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ENLACE QUÍMICO:
CONCEPTOS BÁSICOS
CONCEPTO DE ORBITAL
• En los átomos los electrones se encuentran
“girando” o “moviendose” en regiones
externas al núcleo del átomo.
• Los orbitales pueden definirse como las
regiones del espacio por donde se mueven
los electrones.
• Cada orbital puede albergar un máximo de
dos electrones.
• Por tanto los átomos poseen uno o mas
orbitales
para
acomodar
todos
sus
electrones.
Los electrones de valencia son los electrones que
se encuetran en los orbitales mas externos de un
átomo, que son los causantes de los enlaces
químicos.
Grupo
Todos los elementos de
un mismo grupo tienen
la misma cantidad de
electrones de valencia.
El
enlace
químico
involucra solamente los
electrones de valencia.
1A
electrones
de valencia
1
2A
2
3A
3
4A
4
5A
5
6A
6
7A
7
SIMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS PARA LOS
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Y GASES NOBLES
•
Se muestra con puntos solo los electrones de valencia.
•
Se indica si los electrones están apareados ( x: ) ó
desapareados ( ·x· )
ENLACE QUÍMICO
SON LAS FUERZAS ATRACTIVAS QUE
SOSTIENEN LOS ATÓMOS EN LOS
COMPUESTOS
2 CLASES DE ENLACE QUIMICO:
ENLACE IÓNICO Y ENLACE COVALENTE
ENLACE IÓNICO
 Es la fuerza electrostática que une a los iones en un
compuesto iónico.
(ej:
+
atrae a
-)
 Los iones se forman por la transferencia de uno o mas
electrones de un átomo a otro átomo.
Ejemplo:
Li +
LiF
Li+ + e-
Li
e- +
Li+ +
Li+ F -
F
F
F -
F -
Li+ F -
El litio pierde un electrón
El flúor acepta un electrón
Los dos iones se unen
ENLACE COVALENTE
Un enlace covalente ocurre cuando dos átomos comparten un
par de electrones.
F
7e-
+
F
F F
7e-
8e-
8e-
Estructura de Lewis para F2
Pares de electrones
libres
F
F
Enlace covalente simple
Pares de electrones
libres
Enlaces covalentes simples
Estructura de Lewis para el agua
H
+
O +
H
ó
H O H
H
O
H
2e- 8e- 2e-
Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones
O C O
ó
O
O
C
Enlaces dobles
8e- 8e- 8e-
Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones
N
8e-
N
8e-
ó
N
N
Triple enlace
Como realizar estructuras de Lewis
1. Dibuje la estructura del compuesto mostrando qué
átomos están conectados con otros. Coloque el
elemento menos electronegativo al centro.
2. Calcule el número total de electrones de valencia.
Agregue 1 electrón por cada carga negativa ó
elimine 1 electrón por cada carga positiva.
3. Dibuje enlaces simples entre los átomos. Complete
los octetos de electrones para todos los elementos,
excepto para el hidrógeno.
4. Si al final la estructura queda con mas electrones
que los calculados inicialmente, forme enlaces
dobles o triples en el átomo central.
Escriba la estructura de Lewis para el NF3
Paso 1: N es menos electronegativo que el F, coloquémoslo al centro.
Paso 2: Contar todos los electrones de valencia.
N tiene 5 electrones y F tiene 7, osea que:
(1 x 5) + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Paso 3: Dibuje enlaces simples entre los átomos de N y F. Luego
complete los octetos para los átomos de fluor y luego para el N.
Paso 4: Revise que el número de electrones en la estructura sea
igual al número de electrones de valencia.
3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de electrones (10x2) = 26 electrones
de valencia.
F
N
F
F
Escriba la estructura de Lewis para CO32Paso 1: El C es menos electronegativo, pongámoslo al centro.
Paso 2: Contar todos los electrones de valencia:
C tiene 4 electrones, O tiene 6 electrones (y -2, añade 2 electrones)
(1x4) + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3: Dibuje enlaces simples entre los átomos de C y O. luego
completemos los octetos.
Paso 4: Revise que el número de electrones en la estructura sea
igual al número total de electrones de valencia.
3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de electrones (10x2) = 26 elect. de valencia
Paso 5 - 26 e-, son demasiados electrones, entonces formemos enlaces dobles:
O
C
O
O
2 enlaces sencillos (2x2) = 4
1 doble enlace = 4
8 pares de electr. (8x2) = 16
Total = 24
Escriba la estructura de Lewis para el
disulfuro de carbono (CS2)
Escriba la estructura de Lewis para el ácido nítrico
(HNO3) donde los 3 átomos de O están enlazados
al átomo central de N y el hidrógeno está enlazado
a uno de los átomos de oxigeno.
Algunas excepciones a la regla el octeto
Octeto incompleto
BeH2
BF3
H
F
Be
H
B
F
F
Mas excepciones a la regla del octeto
Estructuras con electrones impares
NO
N
O
5e6e11e-
N
O
El octeto expandido (un átomo central con mas de 8 electrones)
SF6
S 6e6F 42e48e-
F
F
F
S
F
F
F
6 enlaces simples (6x2) = 12
18 Pares de elect (18x2) = 36
Total = 48
ENLACE COVALENTE (NO POLAR)
H2
H
Átomos idénticos:
Los electrones se
comparten de forma
equitativa
H
Hidrógeno
ENLACE COVALENTE POLAR
HF
Fluoruro de
hidrógeno
H
F
Átomos diferentes:
Los electrones se
comparten de forma
desigual
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia si
mismo los electrones de un enlace químico.
Alta
electronegatividad
H
F
Mediana
electronegatividad
Se mide en una escala un poco arbitraria, llamada
escala de Pauli.
Electronegatividades en la tabla periodica
Incremento de electronegatividad
Incremento de electronegatividad
ELECTRONEGATIVIDAD
Elementos
con
grandes
diferencias
en
electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos entre
si: el elemento mas electronegativo
“le roba“ los
electrones al menos electronegativo.
Ejemplos: NaCl y CaO
Los átomos de elementos con electronegatividades
parecidas tienden a formar enlaces covalentes polares.
Ejemplos: HF y HCl
ELECTRONEGATIVIDAD
• El
fluor
tiene
la
mas
alta
electronegatividad.
• Esto nos dice que cuando el fluor
se enlaza químicamente a otros
elementos, el tiene la
tendencia
a
atraer
máxima
la nube
electrónica hacia si, mas que ningún
otro elemento
• El oxígeno es el segundo más
electronegativo.
Como determinar el tipo de enlace en los
compuestos mediante la electronegatividad?
Se aplican la siguientes reglas:
Diferencia de E.
0
2
0 y 2
Tipo de enlace
Covalente Apolar
Iónico
Covalente Polar
Ejemplo: clasifique los siguientes enlaces:
HCl, KF, CC en H3CCH3
Clasifique los siguientes enlaces
covalentes polares y covalentes:
CsCl, H2S y NN en H2NNH2
en
iónicos,
Cs 0.7
Cl 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Iónico
H 2.1
S 2.5
2.5 – 2.1 = 0.4
Covalente Polar
N 3.0
N 3.0
3.0 – 3.0 = 0
Covalente
NÚMERO O ESTADO DE OXIDACIÓN
Se refiere a la carga que un átomo tendría en un
compuesto (neutro ó iónico) si los electrones se
transfirieran completamente.
El numero de oxidacion de un atomo se asigna
de acuerdo a ciertas reglas, como por ejemplo que:
A los elementos mas electronegativos se les asigna
un numero de oxidación negativo (-) mientras que a
los menos electronegativos se les asigna un numero de
oxidación positivo (+)
Número de Oxidación
1. Los elementos libres (en estado puro) tienen un número
de oxidación igual a cero. Ejemplos:
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es
igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1;
Fe3+, Fe = +3;
O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es generalmente
de –2. Pero en los peróxidos (ej H2O2), el oxígeno es –1.
Número de Oxidación
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto
en hidruros (hidrógeno-metal). En estos casos, su
número de oxidación es –1.
5. Los metales del Grupo IA son +1, los metales IIA son +2
y el flúor es siempre –1.
6. Los demas halogenos tienen un numero de
oxidación de –1 en sus haluros (X-); en otros casos
tienen números de oxidación positivos.
7. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos en una molécula o ion, es igual a la carga
neta en la molécula o ion.
8. Los números de oxidación no tienen que ser enteros.
El número de oxidación del oxígeno en el ion
superóxido, O2-, es -½.
HCO3¿Cuáles son los
números de oxidacion
de todos los elementos
en HCO3- ?
O = -2
H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
Números de oxidación de los elementos en sus compuestos
¿Cuáles son los
números de oxidación
en los siguientes
compuestos?
IF7
F = -1
7x(-1) + ? = 0
I = +7
NaIO3
Na = +1
O = -2
3x(-2) + 1 + ? = 0
I = +5
K2Cr2O7
O = -2
K = +1
7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
Cr = +6
4.4