22 ENLACE QUIMICO

Química General 2009
ENLACE QUIMICO
1.- Prediga la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:
a.- BF3
b.- CH4
Para poder predecir la estructura de Lewis utilizamos la siguiente fórmula:
E=I-R
Donde:
⇒ E representa la cantidad de electrones compartidos en la molécula o ión poliatómico
⇒ I representa la cantidad de electrones en la capa de valencia que necesitan todos los
átomos de una molécula o ión poliatómico para alcanzar la configuración del gas noble
más cercano.
⇒ R representa la cantidad de electrones disponible en la capa de valencia de todos los
átomos (representativos).
Para escribir la estructura de Lewis seguimos algunas reglas como:
El elemento menos electronegativo, suele ser el átomo central, con excepción
del hidrógeno.
Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, con excepción de las moléculas
-2
de O2 y O3, los peróxidos que contienen los grupos O2 , los superóxidos que
contienen O2 .
En los oxiácidos el hidrógeno suele enlazarse a los átomos de oxígeno y no al
átomo central.
Se calcula I, el número de electrones en la capa externa (de valencia) que
requieren todos los átomos de la molécula o ión para adquirir la configuración
del gas noble más cercano.
Se calcula R, el número de electrones disponibles en las capas externas (de
valencias) de todos los átomos.
Se calcula E, el número de electrones compartidos en la molécula o ión,
utilizando la relación E = I –R.
Se colocan en el esqueleto de la molécula los electrones E como pares
compartidos, utilizando simples, dobles y triples enlaces.
Las estructuras pueden representarse mediante las fórmulas puntuales de Lewis o mediante
guiones, y cada guión representa un par de electrones compartidos.
Para responder el inciso a) primero ubicamos el átomo central que es el boro, B.
Para saber cuantos electrones tiene cada uno de los átomos de la molécula, en nuestro caso
el boro y el flúor, en la capa más externa, realizamos la configuración electrónica:
2
2
1
5B = 1s 2s 2p
2
2
6
2
6
17Cl = 1s 2s 2p 3s 3p
Es así que el boro, B, en la capa externa tiene 3 electrones disponibles y el Cloro, Cl, contiene
7 electrones disponibles.
Luego procedemos a calcular el valor de I, como continua:
I=1×6+3×8
I = 30 electrones.
Ahora procedemos a calcular R:
R=1×3+3×7
R = 24 electrones
Por último calculamos:
E = 30 – 24
E = 6 electrones, que equivalen a 3 enlaces.
Por lo que la estructura de Lewis es:
Como verás y te preguntaras para el Boro, al realizar el cálculo de cuantos electrones requiere
para alcanzar la configuración del gas noble más cercano, utilizamos 6 y no 8, esto es porque
esta es una excepción a la regla del octeto. Porque los elementos del grupo III A o 13, sólo
contienen 3 electrones en la capa de valencia, por lo que suelen formar tres enlaces covalentes
22
Química General 2009
cuando se unen con otros tres átomos. Te aconsejamos que leas que otras limitaciones a la
regla del octeto existen.
b) Para el de CH4
El átomo central es el Carbono.
Configuración:
2
2
2
6C = 1s 2s 2p
1
1H = 1s
El Carbono contiene 4 electrones en su capa más externa y el Hidrógeno contiene 1 electrón.
Ahora calculamos I, R y E.
I=1×8+4×2
I = 16 electrones
R=1×4+4×1
R = 8 electrones
E=I–R
E = 16 – 8
E = 8 electrones, por lo tanto 4 enlaces
La estructura de Lewis es:
En este caso el hidrógeno para alcanzar la configuración del gas noble más cercano colocamos
2, porque el gas noble más cercano es el He, que posee 2 electrones.
2.- Para ión carbonato predecir la estructura de Lewis.
-2
El ión carbonato es CO3
El átomo central es el Carbono:
Configuración:
El átomo central es el Carbono.
Configuración:
2
2
2
6C = 1s 2s 2p
2
2
4
8O = 1s 2s 2p
El Carbono contiene 4 electrones en su capa más externa y el Oxígeno contiene 6 electrones.
Ahora calculamos I, R y E.
I=1×8+3×8
I = 32 electrones
R=1×4+3×6+2
R = 24 electrones
E=I–R
E = 32 – 24
E = 8 electrones, por lo tanto 4 enlaces
La estructura de Lewis es:
Como verás al realizar el calculo de R, a los electrones disponibles en cada átomo le sumamos
2 electrones estos provienen de la carga del ión, es decir el ión se quedo con 2 electrones.
También verás que el entorno químico de cada átomo del oxígeno es similar. Por lo que
también se pueden plantear las siguientes estructuras, incluyendo la antes escrita.
23
Química General 2009
Una molécula o ión poliatómico para el cual es posible escribir dos o más fórmulas puntuales
con el mismo ordenamiento de átomos con el fin de describir el enlace, presenta resonancia.
Las tres estructuras son estructuras resonantes del ión carbonato. La estructura verdadera es
un promedio de las tres.
La representación real no es ninguna de ellas sino todas, en donde los electrones están
deslocalizados a través de los átomos del ión.
3.- ¿Qué tipos de enlace posee el ácido sulfúrico?
Escribimos la configuración electrónica:
2
2
6
2
4
16S = 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
4
8O = 1s 2s 2p
1
1H = 1s
De acuerdo a esto el azufre posee 6 electrones disponibles en la capa externa, el oxígeno
también posee 6 electrones y el hidrógeno 1.
Ahora calculamos I, R y E.
I=1×8+4×8+2×2
I = 44 electrones
R=1×6+4×6+2×1
R = 32 electrones
E=I–R
E = 44 – 32
E = 12 electrones, por lo tanto 6 enlaces
La estructura de Lewis es:
··
:O:
··
↑ ··
H ─ O ─S─O─H
··
↓ ··
:O:
··
24
Química General 2009
Posee 4 enlaces covalentes simples, 2 corresponden a enlaces S ─ O y 2 corresponden a
enlaces O ─ H.
También posee 2 enlaces covalentes dativos entre el azufre y el oxígeno, simbolizados con las
flechas.
4.- Prediga la geometría electrónica y molecular de:
a) BF3.
b) CH4.
c) NH3
d) H2O
PARA RECORDAR
La geometría electrónica se refiere a los ordenamientos geométricos de regiones de alta
densidad electrónica alrededor del átomo central.
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una
molécula.
La presencia de electrones libres sobre el átomo central, afecta la geometría molecular, ya que
existirán fuerzas de repulsión: entre pares enlazantes, entre pares libres, y entre par enlazante
y par libre.
En general, de acuerdo con el modelo RPECV, las fuerzas de repulsión disminuyen según el
siguiente orden:
Repulsión par libre contra par libre > repulsión par libre contra par enlazante > repulsión par
enlazante contra par enlazante.
a) Primero escribimos la configuración electrónica de los átomos:
5B
2
2
1
= 1s 2s 2p
2
2
5
9F = 1s 2s 2p
Realizamos la estructura de Lewis:
El trifluoruro de boro contiene tres enlaces covalentes. El átomo central (B) no contiene
electrones no compartidos. Este tipo de moléculas es del tipo AB3 sin pares de electrones no
compartidos.
2
Hibridación del átomo central: sp
Geometría electrónica: Trigonal plana (3 regiones de alta densidad alrededor del átomo central)
Geometría molecular: Trigonal plana
b) CH4
6C
2
2
2
= 1s 2s 2p
1
1H = 1s
Estructura de Lewis:
3
Hibridación del átomo central sp .
Es una molécula del tipo AB4 sin pares de electrones no compartidos en el átomo central.
Presenta 4 regiones de alta densidad electrónica, por lo que su geometría electrónica es
25
Química General 2009
Tetraédrica, lo mismo que su geometría molecular dado que el átomo central no posee pares
de electrones sin compartir.
c) NH3
7N
2
2
3
= 1s 2s 2p
1
1H = 1s
Estructura de Lewis.
3
Hibridación del átomo central sp .
Es una molécula del tipo AB3 con un par de electrones no compartidos en el átomo central.
Presenta 4 regiones de alta densidad electrónica, por lo que su geometría electrónica es
Tetraédrica.
El par de electrones ubicados sobre el nitrógeno origina una repulsión de estos con los
electrones que son parte del enlace NH, originando una geometría molecular piramidal.
d) H2O
8O
2
2
4
= 1s 2s 2p
1
H
=
1s
1
Estructura de Lewis
3
Hibridación del átomo central sp
Es una molécula del tipo AB2 con dos pares de electrones no compartidos en el átomo central.
Presenta 4 regiones de alta densidad electrónica, por lo que su geometría electrónica es
Tetraédrica.
Al poseer dos pares de electrones no compartidos existe repulsión entre ellos y entre los
electrones que son parte del enlace OH, originando una geometría molecular angular.
26
Química General 2009
RECORDAR
5.- Basándose en el modelo de orbitales moleculares, calcule el orden de enlace en la molécula
de F2. Justifique su respuesta.
2
2
5
9F = 1s 2s 2p
Distribución electrónica en orbitales moleculares
Orbitales atómicos
Orbitales moleculares
Orbitales atómicos
2σx*
2 π y*
2p
2πz*
2πy
2πz
2p
2σx
2σ*
2s
2s
2σ
1σ*
1s
1s
1σ
27
Química General 2009
1σ2 1σ*2 2σ2 2σ*2 2σx2 (2πy2 2πz2) (2πy*2 2πz*2)
Orden de Enlace = [Nº ē enlace – Nº ē antienlace] / 2 = [10 – 8] / 2 = 1
6.- Basándose en el modelo de orbitales moleculares, calcule el orden de enlace en la molécula
+
de O2 . Justifique su respuesta.
8O
2
2
4
= 1s 2s 2p
Si fuera la molécula O2 deberíamos configurar 16 electrones, pero la del ejercicio es una
molécula con una carga positiva debemos configurar 15 electrones.
Distribución electrónica en orbitales moleculares
Orbitales atómicos
Orbitales moleculares
Orbitales atómicos
2σx*
2 π y*
2p
2πz*
2πy
2πz
2p
2σx
2σ*
2s
2s
2σ
1σ*
1s
1s
1σ
1σ2 1σ*2 2σ2 2σ*2 2σx2 (2πy2 2πz2) (2πy*1 2πz*)
Orden de Enlace = [Nº ē enlace – Nº ē antienlace] / 2 = [10 – 5] / 2 = 2.5
28
Química General 2009
7.- ¿Quién posee mayor longitud de enlace el N2 o N2+?
7N
2
2
3
= 1s 2s 2p
Para N2 configuramos 14 electrones.
+
Para N2 configuramos 13 electrones.
Distribución electrónica en orbitales moleculares
Orbitales atómicos
Orbitales moleculares
Orbitales atómicos
2 σ x*
2 π y*
2p
2πz*
2σx
2p
2πz
2πy
2σ*
2s
2s
2σ
1σ*
1s
1s
1σ
N
N2
2
2
2
2
2
2
2
N2 = 1σ 1σ* 2σ 2σ* (2πy 2πz ) 2σx
N
Orden de Enlace = [Nº ē enlace – Nº ē antienlace] / 2 = [10 – 4] / 2 = 3
29
Química General 2009
Orbitales atómicos
Orbitales moleculares
Orbitales atómicos
2 σ x*
2 π y*
2πz*
2p
2σx
2p
2πy 2πz
2σ*
2s
2s
2σ
1σ*
1s
1s
1σ
N 2+
N
+
2
2
2
N
2
N2 = 1σ 1σ* 2σ 2σ*
2
2
1
(2πy 2πz ) 2σx
Orden de Enlace = [Nº ē enlace – Nº ē antienlace] / 2 = [9 – 4] / 2 = 2.5
+
N2 posee un orden de enlace menor que N2, por lo que su longitud de enlace es mayor.
+
Rta: quien posee mayor longitud de enlace es N2
30