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CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
 Los enlaces químicos, son las fuerzas que
mantienen unidos a los átomos.
 Cuando los átomos se enlazan entre si, pierden,
ganan o comparten electrones. Son los electrones
de valencia quienes determinan de que forma se
unirá un átomo con otro y las características del
enlace.
 Los átomos se unen con la finalidad de lograr un
sistema (estructura) más estable debido a que
logran adquirir un estado de menor energía.
Ejemplo: Formación del HCl
Observación:
 En la formación del enlace, se libera energía
(proceso exotérmico)
H(g) + Cl(g)
HCl(g) + 431,9 kJ/mol
 En la disociación del enlace, se absorbera energía
(proceso endotérmico)
HCl(g) + 431,9 kJ/mol
H(g) + Cl(g)
En ambos casos la cantidad de energía es la misma , y
se denomina energía de enlace.
FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE ENLACE
 ENERGÍA DE ENLACE: Es la energía que se libera o
se absorbe durante la formación o disociación de un
enlace químico.
 ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): Se define como la
tendencia general de los núcleos de los átomos para
atraer electrones hacia si mismo cuando forma un
enlace químico. La escala de electronegatividad más
conocida es la de Pauling la cuál se asigna al flúor el
valor de 4,0.
Metales
No metales
baja E.N
alta E.N
ELECTRONEGATIVIDAD DE ALGUNOS ELEMENTOS
 ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones
que se encuentran ubicados en el último nivel de
energía de los elementos representativos, estos
participan en forma activa en la formación de
enlaces.
Ejemplo:
11Na :
 35Br:
 52Te:
 NOTACIÓN DE LEWIS: Es la
representación convencional de los
electrones de valencia (electrones
que intervienen en los enlaces
químicos), mediante el uso de
puntos o aspas que se colocan
alrededor del símbolo del elemento.
Ejemplo:
 8O :
 17Cl:
 33As:
Gilbert Newton Lewis
NOTACIÓN LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Inestables
Estables
 REGLA DEL OCTETO: Kossel y Lewis
establecen que los átomos adquieren
estabilidad química al completar 8
electrones en su nivel más externo
(configuración electrónica semejante
a la de un gas noble), para lo cuál el
átomo gana , pierde o comparte
electrones durante la formación del
enlace químico.
Excepciones:
Ejemplo:
CO2
Walther Kossel
H2
BeH2
ENLACE QUÍMICO
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

Son interacciones de naturaleza eléctrica muy
intensa que se da entre un catión y un anión.
 Se caracteriza por la transferencia de electrones
desde el metal (pierde electrones) hacia el no metal
(gana electrones).
 Generalmente se da entre un elemento metálico (IA
y IIA) y un elemento no metálico (VIA y VIIA).
 Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N > 1,9
 No forman moléculas verdaderas, existe como un
agregado de aniones y cationes.
.
......
Ejemplo: Formación del LiF
3Li
9F
: 1s22s1
Li
transfiere un electrón
F
: 1s22s22p5
catión
metal
no metal
(ΔE.N = 1,0)
(ΔE.N = 4,0)
anión
enlace iónico
ΔE.N = 3,0
Otros ejemplos: NaCl , CaO, K2O, NaHCO3, NH4OH, etc
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
 A condiciones ambientales son sólidos cristalinos
con una estructura definida.
 Poseen alta temperatura de fusión (generalmente
mayores a 400°C).
 Son solubles en solventes polares, como el agua
 En estado sólido no conducen corriente eléctrica,
pero si lo hacen cuando están fundidos o disueltos en
agua.
 Son sólidos duros y quebradizos.
NaCl
CaO
NaHCO3
ENLACE COVALENTE
 Son interacciones de naturaleza electromagnética
 Se caracteriza por la compartición de electrones de
valencia
 Generalmente se da entre elementos no metálicos
 Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N < 1,9
Ejemplo: Formación del F2
no metal no metal
(ΔE.N = 4,0) (ΔE.N = 4,0)
ΔE.N = 0
compartición de electrones
( enlace covalente)
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
1. ENLACE COVALENTE SIMPLE
Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
enlazados se comparte un par de electrones.
Ejemplo: Formación del CH4
<>
4 E.C.
SIMPLES
2. ENLACE COVALENTE MULTIPLE
Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
enlazados se comparte 2 o más pares de
electrones, estos pueden ser: doble y triple
a) Enlace doble: Compartición de dos pares
de electrones
Ejemplo: Formación del O2
<>
b) Enlace triple: Compartición de tres pares
de electrones
Ejemplo: Formación del N2
<>
3. ENLACE COVALENTE NORMAL
Este tipo de enlace se da cuando cada átomo
aporta igual cantidad de electrones en la
formación del enlace.
Ejemplo: Formación del CO2
4. ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)
Este tipo de enlace se da cuando uno de los
átomos aporta el par de electrones enlazantes.
Ejemplo: Formación del NH4+1
+1
5. ENLACE COVALENTE POLAR
Es cuando los electrones enlazantes no son
compartidos en forma equitativa por los átomos,
de este modo lo átomos adquieren cargas parciales
de signo opuesto.
En forma práctica: ΔE.N ≠ O
Ejemplo: Formación del HCl
(ΔE.N = 2,1)
(ΔE.N = 3,0)
ΔE.N = 0,9
compartición desigual
(enlace covalente polar)
Otros ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF, etc.
6. ENLACE COVALENTE APOLAR
Es cuando los electrones enlazantes son
compartidos en forma equitativa por los átomos.
En forma práctica: ΔE.N = O
Ejemplo: Formación del H2
(ΔE.N = 2,1)
(ΔE.N = 2,1)
ΔE.N = O
compartición equitativa
(enlace covalente apolar)
Otros ejemplos: N2 , O2, Cl2, PH3 , etc.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
 A condiciones ambientales pueden ser sólidos,
líquidos o gases.
 Generalmente tienen bajo punto de fusión y
ebullición.
 Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.
 Mayormente sus soluciones no son conductores de la
electricidad.
 Constituyen moléculas que son agregados de un
número definido de átomos iguales o diferentes.
 La mayoría son insolubles en disolvente polares
como el agua.
 La mayoría son solubles en solventes no polares tal
como el tetracloruro de carbono (CCl4) y el hexano
(C6H14)
ENLACE METÁLICO
Para explicar las propiedades características de los metales
(su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y
maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace
metálico conocido como modelo de la nube o del mar de
electrones: Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos
átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de
valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo
Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan
en el espacio formando la red metálica. Los electrones de
valencia desprendidos de los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De
este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal
queda unido mediante la nube de electrones con carga
negativa que los envuelve.