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FORMULAS QUIMICAS
Y EL ENLACE
QUÍMICO
Grado Decimo
Lic. Ruby Guerrero
INTRODUCCIÓN
 Por
los conocimientos que tenemos
hasta el momento, sabemos que
existen al menos 103 elementos en la
tabla periódica.
 Pero en la naturaleza existen mucho
más sustancias que esos 103
elementos.
 Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo
interactúan entre sí estos elementos?
Introducción
 Obviamente
ha de existir una “forma” en
que estos elementos se unan entre sí,
para generar más sustancias y
compuestos.
 La “forma” en que se unen estos
elementos es mediante enlaces.
 Cuándo
hacemos leche en polvo, o cuando
le echamos azúcar al té, ¿desaparece la
leche o el azúcar?
Claro que no, uno respondería que estos se
están disolviendo en el agua. Pero en realidad,
¿Qué sucede? ¿Por qué sucede?
Son hechos tan comunes que se nos olvida
hacernos estas preguntas. En realidad lo que
sucede es que la leche y el azúcar son solutos,
que serán disueltos en un solvente como el
agua. Pero ¿qué es lo que en realidad
sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes?
Bueno estas preguntas serán respondidas en
esta clase.
ENLACE QUÍMICO
los átomos se unen para
formar grupos eléctricamente neutros,
con una consistencia tal que se pueden
considerar una unidad, se dice que
están formando moléculas.
 O2
diatómica
 SO2
triatómica
 NH3
tetraatómica
 Cuando
Compuestos
 Es
una sustancia pura que se descompone en
elementos.
 La parte más pequeña de un compuesto es una
molécula.
 La molécula es la unión de varios átomos.
 Dos o más átomos pueden formar diferentes
compuestos.
 Los compuestos se representan mediante
FORMULAS.
Antonie Lavoisier plantea las siguientes leyes:
Ley de proporciones definidas:
Un compuesto dado contiene siempre
los mismos elementos unidos en las
mismas proporciones de masa
Representación de los
compuestos
Fórmula empírica:
Es la fórmula más simple de un compuesto. Muestra
la relación más sencilla entre los átomos de los
elementos.
H2O
CH2 O
Fórmula molecular
Indica en sus subíndices, el número de átomos
presentes en la molécula de un compuesto.
Siempre es un número entero de la fórmula
empírica.
Empírica
H2O
CH2 O
Molecular
H2O
C6 H12 O6
Fórmula estructural
Establece además, la posición de los átomos en las
moléculas. Pueden existir moléculas con misma
fórmula molecular pero distinta estructural:
isómeros.
Análisis de por que se presentan
los Enlaces Químicos
1. La mina de un lápiz se compone de grafito y
arcilla. El grafito es una sustancia simple formada
por átomos de carbono. Existe otra sustancia
simple formada también por átomos de carbono
llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias
tengan propiedades tan distintas y sin embargo
estén formadas por el mismo tipo de átomo?
…
Por que existen los enlaces?
2. ¿Por qué los átomos se unen en unas
proporciones determinadas y no en otras?
¿Por qué NaCl y no Na2Cl?
3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del
H2O es angular?
4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de
una sustancia: solubilidad, conductividad
eléctrica, estado de agregación a temperatura
ambiente…?
Diferentes estructuras moleculares
Estructuras moleculares
Una primera aproximación para
interpretar el enlace

A principios del siglo XX, el científico Lewis,
observando la poca reactividad de los gases
nobles (estructura de 8 electrones en su último
nivel),sugirió que los átomos al enlazarse
“tienden” a adquirir una distribución de
electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO
Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
 Metales:
baja electronegatividad, baja
energía de ionización. Tienden a soltar
electrones.
 No
metales: alta electronegatividad.
Tienden a coger electrones
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 é 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.
•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.
 La
sola regla del octeto y regla del
dueto no nos permite hacer la
estructura de Lewis, deberemos decidir
como colocar los é en torno a los
átomos enlazados, esto es cuantos é
de valencia están involucrado en el
enlace(é compartidos) y cuales é no se
involucran en el enlace (é no
compartido).
EXCEPCIONES A LA
REGLA DEL OCTETO
La regla del octeto falla en muchas
situaciones en las que intervienen enlaces
covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos:
• Moléculas con número impar de electrones
• Moléculas en las que un átomo tiene menos
de un octeto.
• Moléculas en las que un átomo tiene más
de un octeto.
Según el tipo de átomos que se
unen:
– No metal: uno cede y otro capta
electrones (cationes y aniones)
 Metal
metal – No metal: ambos captan
electrones, comparten electrones
 No
 Metal
– Metal: ambos ceden electrones
ELECTRONEGATIVIDAD
 Capacidad
que tiene un átomo de atraer
electrones comprometidos en un enlace.
 Los
valores de E.N. Son útiles para
predecir el tipo de enlace que se puede
formar entre átomos de diferentes
elementos.
electronegatividad
determina
El tipo de enlace
que
Átomos iguales
Átomos diferentes
puede darse entre
En los cuales
En los cuales
La diferencia de E.N.
La diferencia de E.N.
Cero
y el enlace es
Covalente puro o no
polar
ejemplo.
H2; Cl2; N2
Diferente de cero
y el enlace puede ser
covalente
polar
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
iónico
Diferencia de E.N.
mayor que 1,7
Formacion de Iones
 Los
metales pierden sus electrones de
valencia para formar cationes:
 Esta perdida de electrones se llama
oxidación.
.
 Na
Na+ + esodio
 Mg:
Mg2+ + 2 emagnesio
.
 : Al
Al 3+ + 3 ealuminio
Formación de Aniones
no metales ganan electrones y
adquieren la configuración de gas noble:
 Este proceso se llama reducción.
.
Cl . + e-
: Cl : -
.
.
:
:
:
:
:
 Los
:O:
2-
oxido
:N . + 3e-
:N:
3-
nitruro
.
: O : + 2e
Ejemplo de enlace iónico
COMO DIBUJAR
ESTRUCTURAS DE
LEWIS
Teoría de Lewis
Se basa en las siguientes hipótesis:
 Los átomos para conseguir 8 e– en su
última capa comparten tantos electrones
como le falten para completar su capa
(regla del octete).
 Cada pareja de e– compartidos forma un
enlace.
 Se pueden formar enlaces sencillos, dobles
y triples con el mismo átomo.
Símbolos de puntos de Lewis

Símbolos de Lewis para los elementos del segundo
periodo (n = 2).
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis
completas para las siguientes especies
químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+.

·
CH4 · C · + 4 · H 
·

HCN

H2CO
NH4+
H
H ··C ·· H ;
··
H
H–C=O :
| ··
H
H– N+ H
H


H2SO4
|
H–C–H
|
H
H–CN :
H

H
··
··
:O:
·· ·· ··
H ··O ··S ·· O ·· H
·· ·· ··
:O:
··
··
:O:

H–O–S–O–H

:O:
··
:O:
||
H–O–S–O–H
||
:O:
Excepciones a la teoría de Lewis
Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número
impar de electrones.
 Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado
carácter covalente en las cuales el átomo de
Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
 Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo
central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
Sólo en caso de que el no-metal no esté en el
segundo periodo, pues a partir del tercero
existen orbitales “d” y puede haber más de
otros enlaces.

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
O


C
O
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
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
e- de
valencia
2
8
8
8
8
8
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 valencia
C: [He]2s22p2
1 carbono x 4 electrones = 4
O: [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:
O

C
O
Hemos colocado
todos los
electrones (8
pares)
y el C no tiene
completo su octeto
Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el
octeto del átomo central:
O
C
O
Estructura de Lewis
del CO2
Algunos ejemplos…
“Molécula” de NaCl
“Diagramas de Lewis”
“Molécula” de MgF2
Moléculas de H2 y O2
Moléculas de N2 y CO2
Tipos de enlace
Iónico
Metálico
Covalente
TIPOS DE ENLACE
Diferencia entre enlaces
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en disolventes
polares, como el agua..
3. La mayoría es insoluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen
bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con
carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con
punto de fusión bajos (por lo
general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en
disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o
fundidos no conducen la
electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser
malas conductoras de la
electricidad porque no contienen
partículas con carga.
Propiedades compuestos iónicos
 Elevados
 Solubles
puntos de fusión y ebullición
en agua
 No
conducen la electricidad en estado
sólido, pero sí en estado disuelto o
fundido (Reacción química: electrolisis)
 Al
intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)
Enlace iónico
 El
compuesto iónico se forma al
reaccionar un metal con un no metal.
 Los
átomos del metal pierden electrones
(se forma un catión) y los acepta el no
metal (se forma un anión).
 Los
iones de distinta carga se atraen
eléctricamente, se ordenan y forman una
red iónica. Los compuestos iónicos no
están formados por moléculas.
Enlace iónico entre Cl y Na: formación del
ión Cl- y Na+
Redes iónicas
NaCl
CsCl
Enlace covalente
Los compuestos covalentes se
originan por la compartición de
electrones entre átomos no
metálicos.
Electrones muy localizados.
Propiedades compuestos
covalentes (moleculares)
 No
conducen la electricidad
 Solubles:
moléculas apolares – apolares
 Insolubles:
 Bajos
moléculas polares - polares
puntos de fusión y ebullición…
 ¿Fuerzas
intermoleculares?
Enlace Covalente
Excepciones a la
Regla del Octeto
Moleculas con número
de electrones impares
Octeto
Incompleto
Octeto
expandido
Diferentes tipos de enlace
covalente
 Enlace


covalente normal:
Simple
Múltiple: doble o triple
 Polaridad


del enlace:
Apolar
Polar
 Enlace
covalente dativo o coordinado
Enlace covalente normal

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple
Tipos de enlace covalente
normal
Según número de electrones que participen en
el enlace:
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total
X
X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X
X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X
X
Según la diferencia de electronegatividad, se
clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
•
1,7 >
Dif. Electroneg.
>0
Enlace Polar
• Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
Polaridad del enlace covalente

Enlace covalente apolar: entre átomos de
idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los
electrones compartidos pertenencen por igual a
los dos átomos.

Enlace covalente polar: entre átomos de distinta
electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones
compartidos están más desplazados hacia el
átomo más electronegativo. Aparecen zonas de
mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas
de mayor densidad de carga negativa (δ-)
Enlace covalente dativo o coordinado
 Cuando
el par de electrones compartidos
pertenece sólo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente
coordinado o dativo.
El átomo que aporta el par de electrones
se llama donador (siempre el menos
electronegativo) y el que los recibe
receptor o aceptor (siempre el más
electronegativo)
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
:S ═ O:
˙˙ ˙˙
Molécula de SO: enlace covalente doble
Molécula de SO2: enlace covalente
doble y un enlace covalente
coordinado o dativo
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
˙˙ ˙˙ ˙˙
Molécula de SO3: enlace covalente doble
y dos enlaces covalentes coordinado o
dativo
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
↓ ˙˙
˙˙
:O:
˙˙
Redes covalentes
Diamante: tetraedros
de átomos de carbono
Grafito: láminas de
átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten
electrones es muy difícil de romper. Los
electrones compartidos están muy localizados.
Moléculas covalentes

Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2,
O2, F2…)

Si el enlace es polar:


Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos
permanentes)
Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)
Moléculas covalentes polares:
el centro geométrico de δ- no coincide con
el centro geométrico de δ+
Moléculas covalentes apolares:
el centro geométrico de δ- coincide con el
centro geométrico de δ+
En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin
embargo, la molécula covalente no es polar. Esto
es debido a que la molécula presenta una
estructura lineal y se anulan los efectos de los
dipolos de los enlaces C-O.
δ- δ+ δO─C─O
Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos
electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:
conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no
pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el
mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una
red metálica: las sustancias metálicas tampoco están
formadas por moléculas.
Fe
El modelo del mar de electrones representa al
metal como un conjunto de cationes ocupando
las posiciones fijas de la red, y los electrones
libres moviéndose con facilidad, sin estar
confinados a ningún catión específico
Propiedades sustancias metálicas
 Elevados
puntos de fusión y ebullición
 Insolubles
en agua
 Conducen
la electricidad incluso en
estado sólido (sólo se calientan: cambio
físico). La conductividad es mayor a bajas
temperaturas.
 Pueden
deformarse sin romperse
Fuerza intermoleculares o
fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas
entre dipolos permanentes
 Fuerzas
de enlace de hidrógeno
 Fuerzas
entre dipolos transitorios
(Fuerzas de London)
Fuerzas entre moléculas polares
(dipolos permanentes)
HCl, HBr, HI…
+
-
+
-
Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo
de hidrógeno está unido a átomos muy
electronegativos (F, O, N), queda prácticamente
convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese
átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente
(corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF
H2O
NH3
Enlace de hidrógeno en la molécula de
agua
Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de
la existencia del agua en estado líquido y
sólido.
Estructura del hielo y del agua líquida
Non-covalent Bonds
Enlaces de hidrógeno en el ADN
Much weaker than covalent bonds
Esqueleto
desoxiribosa
fosfato
Enlaces de
- these bonds break and reform at
Room Temperature (RT)
Bases
nitrogenada
s
A: adenina
‘Transient Bonds’
G: guanina
Apilamiento de las
bases.
hidrógeno
C: citosina
T: timina
Interior
hidrófobo
Repul
electrostá
Exteri
hidróf
o
- however, cumulatively they are very
effective e.g.  helix for proteins and
double helix for DNA
Enlaces de
hidrógeno
Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas
de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones
de los electrones de una zona a otra de la
molécula, siendo más fáciles de formar cuanto
más grande sea la molécula: las fuerzas de
London aumentan con la masa molecular.