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ENLACE QUIMICO
INTRODUCCIÓN
Los elementos se combinan de diferentes
maneras para formar toda una variedad de
compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay
compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los
hay tóxicos e inocuos, otros son benéficos para
la salud. Las propiedades de cada compuesto
dependen del tipo de elementos químicos que lo
formen, el modo como se enlazan, la forma y
geometría de los agregados atómicos y como
estos se intercambian entre sí.
Entre los investigadores Walther Kossel
(Alemán), Gilbert Newton Lewis e Irving
Langimoir (EE.UU), estudian los compuestos
ionicos y los dos últimos ionicos y covalentes
demostrando que los átomos al formar enlaces
químicos adquieren la estructura electrónica de
un gas noble. (8 electrones en el nivel externo) lo
que hoy se llama REGLA DE OCTETO.
Se considera a KOSSEL padre del enlace Ionico.
Se considera a LEWIS padre del enlace
Covalente.
Ejemplo: un átomo de sodio (Na)
fácilmente puede perder un electrón para
formar el catión sodio, que se representa
como Na+, un átomo de cloro puede ganar
un electrón para formar el ion cloruro Cl -,
Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la
sal común de mesa es un compuesto
iónico porque está formado por cationes y
aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el
anión.

La unidad fórmula constituida por átomos
metálicos y no metálicos ionizados (cationes y
aniones) se encuentran en la estructura interna
de los compuestos iónicos, mientras que la
unidad fórmula constituida por átomos no
metálicos neutros se llama molécula y se
encuentran en la estructura interna de las
sustancias covalentes.

Los Cationes y Aniones se unen mediante
fuerza electrostática de atracción que se
denomina Enlace ionico ó Electrovalente.
ENLACE IONICO ó ELECTROVALENTE
 Los Átomos neutros en una molécula se
unen mediante fuerza electromagnética
(eléctrica y magnética) ENLACE
COVALENTE.
 Los Átomos metálicos se unen mediante
interacción electrostática de cationes
metálicos y el “mar de electrones”
ENLACE METALICO.
ENLACE QUÍMICO
Es la fuerza que mantiene unido a los
átomos (enlace interatómico) para formar
moléculas o formar sistemas cristalinos
(iónicos, metálicos o covalentes) y
moléculas (enlace intermolecular), para
formar un estado condensado de la
materia (sólido y líquido), dicha fuerza es
de naturaleza electromagnética (eléctrica
y magnética), predomina fuerza eléctrica.
PRINCIPIO FUNDAMENTAL:
 Los átomos y moléculas forman enlace
químico con la finalidad de adquirir un
estado de menor energía, para tener
mayor estabilidad. En caso de los átomos,
la estabilidad se reflejará en un cambio de
su configuración electrónica externa.
 La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN DE
ENLACE (separa a los átomos) es mayor
mientras más fuerte es el enlace (energía
de enlace)
Notación o Formula de LEWIS:
Representación Convencional de los
Electrones de valencia, (electrones que
intervienen en el ENLACE QUIMICO)
mediante el uso ( . ) ó
( x ) que se coloca alrededor del elemento.
1H = 1s1

8O = 1s22s22p4 
Los Gases Nobles poseen gran estabilidad.
REGLA DEL OCTETO
“Los átomos, al formar Enlace Químico y
lograr estabilidad, adquieren estructura
electrónica de un gas noble. “existen
excepciones”.
La estructura de Lewis de un elemento
consiste en el símbolo del elemento, más
un punto por cada electrón de valencia.
Por ejemplo, el oxigeno tiene la siguiente
configuración electrónica
su símbolo con electrones/punto mostrará,
por consiguiente, seis electrones de
valencia, correspondientes a aquellos
ubicados en el nivel más externo (n =2).
Clasificación de Enlace Químico:
1)Enlace Interatómicos
Enlace Iónico ó Electrovalente
Enlace Covalente.
Enlace Metálico.
2)Enlace Intermolecular ó Fuerza de Van
der Waals.
Enlace Dipolo Dipolo.
Enlace Puente de Hidrógeno.
Enlace por Fuerza de London.
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ENLACE IONICO
Sal común (ClNa), Cal viva (CaO), Sulfato de
sodio (Na2SO4), hidróxido de potasio (KOH).
El enlace iónico es una fuerza electrostática de
atracción entre un catión y un anión que se
forman previa transferencia de electrones de
valencia.
Estos compuestos son sólidos
Están formado por cationes (metal) y aniones
(no metal)
Los compuestos iónicos binarios: se forman
entre un metal de baja electronegatividad (IA y
IIA) y un no metal de alta electronegatividad
(VIIA, O y N).
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Características Generales:
Enlaces entre un elemento métalico y no
metálico
Casos de excepción: BeCl2, BeO, BeF2, BeBr2,
BeI2, y AlCl3, estos compuestos forman enlaces
covalentes.
NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4, etc., estos
compuestos son ionicos.
Los compuesto binario con una EN1.7 son
iónico. Pero tiene sus excepciones como el LiH
EN1.1 (iónico)
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PROPIEDADES GENERALES DE LOS
COMPUESTOS IÓNICOS:
A temperatura ambiente son sólidos de alta
dureza, malos conductores de la electricidad,
solubles en solventes polares como el agua.
Son frágiles y quebradizos.
Fundidos (en estado líquido) o disuelto en agua
(solución acuosa) son buenos conductores
eléctricos, a esta disociación en IONES se
llaman ELECTROLITOS.
Son sólidos cristalinos.
Analicemos la reacción entre el sodio (metal del
grupo IA) con el cloro (no metal del grupo VIIA).
El sodio es un metal blando, plateado (p.f. 98
ºC) y el cloro es un gas corrosivo amarillo
verdoso a la temperatura ambiente. Ambos
reaccionan con el agua, el sodio lo hace
violentamente, por el contrario, el compuesto
que generan, el cloruro de sodio es un sólido
blanco (p.f. 801 ºC) soluble en agua con poca
absorción de calor. Su formación se representa
por:
Para continuar con esta reacción con más
detalles, debemos observar las
configuraciones electrónicas de las especies
que participan. Por comodidad, consideremos
átomos de cloro en vez de moléculas.
En la reacción indicada, los átomos de sodio pierden un
electrón y forman iones sodio, Na+, que contienen cada
uno 10 electrones, es decir, el mismo número que el gas
raro precedente, neón. Por ello se dice que los iones
sodio tienen la estructura electrónica del neón. Por el
contrario, los átomos de cloro ganan cada uno un
electrón formando iones cloruro, Cl-, que contienen 18
electrones, el mismo número que el argón, gas raro
siguiente. Pueden hacerse observaciones similares para
todas las reacciones entre metales y no metales
representativos. El ión sodio, Na+, es
ISOELECTRÓNICO del neón; es decir, ambos tienen el
mismo número de electrones, 10. El ión cloruro, Cl-, es
ISOELECTRÓNICO del argón (18 e-). Debido a que en
este tipo de enlace se forman iones de cargas opuestas,
la fuerza de unión es esencialmente de tipo coulombiana
por lo que estos compuestos son sólidos de alto punto
de fusión.
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ENLACE COVALENTES
Agua, metano, azúcar.
El Enlace Covalente es la fuerza
electromagnética, principalmente eléctrica, que
surge cuando los electrones compartidos son
atraídos por los núcleos de los átomos
enlazados. Esta fuerza es más intensa.
Los compuestos covalentes pueden ser
líquidos, gaseosos o sólidos a temperatura
ambiente.
Poseen moléculas.
Los átomos covalentes unen los átomos no
metálicos para formar moléculas.
TIPOS DE ENLACES COVALENTES
Según el número de electrones aportados:
- Covalente Normal: cada átomo aporta un
electrón para formar el par electrónico
enlazante, por lo tanto se efectúa en
orbitales desapareados.
- Covalente Coordinado o Dativo:
consiste en que el “par electrónico
enlazante” es aportado por un solo átomo.
Según el número de pares electrónicos
enlazantes:
- Enlace Simple: Consiste en un par
electrónico enlazante entre dos átomos.
- Enlace Múltiple: Consiste en dos o más
pares electrónicos enlazantes entre dos
átomos.
Según el tipo de Orbital Molecular
Enlazante:
Son de dos tipos: SIGMA (), Pi()
POLARIDAD Y APOLARIDAD DE ENLACE
a)Enlace Covalente Polar: Es aquel que surge
entre los átomos de elementos diferentes,
donde la compartición del par electrónico
enlazante no es equitativo (es desigual), por la
diferencia de electronegatividad. 0 < EN < 1,7.
Excepción: HF, BF
b)Enlace Covalente Apolar: Compartición
equitativa (igual) de los electrones enlazantes
entre dos átomos. Atomos iguales, EN = 0
Si analizamos el átomo de Cl (Z = 17) tenemos
que este necesita ganar o compartir 1 e- con
otro elemento para disponer de 8e- en su capa
más externa:
de este modo la molécula de cloro es
diatómica y está unida por 1 par de
electrones lo que se denota con una línea
simple Cl-Cl.
Analizando el caso del O (Z = 8) tenemos que
este necesita ganar o compartir 2 electrones:
de este modo la molécula de oxígeno está
formada por dos átomos de oxígeno, cada una
con 8e- , unidos por 2 pares de electrones lo que
se denota con dos líneas entre los átomos, O=O.
Finalmente analizaremos el caso del N (Z = 7) el
que necesita ganar o compartir 3 electrones
para lograr tener 8 e- en su capa más externa
en cada átomo:
Así, la molécula de nitrógeno esta unida por tres
pares de electrones lo que se denota con tres
líneas entre los átomos,