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Tema 1: Enlace Químico
1.1 Visión general de la teoría de Lewis 1.2 Enlace iónico 1.2.1 Visión general 1.2.2 Energía reticular de los compuestos iónicos 1.2.3 Estructuras cristalinas iónicas 1.2.4 Propiedades de las sustancias iónicas 1.3 Enlace covalente 1.3.1 Visión general 1.3.2 Excepciones a la regla del octeto 1.3.3 Teoría de RPECV 1.3.4 Teoría de enlace de valencia 1.3.5 Teoría de orbitales moleculares 1.3.6 Energías de enlace 1.4 Enlace metálico 1.4.1 Modelo del mar de electrones 1.4.2 Teoría de bandas 1.4.3 Semiconductores
¿Por qué reaccionan los átomos de los distintos
elementos?
¿Cuáles son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos en las moléculas y a los iones en los compuestos
iónicos?
¿Cómo condiciona esto las formas que adoptan?
EL ENLACE SEGÚN LA TEORÍA DE LEWIS
En 1923, LEWIS postula que “los átomos pueden también cumplir la
regla del octeto por compartición de pares electrónicos”,
proponiendo que la compartición de un par electrónico constituía un
enlace químico.
De esta forma, las características de un enlace serían:
- Transferencia electrónica
- Compartición de electrones
- Capa de valencia completa (regla del octeto)
EL ENLACE SEGÚN LA TEORÍA DE LEWIS
Símbolos de Lewis para los elementos de los
grupos principales
La combinación de símbolos de Lewis nos lleva
a las conocidas como estructuras de Lewis.
1s^1 1s^1 Los electrones que participan en el enlace son los llamados electrones de valencia, Esto es, los electrones de la última capa 2s^2 p^2 1s 1 1s 1 1s 2 1s 2 2s^2 p^6 1s 2 1s 2
2s 2 p 3 2s 2 p 4 2s^2 p^4 2s 2 p 4
2s^2 p^6 2s^2 p^6 2s^2 p
2s 6 2 p 6
CARGA FORMAL Número de electrones de valencia – (electrones no compartidos + electrones compartidos)
INCUMPLIMIENTO DE LA REGLA DEL OCTETO
Esta regla solo es estrictamente válida para algunos elementos de los grupos principales, generalmente los elementos no metálicos del segundo periodo. Los elementos del grupo 2 (como Be) se rodean de cuatro electrones en algunos compuestos. El grupo del boro se rodea de 6 electrones en muchos casos. El fósforo se rodea de 10 electrones y el azufre de hasta 12 (la presencia de orbitales d vacíos permite la extensión de la capa de valencia para los átomos del tercer periodo en adelante). CUESTIONES: Escriba las estructuras de Lewis del radical NO· (monóxido de nitrógeno), del BF 3 (trifluoruro de boro) y del anión BF 4 −^ (tetrafluoroborato), del NH 3 (amoniaco o azano) y del NH 4 +^ (amonio o azanio) y de los aniones ClO 3 −^ (clorato o trioxoclorato(1−)), SO 4 2 − (sulfato o tetraoxosulfato(2−)) y PO 4 3 − (fosfato o tetraoxofosfato(3−)).
BF 3
2s 2 p 1 2s^2 p^5 2s^2 p^5 2s^2 p^5 2s^2 p^6 2s^2 p^6 13 2s^2 p^4 2s^2 p^6
14
BF 3
2s 2 p 1 2s^2 p^5 2s^2 p^5 2s^2 p^5 BF 4 − 2s 2 p 1 2s^2 p^5 2s 2 p 5 2s 2 p 6 2s 2 p 6 2s 2 p 6 2s^2 p^6 2s 2 p 5 2s^2 p^5 2s^2 p^6 2s^2 p^4 2s^2 p^6 2s^2 p^6 2s^2 p^6 14
NH 3
2s 2 p 3 1s^1 1s^1 1s^1 2s 2 p 6 1s^2 1s^2 16
NH 4
2s 2 p 3 1s^1 1s 1 1s 2 1s 2 1s 2 1s^2 1s^1 1s^1 2s^2 p^6 1s^2
De igual forma, se puede deducir que las estructuras de Lewis
para:
a) ClO 3
−
(clorato o trioxoclorato(1−))
b) SO 4
2 −
(sulfato o tetraoxosulfato(2−))
c) PO 4
3 −
(fosfato o tetraoxofosfato(3−))
se pueden escribir como
a)
b) c)
¿Cuántas formas resonantes encontramos en estos aniones?
PRINCIPALES PROBLEMAS DE LA TEORÍA DE ENLACE DE LEWIS
- Presenta numerosas excepciones.
- No permite extraer datos acerca de la estructura real de la molécula
- No sabemos nada acerca de su energía, por lo que no podemos saber nada acerca de su estabilidad.
- Debido a lo anterior, no podemos extraer conclusión alguna acerca de ninguna propiedad molecular en particular. Estructura real Estructura de Lewis
TIPOS DE ENLACE
Enlace iónico. Se llama así porque está formado a partir de la atracción electrostática mutua generada por un par de iones, uno positivo y otro negativo, generando estructuras ordenadas en el espacio (redes cristalinas). Es un caso límite para el enlace en sólidos, que solo se da cuando un átomo tiene mucha tendencia a perder electrones y otro a ganarlos, creándose entonces un intercambio electrónico entre ellos y dando lugar a un compuesto iónico. baja energía de ionización (baja afinidad electrónica) alta afinidad electrónica
+ − (alta energía de ionización)
Ej: NaCl, LiF, MgCl 2 , CaO, Li 2 O, Al 2 O 3 , Mg 3 N 2 e− Baja electronegatividad Alta electronegatividad
