estructuras resonantes
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Especies con octetos incompletos La crítica a estas estructuras es que en cada una de ellas se considera que 1 átomo de F comparte uno de sus pares de e- con el átomo de Be lo cual no es probable dada la alta electronegatividad del F Como consecuencia los átomos de F conectados con dobles enlaces al B central generarían cargas formales q(B )=-1 y q(F)=+1, lo que contradice los criterios acordados
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Especies con octetos incompletos
Por lo tanto, se propone una estructura más verosímil en que todas las q i son = 0, donde el B está rodeado por sólo 6e-:
La reactividad del BF3 es consistente con esta estructura, dado que reacciona fácilmente con moléculas que tienen un par de e- solitarios
Ejemplo 1: H3N + BF3
Ejemplo 2:
H3N — BF3
F- + BF3 Preparado por Alejandro Jeria V.
BF4 -
Especies con octetos “expandidos”
Existen compuestos para los cuales se pueden plantear estructuras de Lewis con 10 o incluso 12 e- de valencia alrededor del átomo central , lo que se llama un octeto expandido
En general esto se da para átomos no metálicos situados a partir del tercer período que están enlazados a átomos muy electronegativos Preparado por Alejandro Jeria V.
Especies con octetos “expandidos” La expansión del octeto se racionaliza considerando que después que se llenan completamente los orbitales 3s y 3p del átomo central (8 e-), los e- extras pueden todavía ocupar los orbitales vacíos 3d A menudo el concepto de octeto expandido se usa para obtener una mejor estructura de Lewis mejorando (disminuyendo) las cargas formales de una estructura de Lewis basada en la regla del octeto
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Especies con octetos “expandidos” Algunos ejemplos son: pentacloruro de fósforo ión triyoduro hexafluoruro de azufre cloruro de sulfurilo ácido sulfúrico
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(PCl 5) (I3-) (SF6) (SO2Cl 2) (H2SO4)
Enlaces tipo sigma ( ) y tipo pi ( )
Enlace tipo : se forma por la superposición de orbitales atómicos (OA ) u orbitales híbridos (OH) que están orientados en la dirección del eje internuclear (tienen simetría axial o cilíndrica)
Ejemplos enlace tipo : ss sp pp dd sp-p El “esqueleto” de una molécula está dado por el conjunto de orbitales tipo sigma
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Enlaces tipo sigma ( ) y tipo pi ( )
Enlace tipo : se forma por la superposición de orbitales atómicos (OA ) p o d que están orientados en una dirección perpendicular al eje que conecta los núcleos (carecen de simetría axial ; tienen un plano nodal a través del eje internuclear donde se anula la función de onda; si el orbital se refleja en este plano su signo se invierte) Ejemplos enlace tipo : pd pp dd Estos enlaces tipo representan las uniones dobles o triples en una especie química Preparado por Alejandro Jeria V.
Enlaces tipo sigma ( ) y tipo pi ( )
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Enlaces tipo sigma ( ) y tipo pi ( )
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Enlaces tipo sigma ( ) y tipo pi ( )
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Geometr ía de pares de electrones alrededor de un átomo central Es la manera como los pares de electrones se distribuyen o arreglan espacialmente en torno al átomo central. mejor arreglo de estos pares El electrónicos es el que minimiza las repulsiones entre ellos.
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Para predecir la geometr ía de una mol écula o i ó n 1. Determinar la estructura electrónica de Lewis 2. Contar los pares electrónicos en torno al átomo central y distribuirlos minimizando las repulsiones entre ellos 3. Establecer la geometría de la molécula o ión , considerando solamente el arreglo espacial de los pares de electrones enlazantes. 4. Considerar para el caso de moléculas o iones que contienen enlaces dobles o triples , que para efectos de determinar sus geometrías, estos enlaces se consideran igual que un enlace simple.
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Forma o geometr ía de una mol écula o i ó n
Es la manera en que los átomos de la molécula o del ión están arreglados u ordenados espacialmente.
Se puede determinar la forma de una molécula o ión a partir de la geometría de sus pares electrónicos. Preparado por Alejandro Jeria V.
Ejemplos Predecir las geometrías de las siguientes especies químicas (X* denota que X es el átomo central ). a. ión tricloruro de estaño (II): Sn*Cl3: O3 (OO*O) b. ozono : HClO* c. ácido hipocloroso : ClO* d. ión hipoclorito : N*H4+ e. ión amonio : C*H3C*OO*H f. ácido acético Preparado por Alejandro Jeria V.
Ió n tricloruro de estañ o (II):
Sn*Cl 3z = -1; n 1 = 4; n 2 = 0 V = 1· ( 4 )Sn + 3 ( 7 )Cl = 25 N = 8 · 4 + 2 · 0 - ( 25 - ( - 1 ) ) = 32 - 26 = 6 N/2 = 6/2 = 3 enlaces covalentes
Nº total de electrones de valencia en el ión = 25 + 1 = 26 ePreparado por Alejandro Jeria V.
Ió n tricloruro de estañ o (II):
Estos 26 electrones se distribuyen de manera que cada átomo está rodeado por un octeto .
La geometría de los 4 pares de electrones en torno al Sn es tetraédrica.
Pero, sólo tres de los vértices del tetraedro están ocupados por pares de electrones enlazantes .
Luego, la geometría del ión es una pirámide de base triangular (piramidal trigonal) Preparado por Alejandro Jeria V.
Ozono: O3 (OO*O) z = 0; n 1 = 3; n 2 = 0 V = 3 ( 6 )O = 18 N = 8 · 3 + 2 · 0 - ( 18 ) = 24 - 18 = 6 N/2 = 3 enlaces covalentes El arreglo de los 4 pares de electrones en torno al O central es trigonal planar . Ya que sólo dos vértices del triángulo están ocupados por pares de electrones enlazantes la geometría de la molécula es angular ("en forma de V" ).
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Á cido hipocloroso: HClO* z = 0; n 1 = 2; n 2 = 1 V = 1 ( 1) H + 1 ( 6 )O + 1 ( 7 )Cl = 14 N = 8 · 2 + 2 · 1 - ( 14 ) = 4 N/2 = 2 enlaces covalentes Estos 14 electrones se distribuyen de manera que H esté rodeado por dos electrones y tanto Cl y O estén rodeados por un octeto . Los 4 pares de electrones en torno al átomo central O se distribuyen tetraédricamente
Ya que sólo dos vértices del triángulo están ocupados por pares de electrones enlazantes la geometría de la molécula es angular ("en forma de V" ).
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Ió n hipoclorito: ClO* z = - 1; n 1 = 2; n 2 = 0 V = 1 ( 6 )O + 1 ( 7 )Cl = 13 N = 8 · 2 + 2 · 0 - ( 13 - ( - 1 ) ) = 2 N/2 = 1 enlace covalente
El ión tiene un total de 13 + 1 = 14 electrones de valencia . Los 4 pares de electrones siguen distribuidos tetraédricamente en torno al átomo de O . Pero, ahora sólo un vértice está ocupado por electrones enlazantes y la geometría de la molécula es lineal (¿única alternativa? ) Preparado por Alejandro Jeria V.
Ió n amonio: N*H4+ z = + 1; n 1 = 1; n 2 = 4 V = 1 ( 5 )N + 4 ( 1 ) H = 9 N = 8 · 1 + 4 · 2 - ( 9 - 1 ) = 16 - 8 = 8 N/2 = 4 enlaces covalentes
El ión tiene 9 – 1 = 8 electrones totales de valencia. Los 4 pares de electrones están en los vértices de un tetraedro . Dado que todos los pares son enlazantes el ión tiene efectivamente una geometría tetraédrica . Preparado por Alejandro Jeria V.
Acido ac ético: C*H3C*OO*H z = 0; n 1 = 4 ; n 2 = 4 V = 4 ( 1 )H + 2 ( 4 )C + 2 ( 6 )O = 24 N = 8 · 4 + 2 · 4 - ( 24 ) = 16 N/2 = 8 enlaces covalentes
Esta molécula es algo más compleja Se puede establecer la geometría en torno a tres átomos diferentes: Ca la izquierda Ca la derecha Oconectado a un H
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