Química U4 del profesor Manuel Diego Martínez, comisión 2745 clase 3498 PDF

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Apuntes de química general del profesor Manuel Diego Martínez, comisión 2745. Universidad Maimonides de la asignatura química. Apunte del año 2016 del primer cuatrimestre. Espero que sea de gran ayuda y puedan aprobar. Suerte!...

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ENLACES QUÍMICOS

Farm. Bioq. Gabriela Sarti

En un átomo existen electrones ubicados en capas internas próximas al núcleo y también electrones ubicados en las capas más externas, en los subniveles “s” y “p”, estos son los electrones que forman parte de la configuración electrónica externa y se los denomina “electrones de valencia”. Son precisamente estos electrones externos los que intervienen en las reacciones químicas y la formación de nuevos compuestos. La fuerza que mantiene unidos a los átomos o iones en un compuesto haciendo que éste se mantenga como una unidad se denomina enlace químico. Existe una propiedad de los átomos que se llama “Electronegatividad”, la cual se define como la capacidad relativa que tienen los átomos para atraer a los electrones en una unión química. La tabla de electronegatividades brinda al flúor, en forma arbitraria, el valor más alto de electronegatividad =4. En general, en la tabla periódica los elementos ubicados a la derecha son los más electronegativos (hasta el grupo 17 inclusive) y los que se encuentran a la izquierda son los menos electronegativos. Esto induce a pensar que son posibles tres posibilidades:  Unir un átomo con baja electronegatividad con un átomo de alta electronegatividad  en este caso el tipo de uniones que se genera se llama IONICAS y se caracterizan por que existe “transferencia de electrones”.  Unir un átomo con alta electronegatividad con otro átomo de alta electronegatividad  en este caso el tipo de uniones que se genera se llaman COVALENTES y se caracterizan por que se “comparten electrones”.  Unir un átomo con baja electronegatividad con un átomo de baja electronegatividad  en este caso el tipo de unión que se generan se llama METÁLICA y se caracterizan por que los electrones se encuentran relativamente libres y no pertenecen a ningún átomo en particular sino a todo el cristal. Los símbolos de Lewis: Con el objeto de representar en forma simple y esquemática los electrones de valencia, Gilbert N. Lewis propuso una simbología ampliamente utilizada. Consiste en escribir el

símbolo del elemento rodeado por los electrones de valencia que se indican mediante puntos y se anotan de a pares.

Fig.1 Símbolos de Lewis de los elementos representativos. Extraída del libro. Química Básica.

¿Cómo se unen los átomos?  La formación de un enlace implica un reordenamiento de los electrones de valencia de los átomos que lo forman.  Cuando los átomos se unen, lo hacen para alcanzar un estado más estable o sea de menor energía.  El estado de menor energía se logra cuando los átomos que se unen a través de transferencia o de compartir electrones cumplen la regla del octeto, esto quiere decir

que en el mayor nivel de energía deben existir 8 electrones (esto es una generalidad que se cumplen en una amplia gama de compuestos, pero hay que tener en cuenta que existen muchas excepciones). UNION IÓNICA Como lo que caracteriza las uniones iónicas es la transferencia de electrones del átomo menos electronegativo (metálico) al más electronegativo (no metálico) se originan iones de signo opuesto que se mantienen unidos por fuerzas muy fuerte del tipo electrostáticas. Por lo tanto, los sólidos iónicos están formados por redes cristalinas constituidos por iones de signo opuesto. Si queremos representar la Estructura de Lewis de la sal NaCl Para el caso del sodio 1S2 2S2 2p6 3s1

11Na:

El sodio PIERDE un electrón  y adquiere la configuración “estable” del gas noble anterior (ocho electrones en su último nivel de energía). 10Ne:

1S2 2S2 2p6

Para el caso del cloro 17Cl:

1S2 2S2 2p6 3s2 3p5

El cloro GANA un electrón  y adquiere la configuración “estable” del gas noble siguiente (ocho electrones en su último nivel de energía). 18Ar:

1S2 2S2 2p6 3s2 3p6

El proceso de formación de los iones sodio y cloruro puede representarse utilizando los símbolos de Lewis de la siguiente manera:

Símbolo de Lewis

Estructura de Lewis

La repetición de este proceso entre infinidad de átomos de cloro y sodio conduce a la formación del cristal.

Fig.2 Estructura cristalina de NaCl, son cristales de forma cúbica en el cual las cargas (-) de los aniones cloruros Cl - y las cargas (+) de los cationes Na+ se mantienen unidos por

fuerzas

intensas

de

tipo

electrostáticas.

Otro ejemplo: Estructura de Lewis de la sal fluoruro de calcio: CaF2

Símbolos de Lewis

Estructura de Lewis

Fig.3 Estructura cristalina del CaF2, como se observa cada cristal tiene su propia estructura. Tener en cuenta que en condiciones normales de temperatura y presión (25°C y 1 atmósfera de presión) los compuestos iónicos existen en forma sólida.

¿Cómo será la Estructura de Lewis de la sal sulfuro de litio: Li2S?

Fig.4 Estructura cristalina del sulfuro de litio

ENLACE COVALENTE Este tipo de enlace se produce entre átomos cuando comparten uno o más pares de electrones de valencia. Este enlace se presenta generalmente entre átomos de alta y similar electronegatividad como es el caso de los no metales. Y como producto de estas uniones se generan “moléculas”. O sea, que una molécula es un conjunto de átomos unidos mediante uniones de tipo covalentes. Comencemos por la molécula más pequeña, la molécula de hidrógeno cuya fórmula es H2 y la cual en condiciones ambientales se encuentra en forma de gas. Cuando los átomos de hidrógeno se aproximan para constituir una molécula aparecen entre ellos fuerzas de “repulsión” núcleo- núcleos, fuerzas de “repulsión” entre el electrón de cada átomo de H y fuerzas de “atracción” núcleo-electrón. Se puede pensar que el enlace se produce cuando la proximidad entre ambos átomos es tal que prevalecen las fuerzas de atracción. En esta situación, cada electrón es atraído por ambos núcleos. Así se produce la unión en la cual el par de electrones es compartido por los dos átomos.

Molécula de hidrógeno. Estructura de Lewis 1S1 El átomo de hidrógeno posee un electrón. La molécula de Hidrógeno (H2 ) está formada por dos átomos. 1H:

Según la fórmula desarrollada H-H Un par de electrones compartidos se representa por simplicidad mediante una línea que une ambos átomos. Como en este enlace se comparte un único par de electrones, se lo llama “enlace covalente simple”. Molécula de Flúor. Estructura de Lewis 1S2 2S2 2p5 El átomo de flúor posee siete electrones de valencia. La molécula de flúor (F2 ) está formada por dos átomos. 9F:

átomos de F

molécula de F2

La unión se establece por un par de electrones que son compartidos por ambos átomos, de esta forma quedan ocho electrones alrededor de cada uno de ellos (a esto se llama “completar el octeto”). Los pares de electrones “compartidos” en una unión se llaman “pares electrónicos enlazantes”, mientras que los pares de electrones que NO forman parte de la unión se denominan “no enlazantes” o pares libres. Según la fórmula desarrollada : F-F. El par de electrones compartidos por los dos átomos de flúor se representa mediante una línea, que indica un enlace covalente simple.

Molécula de fluoruro de hidrógeno. Estructura de Lewis Como la molécula de fluoruro de hidrógeno está formada por un átomo de flúor y uno de hidrógeno (HF), según la notación de Lewis.

molécula de HF Según la fórmula desarrollada: H-F Se obtiene un enlace covalente simple. Tener en cuenta que en moléculas de este tipo (que están formadas por átomos de distinta especie), la electronegatividad de los átomos que forman esta unión es “diferente” y por lo tanto el par electrónico compartido es “atraído con mayor intensidad” por el átomo de flúor que es más electronegativo. Esto nos dice que en esta molécula la nube electrónica “no” es simétrica sino que está desplazada hacia el átomo de flúor (hacia el átomo más electronegativo). Molécula de metano. Estructura de Lewis La molécula de metano, CH4 está formada por un átomo de C que posee cuatro electrones de valencia y cuatro átomos de H con un electrón cada uno. Esta molécula posee cuatro uniones covalentes simples

Según su fórmula desarrollada

Fig.6 Estructura de fórmulas desarrolladas de compuestos e iones que contienen hidrógeno Extraída del libro. Química Básica.

Molécula de dióxido de carbono. Estructura de Lewis Como la molécula está formada por dos átomos de oxígeno y uno de carbono (CO2) cuando escribimos la notación de Lewis debemos acomodar los átomos de tal forma que quede una estructura simétrica y distribuimos los electrones de valencia que pertenecen a cada átomo en forma de a pares. Para que cada átomo alcance 8 electrones en su último nivel de energía, es necesario que el átomo de carbono C comparta dos pares de electrones con cada átomo de O. Molécula de CO2El átomo de carbono está unido a cada átomo de O por un enlace covalente doble Según la fórmula desarrollada: O=C=O Molécula de amoníaco. Estructura de Lewis Ejemplo de molécula con pares electrónicos no compartidos o libres Existen moléculas como en el caso del amoníaco que en las cuales hay pares de electrones que forman el octeto pero no están compartidos entre los átomos que intervienen en las

uniones. Este tipo de pares de electrones (luego de establecerse las uniones) suele denominarse “pares electrónicos no compartidos” o “pares libres”. Si bien estos pares de electrones no están directamente involucrados en la formación de las uniones, deben figurar en las estructuras de Lewis y son muy importantes en la determinación de la forma de las moléculas.

Estructura de Lewis

Fórmula desarrollada Molécula de agua. Estructura de Lewis

Estructura de Lewis

Fórmula desarrollada

Molécula de monóxido de azufre. Estructura de Lewis En esta molécula (SO), tanto el oxígeno como el azufre tienen 6 electrones de valencia. Para obtener 8 electrones (el octeto) alrededor de cada átomo, la unión que se establece es una unión covalente doble.

Estructura de Lewis

Fórmula desarrollada

Molécula de dióxido de azufre. Estructura de Lewis Partiendo de la estructura de Lewis del SO donde ambos átomos completan el octeto electrónico. Para formar la molécula de SO2 , otro átomo de O debe unirse al átomo de S (que dispone de dos pares electrónicos libres). Por lo tanto, se origina un nuevo enlace covalente llamado “enlace covalente dativo o coordinado”

Estructura de Lewis

Molécula de trióxido de azufre. Estructura de Lewis Teniendo en cuenta la explicación anterior:

Estructura de Lewis

Estructura de Lewis de oxoácidos Los oxoácidos corresponden a compuestos ácidos que poseen oxígeno en su estructura. Para escribir la estructura de Lewis de un oxoácido como el ácido carbónico (H2CO3) existe una serie de pasos: -

Ubicar en el centro el símbolo del átomo distinto del hidrógeno y del oxígeno (en nuestro caso es el carbono) y luego colocar alrededor de ese átomo central a los átomos de oxígeno. Por último, colocar los átomos de hidrógeno al lado de los oxígenos.

-

Considerar el número de electrones de valencia de cada átomo y escribirlo.

-

Comenzar a unir los átomos desde los hidrógenos hacia el carbono.

-

Este compuesto en particular posee cuatro enlaces covalentes simple y una unión covalente doble

Fig7. Estructura desarrolladas de oxoácidos comunes y sus aniones. Extraída del libro. Química Básica.

Estructura de Lewis de hidróxidos

Hidróxido de calcio (dos formas de escribir la estructura de Lewis) Estructura de Lewis de oxosales

Nitrato V de hierro II

Sulfato VI de sodio Excepciones a la regla del octeto. El boro, es un no metal del grupo IIIA o 13, posee tres electrones de valencia y por lo tanto se espera que forme tres enlaces covalentes simples con otro elementos no metálicos. El compuesto trifuoruro de boro BF3 es un ejemplo de este tipo y el boro finalmente posee 6 electrones de valencia (en vez de ocho). Estos compuestos suelen ser bastante reactivos.

Estructura de Lewis donde el átomo central excede el octeto Los elementos del tercer período y otros períodos superiores a menudo forman compuestos e iones donde el átomo central está rodeado por más de cuatro pares de electrones de valencia. En la mayoría de los compuestos de esta categoría, el átomo central está enlazado con átomos pequeños como flúor, cloro u oxígeno.

Fig.8 Estructuras de Lewis de compuestos que exceden el octeto. Extraída del libro. Química Básica.

Datos interesantes, ALÓTROPOS Uno de los aspectos más interesantes en la química de los no metales es que un elemento dado a menudo puede existir en varias formas distintas llamadas alótropos y cada una tiene propiedades diferentes. El carbono tiene por lo menos tres alótropos, de los cuales los más conocidos son el grafito y el diamante. En el grafito las capas planas de átomos de carbono están unidas débilmente entre sí. Una capa puede deslizarse fácilmente sobre otra, lo cual explica por qué el grafito es suave, es buen lubricante y se emplea para las minas de lápices (la mina de un lápiz está compuesta de arcilla y grafito que va dejando una estela de grafito en la página al escribir). En el diamante cada átomo de carbono está conectado con otros cuatro que se encuentran en los vértices de un tetraedro y ese patrón se extiende en todo el sólido. Esta estructura

ocasiona que los diamantes sean extremadamente duros. Por ser fuertes y excelentes conductores del calor los diamantes se emplean como puntas de herramientas para cortar metales y rocas.

Fig 9. Distintas estructuras que forma el átomo de carbono.

A finales de la década de los ochenta se identificó otra forma del carbono que forma parte del hollín (material que se recolecta cuando se efectúa la combustión de materiales que contienen carbono y hay deficiencia en oxígeno). Esta estructura está formada por moléculas de 60 átomos de carbono C60 ordenados a manera de “jaula” esférica, su superficie se asemeja a la forma de un balón de fútbol y recibe el nombre de fullereno. Estos 60 átomos de carbono forman doce pentágonos y doce hexágonos. Los fullerenos, que constituyen toda una “familia” de compuestos de carbono, se han encontrado en el espacio interestelar y en formaciones geológicas en la tierra. Estas sustancias pueden utilizarse como lubricantes y poseen propiedades muy importantes que serán utilizadas por

la industria en el futuro, estas estructuras poseen una buena conductividad eléctrica, conductividad térmica, y hasta el momento es una de las fibras más fuerte que exista. Más informaciónsobre este tema, en el artículo “La estructura del Fullereno C60 y sus aplicaciones”. 2002. Oxana Kharissova y Ubaldo Mendez . Ciencia. Universidad Autónoma de Nueva León. México.

Fig 10. Ejemplos de fullerenos.

Otro ejemplo de alótropos La arcilla, la arena y muchas gemas son compuestos formados por silicio y oxígeno. Aquí se muestra dos gemas como la amatista y el cuarzo, todos están compuestos por dióxido de silicio (SiO2).

A B

C

Fig 11. A)Estructura del cuarzo B) Estructura de arena. C) E

ENLACE METÁLICO

La mayor parte de los elementos químicos (aproximadamen a su relativa facilidad para ionizarse perdiendo sus electro en general muy reactivos. Por esta razón, a excepción del oro y los metales del grupo del platino (Ru, Os, Rh, Ir, Pt), que son lo suficientemente inertes para existir en forma no combinada, todos los metales se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos en forma de minerales. Un primer modelo para explicar el enlace metálico corresponde en considerar un modelo en el cual los electrones de valencia de cada metal podrían moverse libremente en la red

cristalina (teoría de Drude-Lorentz); de esta forma el retículo metálico esta constituido por un conjunto de iones positivos (los núcleos rodeados por su capa de electrones) y electrones (los de valencia). En síntesis un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante electrostático que mantiene unidos a los cationes metálicos. Este modelo de mar de electrones permite explicar varias propiedades de los metales.

Fig 12. Modelo del “mar de electrones” que caracteriza al enlace metálico

Entre las características más comunes podemos mencionar.  Brillo metálico: Este efecto se debe a que los electrones de la superficie del metal reflejan los fotones emitidos por la luz.  Ductilidad y maleabilidad: Los metales pueden estirarse en forma de hilos (son dúctiles) o pueden ser transformados en delgadas láminas (son maleables). Esta facilidad con la que pueden ser estirados, forjados y doblados sin quebrarse se debe a que cuando son sometidos a altas presiones los cationes metálicos pueden “deslizarse” unos sobre otros debido a la “nube electrónica” que los separa  Conductividad: Debido a la presencia de electrones relativamente libres en la superficie del metal, éstos son buenos conductores del calor y de la electricidad. Al entregarle calor a un metal, éste lo absorbe aumentando la energía cinética de los electrones lo que les permite moverse más rápidamente a través del cristal, cediendo parte de esa energía y calentando las zonas más frías.

 Emisión de electrones: En determinadas condiciones, los metales pueden emitir electrones cuando reciben energía térmica (efecto termoiónico) o energía luminosa (efecto fotoeléctrico).Estos hechos refuerzan la idea que poseen una estructura con electrones relativamente libres.

B

A

Fig 13.Ejemplos de metales que pueden ser cortados con un simple cuchillo. A Litio, B Cadmio

POLARIDAD DE LOS ENLACES COVALENTES

Cuando estudiamos la distribución de la carga o “nube electrónica” alrededor de los átomos que constituyen un enlace covalente, se pueden dar dos posibilidades:  Que la distribución de los electrones sea SIMETRICA  el enlace es NO POLAR  Que la distribución de los electrones sea ASIMETRICA el enlace ES POLAR Enlace covalente NO POLAR Este tipo de unión covalente no polar sólo es posible si se unen átomos del mismo elemento (en ese caso la electronegatividad de cada átomo será la misma) y cada núcleo atrae con igual intensidad a los electrones de la unión. Ejemplo de este tipo son las moléculas de H 2, N2, Br2, O2, F2. En cualquier otra situación donde los átomos que se unen son distintos, el o los pares electrónicos de la unión NO serán compartidos de forma equitativa.

Enlace covalente POLAR Cuando los átomos que intervienen en la unión son de distinta especie, el par electrónico compartido será más atraído por el átomo más electronegativo. Tomemos como ejemplo la molécula de HCl: Como el cloro es más electronegativo que el H, el par electrónico compartido está más desplazado hacia el átomo de cloro. Esto da como resultado una distribución desigual de cargas alrededor de los núcleos de ambos átomos y la molécula resultante será POLAR. En todo enlace polar la distribución asimétrica de cargas genera dos polos, uno con carga positiva y otro con carga negativa de igual magnitud. El polo positivo se encuentra sobre el átomo menos electronegativo del enlace y el negativo sobre el más electronegativo.

LA FORMA DE LAS MOLÉCULAS

Muchas de las propiedades físicas y químicas que presentan las sustancias moleculares depende de la forma que presentan sus moléculas. Para predecir esta forma Sigdwick y Powell presentaron en 1940 la “Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de Valencia” (TrePEV)que presenta los siguientes postulados:  Los electrones de valencia de los átomos que componen una molécula o ión, en general se distr...