el enlace químico. tipos de enlace químico símbolos de puntos de lewis el enlace iónico el...
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El Enlace Químico
El Enlace Químico
Tipos de enlace químico Símbolos de puntos de Lewis El enlace iónico El enlace covalente Estructuras de Lewis El concepto de resonancia Polaridad del enlace covalente. Electronegatividad.
El enlace químico
Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre partículas de distinta carga.
Tipos de enlace químico: Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre
un metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae) Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones
entre los átomos (generalmente entre no metales)
H2OCompuestocovalente
NaClCompuesto
iónico
NaClSólidoiónico
Símbolos de puntos de Lewis
Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo
Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo
El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados
Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura
X F.
......
Símbolos de puntos de Lewis
Símbolos de Lewis para los elementos del segundo periodo (n = 2).
Li Be B C
N O F Ne
El enlace iónico
Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb)
LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F gana un electrón y forma F. Nótese que el Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F la del Ne
Li+ FLi + F LiF
El enlace iónico
Otros ejemplos de compuestos iónicos:
Ca2+ O 2Ca + O
2 Li+ O2 Li + O 2
CaO
Li2O
3 Li+ N3 Li + N 3 Li3N
Propiedades de los compuestos iónicos
Compuestos cristalinos Los iones se disponen según unos ordenamientos
específicos que se repiten periódicamente en el espacio Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas
de unión entre los iones de la red cristalina) Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos
(se rompen sin deformarse)
Fuerzaexterna
Fuerzarepulsiva
Fractura del cristal
Propiedades de los compuestos iónicos
No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución
Sólido iónico
Sólido iónicofundido
Sólido iónicodisuelto en agua
El enlace covalente
G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones
En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace covalente los electrones de valencia
Electrones 1sPar de electrones
compartido
Dos átomos de hidrógenoH + H
Una molécula de hidrógenoH H
F F + F F
El enlace covalente
Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace)
Tipos de enlace: Sencillo (1 par de d electrones) H2
Doble (2 pares de electrones) O2
Triple (3 pares de electrones) N2
F F + F F Pares libres
Par enlace
El enlace covalente / iónico
átomos átomos
Comparticiónde electrones
Transferenciade electrones
Enlace covalenteIon
positivoIon
negativo
Enlace iónico
Estructuras de Lewis
Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo están unidos los átomos entre sí.
No representa la forma tridimensional de la molécula
Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o dos para el helio)
Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente
e- dee- de valenciavalenciaHeHe 2 2NeNe 8 8ArAr 8 8KrKr 8 8XeXe 8 8RnRn 88
e- dee- de valenciavalenciaHeHe 2 2NeNe 8 8ArAr 8 8KrKr 8 8XeXe 8 8RnRn 88
O C O
Estructuras de Lewis: ejemplos
Para escribir una estructura de Lewis se siguen...Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valenciaC: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16
8 pares de electrones
Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2
Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central:
O C O Hemos colocado todos loselectrones (8 pares)y el C no tiene completo su octeto
O C OEstructura de Lewis
del CO2
Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo- amoniaco NH3
Paso 1- Paso 2-
N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno
H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos
número total de e- 8 e- 4 pares de e-
Paso 3-
H N H
H
H N H
H
N completa su octetoH tiene su capa completa
con 2 electrones
Concepto de resonancia
A veces hay moléculas que no se describen por una única estructura de Lewis
Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden escribir estructuras que difieren en la posición de los enlaces dobles o triples.
Estas estructuras que se diferencian en la posición de los enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia
Ejemplo:la molécula de ozono (O3)
Ambas formasde resonancia son posibles
I II
OO OA
B
C
OO OA
B
C
Concepto de resonancia
Los datos experimentales indican que las distancias OO en la molécula de O3 son iguales:
Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de Lewis para representar a la molécula de ozono
1.48 Å1.21 Å
Híbrido de resonancia
OOO
OOO
Resonancia
La molécula de O3 es una superposición de ambas estructuras:Color primario Color primarioEstructura
de resonanciaEstructurade resonancia
Molécula de ozono
La necesidad de más de una estructura de Lewis es el resultado de la deslocalización del par de electrones
OOO
Enlaces covalente polares
En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos
En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H
En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
H H H Cl
Asimetría de la nube electrónica
nube electrónicasimétrica
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos
Electronegatividad
Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico
La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta en la transferencia parcial de carga hacia el átomo más electronegativo
En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un enlace polar
Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo.
• •H F
Menor densidad electrónicaPolo positivo (+)
Mayor densidad electrónicaPolo negativo ()
Tendencias periódicas de la electronegatividad
Linus Pauling desarrolló un sistema para medir electronegatividades
(0.7 (Cs) al 4.0 (F)) La electronegatividad
aumenta:
Aumento de la electronegatividadAu
men
to d
e la
ele
ctr
on
eg
ati
vid
ad
Au
men
to d
e la
ele
ctr
on
eg
ati
vid
ad
Ele
ctr
on
eg
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vi d
ad
Variación de la electronegatividadde Pauling en los grupos principales
Elementos más electronegativos
Electronegatividad y polaridad de enlaces
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE
(compartición por igual de los electrones) Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia
electrónica de electrones) Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
F2
HF LiFEN(Li) = 1.0EN(H) = 2.1EN(F) = 4.0
E. covalente E. iónico