Download Enlace Químico - WordPress.com

UNIONES Y ENLACE QUÍMICO
SEMANA 2 - 2015
Licda: Isabel Fratti de Del Cid
Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía
de Licda. Lilian Guzmán
2015
ENLACE QUÍMICO
2
Son las atracciones, fuerzas, uniones e
interacciones, que mantienen unidas a las
partículas ( átomos , iones ó moléculas)en la
materia. Estas partículas al unirse, tienden a
formar estructuras más estables.
El enlace químico puede ser:
 Covalente
 Iónico
Se da entre átomos y
 Metálico
Iones
Intermolecular :se da entre moléculas
REGLA DEL OCTETO
3
Se aplica a la unión entre átomos :
Cuando dos o más átomos se combinan para
formar compuestos tienden a ganar, perder ó
compartir electrones, en número suficiente
para llegar a tener capas externas con
8 electrones ( octeto) similares a las de los
gases nobles ó inertes.
Note en la tabla periódica que los gases
nobles(VIIIA) sus configuraciones terminan
en xs2 xp6 ( 8 e- es decir un octeto).
Electronegatividad
4
Capacidad relativa de un átomo para atraer los electrones de
otro ú otros átomos al formar un enlace.
Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.
Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:
En un período aumenta de izquierda a derecha.
En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.
Con esto concluimos que los elementos :
más electronegativos se hallan en la parte superior
derecha de la tabla periódica ej: los no metales F y O ( se
excluyen de ésta regla a los gases nobles)
Los menos electronegativos en la parte inferior izquierda
(los metales Cs y Rb).
Tendencias del valor de la
electronegatividad en la tabla periódica.
5
Criterio usando la electronegatividad para
definir si un enlace es iónico ó covalente.
6
A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin
importar el orden en que los átomos aparecen en la
fórmula del compuesto.
B- No debe multiplicar la electronegatividad por el
número de veces que aparece el elemento en el
compuesto. Solo se toma en cuenta una vez.
Diferenciq de
electronegatividad
Tipo de enlace
0.0 a 0.4
Covalente no polar ( apolar)
>0.4 y < 1.8
Covalente polar
1.8 en adelante
Iónico.
EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD
7
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Los electrones se comparten por
igual
ENLACE COVALENTE POLAR
Los electrones se comparten de
modo desigual
ENLACE IONICO
Se transfieren
electrones
CARÁCTER IONICO CRECIENTE
DIFERENCIA EN
ELECTRONEGATIVIDAD
0
1.8
3.3
Predicción del tipo de enlaces a partir de
las diferencias de electronegatividad
8
Ejercicios usando diferencia de
electronegatividad para predecir enlaces
1- Con cual de los siguientes átomos el Mg, formará un enlace
iónico: O,S,As : _________
2- Complete el siguiente cuadro
COMPUESTO
ELECTRONEGATIVIDA
DES
BaF2
Ba:
F:
PCl5
P:
Cl :
SiH4
Si:
H:
Al2O3
Al:
O:
NH3
N:
H:
DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATI
VIDAD
ENLACE IÓNICO,
COVALENTE POLAR Ó
NO POLAR
Enlace iónico
10
Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de poca
electronegatividad ; el más electronegativo «gana»
electrones y se convierte en un ión con carga negativa (
anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y se
convierte en un ión con carga positiva
( catión).
Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de
electronegatividad es de 1.8 en adelante.
Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde).Lo
que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la
fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas.
( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)
Esquema de la formación de un enlace iónico
entre un metal (M) y un no metal ( Nm)
11
Perdida y ganancia de
electrones
ENLACE IONICO
Note: aquí pierde electrones el
metal se convierte en catión
(M+), y el no metal gana e- y se
convierte en anión ( Nm- ) . En
el no metal, se observa la
formación del octeto. El metal
también alcanza el octeto, pero
queda interno, por eso no se
representa en éste tipo de
fórmulas..
Ejemplo de ENLACE IONICO
12
a) Ca + F2  Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - )
2 2s2 2p6 3s23p64s2
Ca
=
1s
20
20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6 ( pierde 2e-)
9 F = 1s2 2s2 2p5
9F - = 1s22s22p6 ( ganó 1 e-)
La formación de éstos iones también puede predecirse
por la diferencia de electronegatividad: Ca=1.0 y
F=3.99, diferencia 2.99, por lo tanto es iónico el Ca,
pierde electrones por ser menos electronegativo y el F,
gana electrones por ser mas electronegativo.
Ejemplo como se forma un enlace iónico
.
Na
..
+ . Cl :
..

Na+

+:
..
Cl
:
..
Enlaces Covalentes simple
14
Un Enlace covalente simple es cuando se
comparte un par de electrones, donde cada
átomo aporta un electrón. El enlace simple se
puede representar con un guión entre los átomos
que lo forman. Ejemplo:
H-Cl
ENLACE COVALENTE
15
Si los átomos poseen electronegatividades
similares, éstos no ganan ni pierden electrones
entonces se comparten los e- del enlace á esto se
le conoce como enlace covalente.
Para efectos prácticos se considera que un enlace
covalente se forma cuando la diferencia de
electronegatividades es< de 1.8
Estos enlaces se representan
Con líneas Ej: H-H ó puntos
H:H
Esquema general que representa la formación
de un enlace covalente entre dos No metales
16
Note: no se forman
iones, se comparten los
electrones. Observe que
los dos forman el octeto
( 8e- alrededor de c/
átomo y un par de ecompartidos )
Tipos de enlace covalente





I-De acuerdo al numero de parejas de electrones
que comparten:
A-Covalente simple se comparte una pareja de
electrones. Cada átomo pone un electrón.
B-Covalente doble: se comparten dos parejas de
electrones. Cada átomo pone dos electrones.
C-Covalente triple: se comparten tres parejas de
electrones. C / átomo pone tres electrones.
D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una
pareja de electrones, pero éstos provienen de uno
solo de los átomos.
Cont. Tipos de enlace covalente




II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad:
A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de
0.0-0.4.
B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.
Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple,
coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.
Enlace Covalente coordinado:
19
También llamado DATIVO. Los átomos
comparten un par de electrones, pero estos
han sido aportados por un solo átomo.
Ejemplo : SO3 ( presenta 1 enlace doble y 2
coordinados ó dativos.
Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples
20
Son múltiples cuando entre ellos forman
enlaces:
A-Dobles CH2=CH2

C/átomo pone un par de e- : Se com-
Parten dos parejas de e- ( 4 e-)
B- Triples NN 
Se comparten 3 parejas de e-
c/ átomo pone 3 e- ( 6 e-)
Enlace covalente polar
21
Los electrones se comparten de manera desigual
entre átomos , debido a que poseen diferente
electronegatividad, pero no Hay suficiente diferencia
forman enlaces iónicos. Los enlaces covalentes
polares pueden ser: simples, coordinados, dobles ó
triples.
Para efectos prácticos son polares
si la diferencia de electronegatividad
Oscila de (>0.4 y < 1,8)
Ejemplo : HCl
SO2 CO2
Enlace covalente no polar (apolar)
22
Se dan cuando los pares de electrones se
comparten de manera equitativa ó muy pareja. Se
da en todas las moléculas diatómicas. Para
efectos prácticos es no polar si la diferencia de
electronegatividad está en el rango : (0.0 a 0.4)
Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3
Enlace covalente puro
23
Enlace covalente “puro”, También es un
enlace No polar donde la diferencia de
electronegatividad es 0.0 debido a que el
enlace se da entre átomos idénticos:
Ejemplo todos los elementos diatómicos:
N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2
Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su
vez pueden ser polares ó NO polares.
H2 y SiH4 : Covalente simple NO polar
HCl ; NH3 : Covalente simple polar.
O2 : Covalente doble NO polar
SO2: Posee un covalente doble polar y un coordinado
polar.
N2 : covalente triple NO polar.
PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS
COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES
25
Propiedad ó
característica
Tipo de partícula
Compuestos
iónicos
Iones ( cationes y
aniones )
Compuestos
covalentes
Moléculas
Gases, líquidos y
sólidos
Baja (covalente no
Solubilidad en agua
Alta
polar) Mayor
( covalente polar)
Solubilidad en
Alta (Covalente no
Muy baja
solventes no
polar), Muy baja
polares
(covalente polar)
Conductividad
Alta ( fundidos ó en Muy baja ó no
eléctrica
solución)
existente
Estado físico
Sólidos
ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos
26
Es la representación de un elemento y sus
electrones de valencia.
El símbolo de cada elemento se utiliza para
representar el núcleo y todos los electrones
internos. Los electrones de valencia ( los que se
hallan en el último nivel de energía) se
representan como puntos alrededor del símbolo.
Ejemplos:
º
º Al º
..
 Cl 
.
Na ∧
Los electrones de valencia para los elementos
representativos corresponden al número de grupo
27
EJEMPLO
GRUPO
IA Tiene 1 electrón de valencia,
entonces se dibuja 1 punto
IIA Tienen 2 electrones de valencia,
entonces se dibuja 2 puntos
IIIA Tienen 3 electrones de valencia ,
entonces se dibujan 3 puntos
IVA Tienen 4 electrones de valencia ,
entonces se dibujan 4 puntos
H .
. Mg .
.B .
.
.
. Si .
.
28
GRUPO
V A Tienen 5 electrones de valencia,
entonces se dibujan 5 puntos
VI A Tienen 6 electrones de valencia,
entonces se dibujan 6 puntos
VII A Tienen 7 electrones de
valencia, entonces se dibujan 7
puntos
VIII A Tienen 8 electrones de valencia,
entonces se dibujan 8 puntos
EJEMPLO
.
.
: .N
.
..
.S .
..
..
:F.
..
..
: Kr :
..
29
Fin