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Enlaces Atómicos
Profesora: Encarnación Cofré S.
ENLACE QUÍMICO
• De los elementos de la
tabla periódica los gases
nobles son los únicos
electrónicamente
estables, excepción el
helio que presenta sólo
dos electrones en el
primer nivel (dueto).
• Debido a esta situación,
los gases nobles son
inertes y muy rara vez
reaccionan.
• La mayoría de los otros
átomos son sistemas
inestables
electrónicamente, y en
búsqueda de esa
estabilidad se pueden
presentar
fundamentalmente tres
situaciones:
• 1. Ganar electrones, con
lo que se convertiría en
un anión estable
electrónicamente.
• 2. Perder electrones, con
lo que se transformaría
en un catión estable en
relación a la cantidad de
electrones.
• 3. Unirse a otro átomo,
con el propósito de
estabilizarse (ambos).
Ambos interaccionan
formando lo que se
conoce como enlace
químico.
Finalidad del enlace químico
• Lograr la estabilidad
energética de los átomos
involucrados. Por tanto, la
“interacción” ocurre
principalmente, por las
diferencias en las
electronegatividades que
poseen.
• Se infiere por tanto que la
fuerza del enlace es muy
variable, y dependerá
fundamentalmente de la
naturaleza de los
elementos.
LA ELECTRONEGATIVIDAD Y EL ENLACE
ATÓMICO
• Aquellos átomos con
una gran diferencia de
electronegatividad
forman enlaces de tipo
iónico, así el átomo
más electronegativo es
capaz de “arrancar” el
o los electrones de
valencia al menos
electronegativo,
quedando como un
anión estable (ión).
• En la tabla periódica los
elementos metálicos
poseen valores bajos de
electronegatividad
mientras que para los no
metales, los valores de
electronegatividad son
altos.
• Así, por regla general, un
enlace entre un metal y
un no metal será iónico,
mientras que el enlace
formado entre no metales
será covalente.
EL ENLACE COVALENTE
• Se genera cuando 2 o
más elementos no
metálicos comparten
electrones pues
presentan nula o
pequeña diferencia en
sus valores de
electronegatividad.
Tipos de enlaces covalentes
• Enlace covalente
apolar
• Ocurre cuando dos átomos
iguales comparten los
electrones de enlace.
• La nube electrónica se
encuentra distribuida en
forma simétrica entre ambos
átomos, sin generar un dipolo
en la molécula.
• Un ejemplo es la molécula de
Flúor gaseoso (F2)
Enlace covalente polar
Ocurre entre átomos distintos, donde la diferencia de
electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente
para que ocurra una transferencia de electrones entre los átomos.
Ambos no metales distribuyen la nube electrónica en forma
asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más
electronegativo generando un dipolo.
El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la
molécula de agua.
Propiedades físicas de los compuestos
covalentes
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos
(por lo general menores de 300°C).
Muchos de ellos son insolubles en solventes polares.
La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el
hexano C6H14
Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la
electricidad.
Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de
la electricidad porque no contienen partículas con carga.
Enlace covalente dativo o coordinado
En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más
electrones al enlace, los que son compartidos, en cambio en el enlace
covalente dativo sólo uno de los átomos aporta electrones, mientras
que el otro aporta orbitales vacíos.
Ejemplo:
El Oxígeno en el agua posee dos orbitales, cada uno con un par de
electrones no enlazados. El ion H+ puede formar enlace con el Oxígeno
para generar el ion hidronio (H3O+), en este enlace el ion H+ no tiene
electrones para aportar pero si tiene un orbital vacío, el Oxígeno en
tanto, aporta el par de electrones para el enlace, se forma entonces un
enlace covalente coordinado o dativo.
Esto se muestra en el siguiente dibujo.
Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH4 , O3, SO2, SO3, H2SO4,
HNO3, H3PO4.
Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH4 , O3, SO2, SO3,
H2SO4, HNO3, H3PO4.
ENLACE METÁLICO
Características.
• La teoría para explicar
las propiedades y las
fuerzas que mantienen
cohesionados a los
metales en un sistema
sólido fue planteada a
principios del 1900 por
Sommerfield y Bloch y
se denominó “la teoría
de bandas”.
Teoría de las bandas
• Cada átomo metálico
contribuye con sus
orbitales externos a la
formación de orbitales
más globales que
abarcan muchos más
átomos y cuya energía
está contenida dentro
ciertos límites que se
denominan bandas.
Es decir:
• Los metales están
formados por una red de
iones positivos rodeados
por sus electrones de
valencia que pueden
moverse libremente por
toda la estructura.
• Ahora bien, la
superposición de los
orbitales atómicos (de
fundamental importancia
para entender el enlace)
da lugar a la formación de
bandas de energía.
Justificación de las propiedades
• El movimiento de
electrones atraídos por
cargas positivas (iones) en
un sistema sólido, justifica
la gran conductividad
eléctrica que presentan los
metales y sus aleaciones,
así como también la
extrema fuerza de
cohesión que les permite
fundir y ebullir a
temperaturas altísimas.
EL ENLACE IÓNICO
• Existe enlace iónico cuando
la polaridad de la molécula
es muy grande y los
átomos prácticamente se
separan
• Sabemos que el átomo
más electronegativo le
“arranca” el electrón al
átomo menos
electronegativo, y por lo
tanto hay una completa
transferencia de
electrones.
• Ejemplo:
NaCl.
• El átomo de Sodio es un
metal del grupo I-A. Su
configuración electrónica
es
11Na=1s2, 2s2 2p6,
3s1
• El Cloro es un átomo no
metálico del grupo VII-A,
con configuración es
17Cl= 1s2, 2s2 2p6,
3s2 3p5
El Sodio y el Cloro poseen electronegatividades muy diferentes.
El primero es un metal muy electropositivo, muy por el contrario al
halógeno cuya electronegatividad es una de las más altas
de la tabla periódica.
De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia
al Cl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6
y Cl- con configuración 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6.
Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran la
estabilidad requerida.
Propiedades físicas de los
compuestos iónicos
•
•
•
•
Son sólidos con puntos de
fusiones altos (por lo general
mayores de 400°C).
La gran mayoría es soluble en
disolventes polares como el agua e
insoluble en disolventes no polares,
como el hexano C6H14
Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con
carga (iones).
En solución generan iones por lo
que conducen la electricidad
(electrolitos).
electronegatividad
determina
El tipo de enlace
que
Átomos iguales
puede darse entre
Átomos diferentes
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
LA NOTACIÓN DE LEWIS
• Consiste en anotar el
símbolo del elemento
rodeado de tantos puntos
como electrones de
valencia presente.
• la notación de Lewis
informa además el tipo de
elemento que actúa en el
enlace, ya que, predice el
grupo al que pertenece en
el sistema periódico
ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA
MOLÉCULA
1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico,
donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, además:
Se debe considerar, por lo general, el elemento menos electronegativo
como el elemento central de la estructura.
El Hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre
ocupa una posición terminal en las estructuras.
Los átomos de Oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto
en el O2, O3 y en los peróxidos.
En los oxiácidos el o los átomos de Hidrógeno están unidos a un
átomo de Oxígeno y éste está unido al átomo central.
2. Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de
electrones compartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según
corresponda.
3. Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para
completar el octeto, según corresponda, o dueto para el caso del
hidrógeno.
Conceptos relevantes en enlace
químico
Valencia
• Se asocia a la capacidad de
combinación de un
elemento.
• En la estructura de Lewis
corresponde a la cantidad
de electrones que el
elemento aporta al
momento de enlazar, vale
decir, qué cantidad de sus
electrones de valencia
participan en el enlace.
• Ejemplo: H2SO4
El elemento azufre (central) actúa con
valencia 6, cada oxígeno con valencia
2 y cada hidrógeno
con valencia 1.
S16 = 1S22S22p63s23p4
Números de oxidación Ó
estado de oxidación
• Es el número de electrones
que gana o pierde un
átomo de dicho elemento
al formar el compuesto.
• El grupo de la tabla
periódica indica el estado
de oxidación máximo del
elemento
• IA y IB= +1 IIA y IIB= +2
IIIA= +3
• IVA= -4 VA= -3 VIA= -2
• VIIA= -1
• En general los M+ y NM-
Reglas para asignar el número de
oxidación.
• 1. Los elementos libre o
moleculares que no estén
combinados con otros
elementos diferentes
presentan cargas 0,
ejemplos H2; N2; O2.
• 2. La suma algebraica en
un compuesto es 0
• 3. Generalmente los
elementos más
electronegativos del
compuesto son con carga
negativa y el resto positiva
• El O2 tiene EO -2 y en
peróxidos -1, por existir
enlaces entre los
oxígenos.
• El H2 tiene EO +1, pero
en hidruros es -1
Ejemplos:
Permanganato de potasio. El E.O del K es +1 por pertenecer al grupo
IA, mientras que para el oxígeno es -2. Entonces, el EO de Mn, es:
KMnO4
(+1)+(X)+(-8)=0
Peróxido de hidrógeno. El E.O de cada O es -1 y de cada H es +1.
(+1)( -1) ESTADOS DE OXIDACIÓN
H2 O 2
(+2)(-2)=0
· Ión amonio. El E.O del N es -3 y de cada H, es +1
-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN
NH4 +
(-3)(+4)=+1 CARGA DEL IÓN
· Ión fosfato monoácido. E.O del fósforo es +5, de cada oxígeno -2 y cada
hidrógeno +1.
+1 +5 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN
HPO2-4
(+1)(+5)(-8)=-2 CARGA DEL IÓN
Ejercicios de aplicación
• Determine el E.O de P
en (Ca3(PO4)2)
•
•
Datos Ca IIA= +2
O VIA= -2
•
•
•
•
•
(+2X3)+2X + (-2X8)= 0
6+ 2X+ -16= 0
2X -10 = 0
X= 10/2
X= 5 entonces P=+5
•
•
•
•
•
•
Determine el EO KMnO4
Datos K: IA= +1
O: VIA= -2
+1 + X+ -8 = 0
X -7 = 0
X = +7 entonces Mn= +7
A trabajar
• Br en Br2O7
• S en Na2SO4
• Pb en PbO
. Los átomos al unirse entre sí buscan
A) mayor estabilidad electrónica.
B) dejar de ser radiactivos.
C) transformarse en gases nobles.
D) formar compuestos.
E) quedar con mayor energía.
2. Los metales se caracterizan porque
A) al unirse con otro metal forman enlace covalente.
B) presentan una marcada tendencia a ganar electrones.
C) pueden presentar estados de oxidación positivos y negativos.
D) forman enlaces iónicos al unirse con un no metal.
E) no se pueden enlazar con los no metales.
3. La fórmula del compuesto iónico formado entre un metal M del grupo I A con
un elemento X del grupo VI A será
A) MX
B) M2X
C) MX2
D) M2X3
E) MX3
•
•
•
•
•
•
•
•
1a
2e
3b
4d
5e
6b
7b
8D
• 9d
• 10b
4. El número de enlaces que presenta la molécula de cadena abierta de fórmula C12H22O11 es
A) 42
B) 43
C) 44
D) 45
E) 48
5. De las siguientes moléculas, la que presenta mayor cantidad de electrones de enlace es
(Ver tabla periódica)
A) H2O2
B) CH4
C) HCN
D) CS2
E) C2H2
6. ¿Cuál de las moléculas o iones indicados, presenta enlace covalente coordinado o dativo?
I) H2S
II) SO3
III) H3O+
A) sólo I
B) sólo II
C) sólo III
D) I y II
E) II y III
• 7. Al analizar la estructura
de Lewis de la molécula de
urea CO(NH2)2
Podemos afirmar que el nitrógeno actúa
con valencia
(Ver tabla periódica)
A) 1
B) 3
C) 4
D) 5
E) 7
• 8. De los siguientes
enlaces, el que presenta
mayor carácter
covalente es
(Ver tabla periódica)
• A) C-H
• B) N-H
• C) Cl-H
• D) O-H
• E) F-H
Para responder las preguntas 9 y 10 considere la siguiente tabla
9. El compuesto que presenta el mayor porcentaje de carácter iónico es
A) DE
B) RD
C) RE
D) TD
E) TE
10. Presenta enlace covalente
I) RT
II) DE
III) E2
A) sólo I
B) sólo II
C) sólo III
D) II y III
E) todas