CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII … · libres Estos enlaces pueden ser bastante ... electrones de un enlace de una molécula será repelido por los electrones de otros enlaces

CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA

Teoría de Enlace

Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia

Objetivo: Establecer que la capacidad de interacción entre átomos se explica por su estructura electrónica.

INTRODUCCIÓN

• Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 118 elementos en la tabla periódica.

• Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 118 elementos.

• Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?

ENLACES Y MOLÉCULAS

1 Cuando los átomos entran en

interacción mutua, de modo que se

completan sus niveles energéticos

exteriores, se forman partículas nuevas

más grandes.

2

Estas partículas constituidas por dos o

más átomos se conocen como

moléculas y las fuerzas que las

mantienen unidas se conocen como

enlaces.

¿ QUÉ ES UN ENLACE?

• Es una fuerza de atracción que

mantiene unidos a grupos de dos o más

átomos, con el fin de adquirir una

configuración electrónica mas estable

(gas noble).

¿ QUÉ ES UNENLACE?

• Los átomos forman los enlaces a través de los electrones más externos. (electrones de valencia)

• Van perdiendo o ganando electrones, dependiendo de la electronegatividad que presentan.

ESTRUCTURA DE LEWIS

Un átomo en combinación química tiende a alcanzar

en su último nivel de energía la configuración

electrónica de un gas noble, para lo cual puede

ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.

Los electrones se pueden representar a

través de cruces o puntos.

Ejemplo: Oxígeno Z= 8

ESTRUCTURA DE LEWIS

• Cuando se forma un enlace químico, los átomos

reciben, ceden o comparten electrones, de modo que

el último nivel de energía de cada átomo contenga

ocho electrones, adquiriendo la configuración

electrónica del gas noble más cercano en la

Tabla periódica.

ESTRUCTURA DE LEWIS

1. Escribimos el símbolo del elemento

2. Determinamos la cantidad de puntos (o cruces)

que dibujar alrededor del símbolo del elemento.

3. Dibujamos los cinco puntos alrededor del

símbolo del nitrógeno, teniendo presente que las

zonas permitidas para dibujar se llenan primero

con un electrón y solo cuando ya no quedan

espacios vacíos, se dibujan dos electrones

juntos

REGLA DEL OCTETO

Es habitual que los elementos representativos

alcancen las configuraciones de los gases

nobles. Este enunciado a menudo se denomina

la regla del octeto porque las configuraciones

electrónica de los gases nobles tienen 8

electrones en su capa más externa a excepción

del He que tiene 2.é.

REGLA DEL DUETO

•Así como los elementos electronegativos, cumplen

la regla del octeto, para alcanzar la configuración de

un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del

dueto, el litio y berilio.

•La regla del dueto consiste en que el H2, al

combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace

iónico o un enlace covalente, lo hace para completar

su orbital con 2 electrones.

TIPOS DE ENLACE

Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente.

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Covalente

comparte e--

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

ENLACE IÓNICO

Se establece por cesión de electrones (uno o más) de un

átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un

átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones).

Es la unión que se realiza entre elementos cargados

eléctricamente, es decir, con cargas opuestas

(recordemos que los polos opuestos se atraen).

Este tipo de enlace son fuerzas electrostáticas que

mantienen unidos dos o más iones

En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones

completamente, pudiendo ser uno o más electrones los que se transfieren

ENLACE IÓNICO

Enlace Iónico

Para la formación de este enlace la

diferencia de electronegatividad debe

ser superior a 1,7. E.N. > 1,7.

Iones libres

Estos enlaces pueden ser bastante

fuertes pero muchas sustancias iónicas

se separan fácilmente en agua,

produciendo iones libres.

ENLACE IÓNICO

Compuestos iónicos

Átomo Baja Electronegatividad

Transferencia

de e-

Catión

Pérdida e-

Átomo Electronegatividad elevada

Ganancia e-

Anión

Compuesto Iónico

PROPIEDADES ENLACE IÓNICO

ENLACE COVALENTE

• En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones.

• Se da entre no metales -o sea, elementos que tienen electronegatividades similares- y entre no metales y el hidrógeno.

• En este tipo de enlace no se forman iones.

• En la mayoría de los casos, cada átomo

adquiere la configuración electrónica de gas

noble (octeto completo).

COMO DIBUJAR ESTRUCTURA DE LEWIS

ENLACE COVALENTE

Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo

dos pares de electrones: enlace covalente doble

tres pares de electrones: enlace covalente triple

Molécula de oxígeno

Molécula de nitrógeno

ENLACE COVALENTE NO POLAR

Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de átomos

con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de

electronegatividad (ΔEN) igual a cero. Generalmente, da

origen a moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que

comparten electrones entre dos átomos idénticos.

Ejemplos: hidrógeno, H2; oxígeno, O2, nitrógeno, N2;

flúor, F2; bromo, Br2, y yodo, I2.

ENLACE COVALENTE POLAR

Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la

diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero

inferior a 1,7,.

Otros ejemplos: dióxido de carbono (CO2); el metano

(CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).

ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

• En este tipo de enlace también se “comparte” una pareja de electrones.

• Pero la gran diferencia es que esta pareja proviene de tan solo uno de los átomos que forman el enlace.

• El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donante y el átomo que los recibe aceptor.

PROPIEADES ENLACE COVALENTE

ENLACE METÁLICO

Este tipo de enlace ocurre entre átomos de metales, es decir, baja electronegatividad.

Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su último nivel.

Estos átomos pierden fácilmente estos electrones.

Estos electrones forman una nube electrónica que está débilmente unida al núcleo.

La unión de estos átomos tiene la forma de una red cristalina.

ENLACE METÁLICO

• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.

• En donde su único electrón está enlazado deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.

FUERZAS INTERMOLECULARES

• Fuerzas de atracción que existen entre las moléculas y

permiten la interacción entre ellas.

• Se reconocen cuatro tipos:

Fuerzas ión-dipolo

Fuerzas dipolo-dipolo

Puentes de Hidrógeno Fuerzas de dispersión o de London

Fuerza ión-dipolo

• Fuerzas de atracción que se dan entre un ión y un dipolo.

• Interacciones entre un ión (catión o anión) y una molécula polar.

• Ejemplo de ello: la sal disuelta en agua

Disolución de sal en agua.

Las moléculas de agua

(moléculas polares) rodean

tanto a los cationes como a

los aniones de la sal, pero

los primeros (cationes) son

rodeados por el oxígeno

(polo negativo del dipolo),

mientras que los segundos

(aniones) con rodeados por

los hidrógeno (polo positivo

del dipolo).

Fuerzas dipolo-dipolo

• Fuerzas de atracción que se dan entre moléculas polares.

• Se da entre los polos opuestos de las dos moléculas relacionadas.

• Ejemplo: agua con alcohol

Las moléculas polares (o sea,

que tienen un momento dipolar

permanente) tienden a alinearse

con las polaridades opuestas.

Cuando están en estado sólido

estas atracciones se hacen

máximas y se dan estructuras

como la de la imagen.

Puentes de Hidrógeno

• Fuertes interacciones dipolo-dipolo.

• Suceden entre moléculas que presentan enlaces H-H, O-H y N-H. También presentes en el ADN

• Ejemplo: agua con agua, amoniaco con agua.

Fuerzas de dispersión o de London

• Fuerzas de atracción débiles que se dan entre moléculas neutras.

• Generan dos tipos de fuerzas:

Fuerzas dipolo-dipolo inducido

Fuerzas de ión dipolo inducido

Fuerzas dipolo-dipolo inducido

• Se conocen como fuerzas de dispersión o de London.

• Tiene lugar entre una molécula apolar y una molécula polar.

• Ejemplo: aceite con agua, aceite con bencina

Fuerzas de ión-dipolo inducido

• Fuerzas de atracción entre un ión y una molécula polar.

• La molécula polar se induce por el ión.

Geometría Molecular

• Distribución espacial que adoptan los átomos, que se da en compuestos covalentes.

• Se explica en base a la teoría de «Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

• Esta teoría indica principalmente que el par de electrones de un enlace de una molécula será repelido por los electrones de otros enlaces químicos. Para así los electrones quedar lo más separados unos de otros.

• Consultar link: http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/trpenv.pdf

Geometría Molecular

• Geometría Molecular Lineal (AX2).

• Geometria Molecular Trigonal Plana (AX3)

• Geometría Molecular Angular (AX2E)

• Geometría Molecular Tetraédrica (AX4)

Geometría Molecular

• Geometría Molecular Trigonal Piramidal (AX3E)

• Geometria Molecular Angular (AX2E2)

• Geometría Molecular Trigonal Bipiramidal (AX5)

• Geometría Molecular Tetraedro distorsionado(AX4E)

Geometría Molecular • Geometría Molecular Forma de T (AX3E2).

• Geometria Molecular Lineal(AX2E3)

• Geometría Molecular Octaédrica (AX6)

• Geometría Molecular Piramide Cuadrada (AX5E)

• Geometría Molecular Cuadrada Plana (AX4E2)