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2/2/2015
Capítulo 9
Enlaces Químicos
Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o
más átomos.
 El enlace químico reduce la energía potencial (EP)
entre partículas con cargas diferentes.
 EP(átomo enlazado) < EP(átomo separado)
 EP se calcula considerando:
 Repulsión
o núcleo–núcleo
ú l
ú l
o electrón–electrón
 Atracción
o núcleo–electrón
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Las teorías de enlaces
• Explican:
Cómo y por qué se enlazan los átomos y forman
moléculas.
La estabilidad de ciertas combinaciones sobre
otras.
Ejemplo: H2O, no HO o H3O
• Se usan para predecir:
geometría molecular
propiedades físicas y químicas de compuestos.
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Tipos de enlaces químicos
 Se clasifican dependiendo de los tipos de átomos que se enlazan:
 Enlace iónicoiónico- transferencia electrónica entre un metal y un no metal
 Metal  PI
AEbaja
bajo
 Catión  PI
AEbaja
bajo
  No-Metal  PI alta
AE
alto
  Anión  PI
AEalta
alto
 Enlace covalentecovalente- comparte electrones entre átomos (generalmente
no metales)
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Clasificación o Tipos de Enlaces
Tipos
metal con no-metal
no-metal con no-metal
metal
t l con metal
t l
Enlace
Características
Iónico
Electrones transferidos
(cationes y aniones)
Covalente
Electrones compartidos
(baja energía potencial)
M táli
Metálico
Electrones agrupados
g p
delocalizados*
delocalizados
* Los metales liberan sus e− de valencia, están delocalizados por toda la
estructura y se comparten en una “piscina” o “mar
mar” a través de todos los
átomos/iones en el metal
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Tipos de Enlaces
Enlaces covalente
Enlaces iónico
Enlace Metálico
mar de
d e−
mar de e−
H2O
Compuesto
covalente
NaCl
Compuesto
iónico
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• Sencilla
NaCl
Sólido
iónico
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Teoría de enlace de Lewis
 Énfasis en los
e-
X
de valencia para explicar enlaces.
• Los átomos se enlazan:
G.N. Lewis
 transfiriendo o compartiendo electrones.
(1875--1946)
(1875
 para adquirir una configuración electrónica más estable.
Estabilidad = energía potencial menor
• Generalmente habrá ocho e- en la capa externa:
 Regla del octeto
Adquirir la configuración de gas noble
Excepciones
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Estructura de Lewis
• Representa e- valencia como:
estructuras electrónicas de puntos alrededor del
átomo.
 puntos aislados los que están disponibles para el
enlace.
• Para moléculas, Lewis permite predecir su:
estabilidad
forma
tamaño
polaridad
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.. .. .
F
..
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Símbolos de puntos de Lewis del 2do periodo (n = 2)
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
 Método:
 parear los primeros dos puntos que representan los e− del orbital s.
 Colocar un punto en cada lado disponible del símbolo para los primeros
tres e−’s p.
 Parear el resto de los puntos de los e−’s p restantes.
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Práctica – Escriba la estructura de Lewis
para arsénico
Elementos
Representativos
Elementos
de Transición
Elementos
Representativos

 As 

Periodo
Número de
grupo
33
As
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Regla del Octeto
• Los átomos forman enlaces cuando ganan
ganan, pierden o
comparten electrones que resultan en OCHO e− de
valencia
• ns2np6
 Configuración de gas noble
• Excepciones
 H, Li
Li, Be
Be, B adoptan la configuración electrónica de He
 Expansión del octeto para los elementos en el periodo 3 en
adelante
 Se usa los orbitales d de valencia
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Excepciones a Regla del Octeto
Excepciones a la
número
par de e-
Text
Molécula con
menos de
8e-
Regla del
Octeto
molécula con
más de 8e-
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Química
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Excepciones de la Regla del Octeto
• H, Li, Be, B adoptan la configuración electrónica de He:
 He = dos electrones de valencia, un dueto
 Li - pierde su único electrón de valencia
 H - (1) comparte o gana un electrón.
(2) pierde un electrón para convertirse en H+
 Be - (1) pierde dos electrones para convertirse en Be2+
(2) comparte sus 2 e− en enlaces covalentes que resulta en
cuatro electrones de valencia.
valencia
 B - (1) pierde tres electrones para convertirse en B3+
(2) comparte sus tres electrones en enlaces covalentes, que
resulta en seis electrones de valencia.
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a) Enlace Iónico
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Estructura de Lewis de Iones
• Elemento se oxida, pierde e−’s y forma cationes cuya
estructura de Lewis carece e−’s de valencia
• Elemento se reduce, gana e−’s y forma aniones
cuya estructura de Lewis tiene ocho e−’s de valencia
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Teoría de Lewis y Enlace Iónico
+
• Representar la transferencia de e− de un metal
a un no-metal que producen iones que se
atraen
y por lo
enlaces
iónicos.
t
l tanto
t t forman
f
l
ió i
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Predicción de fórmulas Iónica
usando símbolos Lewis
Li2O
• Los e− se transfieren hasta que los metales pierden
•
todos sus e− de valencia y los no metales adquieren
su octeto.
octeto
El # de átomos se ajustan hasta que la tranferencia
de e− se iguala.
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Ejemplo 9.1: Use la teoría de Lewis para
predecir la fórmula de compuestos iónicos
Transfiera todos los e− de
valencia del metal al no-metal,
añadiendo más átomos hasta
que todos los e− se transfieran
del metal al no-metal y todos los
no-metales completen su octeto.
·· ··
Dibuje los puntos de los elementos con sus
e de valencia.
· Cl ··
· ·
·· ·· · ·
Prediga la fórmula del compuesto que se forma entre
calcio (Ca
Ca)) y cloro (Cl
Cl)).
Cl
· · · ··
Ca·
· Cl ··
·
Ca
Ca2+
CaCl2
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Práctica—Use Lewis para predecir la fórmula de un
compuesto iónico de un metal, M, con dos e−’s de
valencia con un no-metal, X, con cinco e−’s de valencia
M3X2
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Compuestos iónicos
Energía de la Red Cristalina
“Lattice Energy”
“Lattice
Energy
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Propiedades de los compuestos iónicos
 Compuestos cristalinos
 El orden de lo iones se repite periódicamente en el espacio
 Altos puntos de fusión y de ebullición por alta fuerza de
unión (Ered cristalina)
 Duros, rígidos y quebradizos (no de deforman al romperse).
 Conducen electricidad en el estado fundido o de disolución
Fuerza
externa
Sólido
iónico
Sólido iónico
fundido
Fuerza
repulsiva
Fractura
del cristal
Sólido iónico
disuelto en agua
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Red Cristalina de compuestos iónicos
Los iones gaseosos “coalecen”.
Se libera energía
Na+(g) + Cl−(g) → NaCl
NaCl(s)
(s)
H0 = Energía de la red cristalina
• Atracción Electrostática es no-direccional
No hay un par específico de anión–catión
• Por lo tanto NO hay molécula iónica
La fórmula química es empírica, dando la razón
entre los iones basada en su balance de carga
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Enlace Iónico
y Energía de la Red Cristalina
• Energía adicional debido a la formación de la red
cristalina:
en la

l estructura
t t
cada
d catión
tió está
tá rodeado
d d de
d aniones
i
y viceversa.
resulta de fuerzas de atracción entre los cationes y los
aniones circundantes.
minimiza las atracciones entre cationes y aniones,
para alcanzar el arreglo más estable
estable.
 exotérmica
 difícil de medir directamente,
directamente
se puede calcular con procesos conocidos.
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Determación de la Energía de la Red Cristalina
Ciclo de Born
Born–
–Haber
• El ciclo de Born–Haber −
 una serie de reacciones hipotéticas que repesentan la
formación de compuestos iónicos de sus elementos en
su estado patrón
patrón.
• Reacciones de entalpías conocidas:
Ley de Hess
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Na+(g) + Cl
Cl(g)
(g)
Entalpía, H
Ionización de
Na(g)
Adición de un
electrón a Cl(g)
Na+(g) + Cl−(g)
Na(g) + Cl
Cl(g)
(g)
Formación de Cl(g)
atómico de Cl2(g)
{molecular}
Na(g) + ½ Cl2(g)
Formación de
Na(g) de Na(s)
Formación de sólido cristalino
de iones gaseosos
Na(s) + ½ Cl2(g)
Cambio en entalpía
para la formación de
NaCl(s) de sodio y
cloro en estado patrón
NaCl(s)
NaCl
(s)
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Na+(g) + Cl
Cl(g)
(g)
Ionización de
Na(g)
Adición de un
electrón a Cl(g)
Na+(g) + Cl−(g)
Entalpía, H
Na(g) + Cl
Cl(g)
(g)
Formación de Cl(g)
atómico de Cl2(g)
{molecular}
Na(g) + ½ Cl2(g)
Formación de sólido cristalino
de iones gaseosos
Formación de
Na(g) de Na(s)
Na(s) + ½ Cl2(g)
Cambio en entalpía
para la formación de
NaCl(s) de sodio y
cloro
NaCl(s)
NaCl
(s)
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Ciclo de Born–Haber
• Ley de Hess: Na(s) + ½ Cl2(g)
Na  s   Na  g 
1
2
Cl2  g   Cl  g 
At
Atomización
i ió
H 0f  Na  g  
Disociación
H 0f Cl  g  
Ionización
H 0f  Na   g    IP1
Afinidad electrónica
H 0f Cl   g    AE
Na  g   Na   g 
Cl  g   Cl   g 
NaCl(s)
Na   g   Cl   g   NaCl
N
N Cl  s  Red
R d cristalina
i t li H 0f  NaCl
N Cl  s    EL
Na  s   1 2 Cl2  g   NaCl  s 
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H 0f  NaCl  s  
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Ciclo de Born–Haber
Na  s   Na  g 
1
2
0
H atom
 108 kJ
Cl2  g   Cl  g 
0
H atom

1
2
 244  kJ
Na  g   Na   g 
PI1  496 kJ
Cl  g   Cl
AE  349 kJ
Na


 g   Cl

g
 g   NaCl  s 
EL  ?
Na  s   1 2 Cl2  g   NaCl  s 
H 0f  411 kJ


0
0
1
 PI1  Na( g )  AE Cl g   EL
H 0f  NaCl  s    H Na
( s ) atom  2 H Cl2 atom
 EL   H 0f  NaCl  s    H Na0 ( s ) atom  1 2 H Cl0 atom  PI1  Na( g )   AE  Cl g  
2
 EL    411  108 kJ  1 2  244  kJ  496 kJ   349  kJ
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Práctica –Dada la información a continuación,
determine la energía de la red cristalina de MgCl2
Mg(s)  Mg(g)
Sublimación H1°f = +147.1 kJ/mol
½ Cl2(g)  Cl(g) Di
Disociación
i ió H2°f = +122 kJ/mol
Mg(g)  Mg+(g)
PI1
H3°f = +738 kJ/mol
Mg+(g)  Mg2+(g)
PI2
H4°f = +1450 kJ/mol
Cl(g)  Cl−(g)
AE
H5°f = −349 kJ/mol
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
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H6°f = −641 kJ/mol
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Solución para formar MgCl2
Mg(s)  Mg(g)
Sublimación
H1°f = +147.1 kJ/mol
2{½ Cl2(g)  Cl(g)}
Disociación
2H2°f = 2(+122 kJ/mol)
M ( )  Mg
Mg(g)
M +(g)
( )
PI1
H
H3°f = +738
38 kJ/
kJ/moll
Mg+(g)  Mg2+(g)
PI2
H4°f = +1450 kJ/mol
2{Cl(g)  Cl−(g)}
AE
2H5°f = 2(−349 kJ/mol)
Mg2+(g) + 2 Cl−(g)  MgCl2(s)
H°energía de la red = ? kJ/
kJ/mol
mol
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
H6°f = −641 kJ/mol
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Solución (alterna)
energía de la red
Mg(s)  Mg(g)
2{½ Cl2(g)  Cl(g)}
Mg(g)  Mg+(g)
Mg+(g)  Mg2+(g)
2{Cl(g)  Cl−(g)}
Mg2+(g) + 2 Cl−(g)  MgCl2(s)
Mg(s) + Cl2(g)  MgCl2(s)
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H1°f = +147.1 kJ/mol
2H2°f = 2(+122 kJ/mol)
H3°f = +738 kJ/mol
H4°f = +1450 kJ/mol
2H5°f = 2(−349 kJ/mol)
H° energía de la red = ? kJ/mol
H6°f = −641 kJ/mol
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Energía de la red vs
tamaño de ión
Cloruro ERed Cristalina
kJ/mol
Metálico
LiCl
-834
NaCl
-787
KCl
-701
C C
CsCl
-657
• La estabilidad del compuesto iónico, (Ered)
depende inversamente de:
 la distancia entre iones.
F a tra cc ió n 
 ell tamaño
t
ñ de
d llos iones
i
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1
r
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Tendencias la Ered cristalina y carga iónica
•
Fatracción  q q
• Cargas altas
Energía de la Red =
−910 kJ/mol
 Atracción más fuerte
Mayor energía de la red cristalina
• La carga iónica es el factor más
importante
Energía de la Red =
−3414 kJ/mol
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Ejemplo 9.2: Ordene los siguientes compuestos iónicos en
forma ascendente en magnitud de energía de la red cristalina.
CaO, KBr, KCl, SrO
1) Examinar primero las cargas
2) Ordenar por la suma de las cargas
Ca2+ & O2- ; K+ & Br─
K+ & Cl─ ; Sr2+ & O2─
Ered: (KBr,
(KB KCl) < (C
(CaO,
O SrO)
S O)
1) Examinar el tamaño iónico de cada grupo.
2) Ordenar de según radio: [Ered menor (rmayor)] < Ered mayor (rmenor).
(a) (KBr, KCl) mismo catión,
Ered: KBr < KCl < (CaO, SrO)
(b) radio(Br─) > radio(Cl─) (el mismo grupo)
Ered: KBr < KCl < SrO < CaO
(c) (CaO, SrO) mismo anión
2+
2+
(d) radio(Sr ) > radio(Ca )(el mismo grupo)
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Enlace Covalente
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Teoría de Lewis de enlace covalente
• Compartir e−’s
de valencia forma enlace covalente
es otra manera de alcanzar el octeto.
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Enlace Covalente:
Electrones enlazantes & solitarios
Pares enlazantes
..
..
..
.. O .... S .. O ..
..
Pares solitarios
• Los e−’s que:
• se comparten son pares enlazantes
• no se comparten son pares solitarios
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Enlace covalente sencillo
• Enlace covalente sencillo
 Se comparte un (1) par de e−’s ≡ 2 electrones
••
••
F
••
F
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Enlace covalente
• Triple
• Doble
Se comparten dos pares
de e−’s ≡ 4 electrones
•
•
••
•N
•
N ••
•• N
O ••
•• O
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Se comparten tres pares
de e−’s ≡ 6 electrones
••
•N
•
••
•O
••
•
•
••
•O
••
••
• O •H
••
••
H O H
••
••
F
••
••
F
••
• F
••
••
••
••
••
H•
•
F •
••
••
••
••
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Predicciones de las fórmulas
moleculares por la teoría de Lewis
Hidrógeno es más estable con enlace sencillo
H2
+
+
HCl
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Predicciones de Fórmulas moleculares
por la teoría de Lewis
Oxígeno es más estable con enlace sencillo con dos átomos
+
+
o con enlaces dobles con otro átomo
O2
+
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H2 O
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Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la habilidad de un
elemento de atraer e─ cuando está enlazado a otro elemento
elemento..
Un elemento electronegativo atrae e─.
Un elemento electropositivo dona e─
Escala de electronegatividad
Li
Be
B
C
N
O
F
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
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Generalización
Mayor diferencia en enlectronegatividad, (E) entre dos átomos;
MÁS POLAR es el enlace.

H
.. 





..


:
C
:
O

..
..F
H O
.. H
Los enlaces polares conectan átomos
de diferente electronegatividad
H —H
..
: ..F
..
:
..F
:N

O
.. :
N:
Enlaces no
no--polares conectan dos átomos
de igual electronegatividad
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Enlace Polar Covalente
• Enlace donde los e- se comparten de forma no equitativa
dipolo..
por átomos diferentes y se produce un dipolo
 Un átomo es más eficiente atrayendo e Un extremo del enlace tiene mayor densidad electrónica y
otro menor por lo que se exhibe:
Polaridad de enlace:
o Carga parcial negativa (─)para el que tenga mayor densidad
electrónica
l tó i
o Carga parcial positiva (+) para el que esté deficiente de e-
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HF

EN 2.1 H
F


EN 4.0

 H •• F 


Dipolo
Las moléculas de HF
se alinean con el
campo eléctrico
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E y tipo de enlace
• E = 0 enlace es puramente covalente
• 0.1
0 1 ≤ E ≤ 0.4,
0 4 enlace es covalente no-polar
• 0.5 ≤ E ≤ 1.9, enlace es polar covalente
• E ≥ 2.0, enlace es iónico
Por ciento de Carácter Iónico
51%
Polar covalente
iónico
0
0.4
2.0
Covalente no─polar
Diferencia en Electronegatividad
4%
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45
“100%”
4.0
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Polaridad de enlace
ENCl = 3.0
30
3.0 − 3.0 = 0
Covalente Puro
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ENCl = 3.0
30
ENH = 2.1
3.0 – 2.1 = 0.9
Polar Covalente
46
ENCl = 3.0
30
ENNa = 0.9
3.0 – 0.9 = 2.1
Iónico
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23
2/2/2015
Agua – Molécula Polar
Corriente
de agua
se atrae
hacia un
cristal
cargado
Corriente
de hexano
no se atrae
hacia un
cristal
cargado
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Porr ciento de caráctter iónico
Iónico
Covalente
No polar
Polar Covalente
Iónico
Diferencia en electronegatividad
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24
2/2/2015
Ejemplo 9.3(c): Determine si el enlace N―O
es iónico, covalente, o polar covalente.
• Determine la electronegatividad de cada elemento:
N = 3.0; O = 3.5
• Reste las electronegatividades,
(3.5) − (3.0) = 0.5
• Si E ≥ 2.0, enlace es iónico
Pero como E = 0.5 ≤ 2.0, es covalente
• Si 0.5 ≤ E ≤ 1.9, enlace es polar covalente
Como E = 0.5 está en el intervalo de polar covalente
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Estructuras de Lewis de Moléculas
• Para moléculas, predice:
la distribución de e−’s de valencia
Geometría molecular
Propiedades
Interacción
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25
2/2/2015
Estructuras Lewis
• Patrón de enlace general:
C
B
átomo
enlaces
Pares solitarios
C
4
0
O
2
2
N
3
1
H &X
1
Be
2
0
B
3
0
N
O
F
• Estructuras fuera de los patrones comunes de
enlaces pueden tener cargas formales
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Enlaces: patrones comunes
C
B
N
F
O
Enlaces: patrones no-comunes
cargas formales
B
−
+
C
+
N
−
−
C
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N
52
+
O
O
−
F
F
+
−
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Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO3
1. Escribir la estructura esqueleto de HNO3:
O
 Átomo central es el menos electronegativo.
H O N O
 N es el central
 nunca H
 H siempre es terminal.
 H terminal enlazado a los O en oxi-ácidos.
2. Contar los e─ de valencia:
N
=
5 e−
H
=
1 e−
O3 = 36 = 18 e−
Total =
24 e−
Molécula neutral
 Sumar los e─ s de valencia para cada átomo.
 Para moléculas que son iones
iones:
 sumar un e─ por cada carga negativa (aniones).
 restar un e─ por cada carga positiva (cationes).
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Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO3
3. Enlazar átomos con pares de e─ s, restarlos del
total

No olvidar que una linea representa 2 e─ s
H O
O
N O
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e─s
Inicial
24
Usados ─ 8
Restantes 16
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2/2/2015
Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO3
4. Completar los octetos con los e− s
restantes, de afuera hacia adentro
adentro.
 H ya está
tá completo
l t con 2 e─
 1 enlace
O
H O N O
5. Re-contar e─ s.
e─ s
e─ s
N
=
5 e−
Inicial
24
H
=
1 e−
Enlaces ─ 8
O3 = 36 = 18 e−
Restantes 16
Total =
24 e−
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e─ s
Inicial
16
octeto ─ 16
Restantes 0
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Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO3
5. Si todos los octetos se completan,
añadir los e─ s extra (de haberlos) al
átomo central:
 elementos con orbitales d pueden
tener mas de 8 e─ s.

O
H O N O
Periodo 3 o mayor.
6. Si el átomo central no tiene octeto,
usar los e─ s de los átomos externos
para compartir.
compartir.
 Siguir patrones usuales si es posible.
O
H O N O
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Carga Formal (CF) HNO3
O
24eO
- 8
H O N O
16
H O N O
• Carga Formal:
Formal:
- 16
0
 Resulta de la carencia o el exceso de e─ s de valencia
al completar el octeto.


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
 Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0

en un ión = carga del ión
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Carga formal de HNO3
7. Asignar cargas formales (cf)
a) cf = e− valencia − e− par solitario − # enlaces
b) siga patrones comunes de enlaces.
0
+1
−1
Cálculo de cargas formales para HNO3
H
O(1)
N
O(2)
O(3)
cf =
0
0
++1
1
─1
-1
00
0
−1
(2)
0
(1)
+1
(3)
0
valencia ─ solitario ─ enlaces
= 1
─ 0
─ 1
= 6
─ v4
─ 2
= 5
─ 0
─ 4
= 6
─ 6
─ 1
= 6
─ 4
─ 2
cfMolécula= 0
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2/2/2015
Carga formal de HNO3
7. Asigne cargas formales (cf)
−1
a) cf = e− valencia − e− par solitario − enlaces
b) o siga patrones comunes de enlaces
0
0
+1
−1
Cálculo de cargas formales para HNO3
H
O(1)
N
O(2)
O(3)
cf =
0
0
++1
1
1−1
00
(2)
0
(1)
+1
(3)
0
valencia ─ solitario ─ enlaces
= 1
─ 0
─ 1
= 6
─ 4
─ 2
= 5
─ 0
─ 4
= 6
─ 6
─ 1
= 6
─ 4
─ 2
cfMolécula= 0
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Resonancia
Híbrido
(a)
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Estructura híbrida resonante
(b)
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2/2/2015
Estructuras Resonantes
• Resonancia - delocalización de e─ s.
• Estructura Resonante ≡
estructura de Lewis que se diferencia solo por la
posición de los e─ s.
• Híbrido resonante –
combinación de las formas resonantes.
delocalización de las cargas.
estabiliza la molécula.
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Reglas para estructuras resonantes
• Deben tener:
 el mismo número de e−.
 la misma conetividad.
 solo cambia la posición de los e─ s
• Los elementos de:
 la segunda fila tienen un máximo de 8 e enlazantes y no enlazantes.
 la tercera fila pueden expandir el octeto.
octeto
• Las cargas formales deben sumar lo mismo.
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2/2/2015
Dibujar Estructuras Resonantes, HNO3
1. Dibujar la estructura Lewis para máximizar
el octeto.
−1
(2)
2. Asignar cargas formales:


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
0
3. Mover pares de electrones de átomos con
carga formal (−) hacia los de carga formal (+)
0
0
(1)
(3)
+1
4. Si la CF (+) es del átomo de la 2da fila
fila,
mueva e─ s siempre y cuando pueda mover
pares de e─ s de un enlace múltiple.
5. Si la CF (+) de átomo de la 3ra fila o mayor,
traiga pares de e─ s para reducir la carga
forma aunque expanda el octeto.
−1
+1
híbridos resonantes
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Dibujar Estructuras Resonantes, (NO
NO3−)
1.
Dibujar la estructura Lewis para máximizar
el octeto.
2.
Asignar cargas formales:
−1
−1


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
3.
Mover pares de electrones de átomos con
carga formal (−) hacia los de carga formal (+)
4.
da fila
Si la CF (+) es del átomo de la 2da
fila,
─
mueva e s siempre y cuando pueda mover
pares de e─ s de un enlace múltiple.
5.
−1
−1
3ra
Si la CF (+) de átomo de la
fila o mayor,
traiga pares de e─ s para reducir la carga
forma aunque expanda el octeto.
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+1
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+1
híbridos resonantes
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Ejemplo de práctica
1) Estructura Lewis
2) Carga formal
3) Estructura resonante
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Estructura y Carga Formal (SO32─)
6x4 = 24e─ totales
+
2e─ carga ión
─
6e─ (enlace)
20
─18
−1
1
2
O6e
O S O
-
6e-
6e-
6e-
O−1
+1
−1
Calcule y Asigne Carga Formal (SO32─)


 e va
len cia  e n o  en laza nte
= 6
−
6
= 6
−
2
= 6
−
6
= 6
−
6
 # en la ces
izquierda O
−
1 = −1
S
−
3 = +1
derecha
O
−
1 = −1
1
arriba
O
−
1 = −1
−2
• Suma de todas las cargas formales del ión = ─ 2.
CF
CF
CF
CF
CF
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2/2/2015
Estructura resonante (SO32─)
1. Mover pares de
de átomos
con CF (−) hacia los de CF (+).
2. Si la CF (+) es del átomo de la
2da fila,
fila mueva e─ s para formar
un enlace múltiple
3 Si lla CF ((+)) dde átomo
3.
á
d lla 3ra
de
fila o mayor, traiga pares de e─ s
para reducir la carga forma
aunque expanda el octeto.
−1
0
O
−1
0
O −1
−1
−1
O
e─ s
+1
−1
O
−1
0
0
0
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−1
0
−1
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Evaluar Estructuras Resonantes
• Las mejores estructuras resonantes poseen:
 Menos cargas formales distribuidas en la
molécula.
lé l
 Cargas formales con:
 valores menores
 valores negativos en los átomos más electronegativos
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Excepciones a la Regla del Octeto
• Octetos Expandidos
elementos con orbitales d vacíos puenden
tener más de ocho electrones
• Número impar de electrones e.g.: NO
Tendrán electrones sin parear
Radicales libres
uy reactivos
eac os
Muy
• Octetos Incompletos
B, Al
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Ejercicios de práctica
Estructura Lewis
Carga formal
Estructura resonante
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Estructura y Carga Formal (SO2)
O S
O
6e-
6e-
6e-
18e-4
14
-12
2- 2 = 0
0
−1
+1
• Calcule y asigne CF


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
izquierda O
CF = 6 − 4 − 2 = 0
S
CF = 6 − 2 − 3 = +1
derecha O
CF = 6 − 6 − 1 = −1
• Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0

en un ión = carga del ión
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Estructura resonante (SO2)
0
−1
+1
−1
+1
1
−1
1
0
0
+1
....O ......S .. ..O ..
..
0
0
....O .. ..S .... ..O ..
..
híbrido resonante
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Práctica – Dibujar estructuras de Lewis
para:
CO2
H3PO4
SeOF2
SO32−
NO2−
P2H4
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Respuestas ─ Práctica de Estructuras
O C O
16 e−
CO2
16e-4
12
-12
0
H3PO4
32 e−
SeOF2
SO32−
NO2−
P2H4
26 e−
18
26 e−
e−
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14 e−
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Práctica – Estructuras-respuestas
CO2
16 e−
H3PO4
32 e−
SeOF2
SO32−
NO2−
P2H4
26 e−
26 e−
18 e−
14 e−
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Práctica – Asignar
carga formal

CF  evalencia  eno enlazante  # enlaces
CO2
H3PO4
SeOF2
SO32−
NO2−
P2H4
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Respuesta – Asignar carga formal


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
CO2
H3PO4
todo 0
P = +1
resto 0
SO32−
SeOF2
S = +1
Se = +1
NO2−
P2H4
todo 0
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Respuesta – Asignar carga formal


CF  evalencia
 eno
 enlazante  # enlaces
CO2
H3PO4
todo 0
P = +1
resto 0
SO32−
SeOF2
S = +1
Se = +1
NO2−
P2H4
todo 0
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Práctica – Identifique las estructuras con
mejor formas resonantes y dibújelas
CO2
H3PO4
toda 0
P = +1
resto 0
SO32−
SeOF2
S = +1
Se = +1
NO2−
P2H4
toda 0
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Práctica – Identifique las estructuras con
mejor formas resonantes y dibújelas
CO2
H3PO4
Toda 0
ninguna
SO32−
SeOF2
−1
Toda 0
S =0
+1
P2H4
NO2−
En tres de las
Formas resonantes
ninguna
none
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Respuestas – Identifique las estructuras con
mejor formas resonantes y dibújelas
CO2
H3PO4
Toda 0
ninguna
SO32−
SeOF2
−1
Toda 0
S =0
+1
En todas las
Formas resonantes
P2H4
NO2−
ninguna
none
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Largo de Enlaces
• La distancia entre los núcleos de
átomos enlazados es largo
g de enlace
Promedio de enlaces similares de
muchos compuestos
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