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Enlace Químico

Un enlace químico es un conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los

átomos, iones o moléculas que forman parte de la materia.

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos o iones se unen para formar enlaces químicos, para adquirir estados de menor energía y lograr la estabilidad.

Los átomos se enlazan para alcanzar la configuración electrónica externa similar a la del gas noble más cercano.

Los electrones de valencia son los que participan en el enlace químico. Son los electrones del último nivel de energía.

Estructura de Lewis

Representación gráfica que sirve para representar un enlace químico. Consiste en poner el símbolo del elemento rodeado de sus electrones de valencia.

Ejemplo:

Estructura de Lewis para el F (Z:9)

1s2 2s2 2p5

Regla del octeto y del dueto

Regla del Octeto: Cuando se produce un enlace los átomos ceden o ganan electrones para completar su última capa con 8 electrones, para adquirir la configuración del gas noble más cercano.

Ejemplo: La molécula de O2

Regla del dueto: Ocurre en átomos que sólo pueden completar su última capa con dos electrones, como el H. Ejemplo: La molécula de H2

En el enlace químico, los átomos tienden a seguir una de estas reglas:

Tipos de enlaces Químicos

Enlace Iónico

Enlace Covalente

Enlace Metálico

Enlace Iónico Es una unión electroestática, que ocurre por una

transferencia de electrones de un átomo a otro, formándose iones con cargas opuestas.

Se forman por la unión de un elemento que posee una elevada E.N. con otro elemento que posee una baja E.N. La diferencia de E.N tiene que ser mayor a 1,7.

Se da entre:

Enlace Iónico

Enlace Iónico

Compuestos Iónicos

Son los compuestos que presentan enlace iónico, tienen las siguientes propiedades:

Sólidos a tº ambiente

Altos punto de fusión y ebullición

Conducen la electricidad cuando están en solución

Solubles en solventes polares

Conducen la electricidad cuando están en solución

Son frágiles, se rompen con facilidad

Redes cristalinas

Los compuestos iónicos se ordenan en estructuras cristalinas o redes cristalinas.

Son estructuras donde los iones se rodean del mayor número posible de iones del signo contrario.

Enlace Covalente

Se produce cuando dos átomos comparten sus electrones de valencia. Esto ocurre entre no metales de igual o diferente E.N.

Tipos de enlaces covalentes Enlace Simple: Cuando los átomos comparten un par

de electrones.

Molécula de H2

Molécula de HCl (ácido clorhídrico) Molécula de CH4 (Metano)

Tipos de enlaces covalentes Enlace Doble: Cuando los átomos comparten dos pares de

electrones.

Tipos de enlaces covalentes

Enlace triple: Cuando los átomos comparten tres pares de electrones.

Enlace covalente Polar

Se produce cuando uno de los átomos ejerce una mayor atracción sobre los electrones del otro.

El elemento más electronegativo atrae los electrones del átomo menos electronegativo.

La diferencia de E.N debe ser menos a 1,7.

Enlace Covalente Apolar

Se produce generalmente entre átomos iguales.

No hay polos

La diferencia de E.N. es 0 y 0,4 unidades.

Sustancias Covalentes Moleculares (simples)

Son moléculas unidas entre sí por enlaces intermoleculares (fuerzas débiles).

No conducen la corriente eléctrica ni calor.

Presentan bajos puntos de fusión y ebullición.

Solubles en solventes polares, cuando son

polares, y solubles en solventes apolares, cuando

son apolares.

Ejemplos: H2O N2 O2 azúcar alcohol

Sustancias Covalentes Reticulares(grandes)

Sustancias formadas por un número indefinido de átomos unidos con otros por enlaces covalentes.

No conducen la corriente eléctrica.

Altos puntos de fusión y ebullición.

Son duros.

Insolubles en solventes polares y apolares.

Ejemplos: Diamante, grafito, sílice.

Diamante

Grafito

Enlace Metálico Se da entre metales con valores bajos de E.N., con la

tendencia a perder electrones de valencia.

Estos electrones de valencia tienen la libertad de moverse por toda la estructura de iones positivos, debido a la existencia de muchos orbitales vacíos.

Propiedades de los metalesPropiedades Físicas Propiedades Químicas

- Sólidos a tº ambiente- Conducen calor y corriente

eléctrica- Dúctiles y maleables- Tenaces (resisten grandes

tensiones sin romperse)- Altos puntos de fusión- Insolubles en agua y en

solventes comunes.

Para el caso de Cobre y Plata:- Poco reactivos químicamente- Reaccionan con algunos

ácidos- Se oxidan con el oxígeno

atmosférico.Para el sodio:- Muy reactivo, reacciona con

el oxígeno del aire.- Reacciona con agua - Reacciona con ácidos

Pasos para escribir la estructura de Lewis: 1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, para esto: 

a) Se debe considerar al elemento menos electronegativo como el elemento central de la estructura.

b) El hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa una posición terminal en las estructuras.

c) Los átomos de oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto el O2, O3 y H2O2.  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 correspona, o dueto para el caso del hidrógeno.

Ejemplo

Realiza las estructuras de Lewis para: a) NH3

 b) C2H2

 c) CH4

 d) H2S 

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Geometría Molecular

¿Qué es?

Es el ordenamiento tridimensional de los átomos o iones en las moléculas o redes cristalinas.

¿ En qué se basa?

Esta se basa en la teoría de repulsión de pares electrónicos de capas de valencia, conocida como RPECV.

¿En qué consiste la teoría RPECV?

Esta teoría considera a los pares de electrones que no participan en los enlaces formados, además indica que la mejor forma de ubicación de los pares de electrones es la que minimiza las repulsiones entre ellos.

Tipos de geometría Molecular

1.Geometría Lineal

Molécula Lineal Estructura de Lewis

Ejemplo

Son moléculas del tipo AX2, en las que el átomo central no tiene pares solitarios. Presenta un ángulo de 180º . Forma de la molécula: AX2

Ejemplos:CO2, BeCl2

Tipos de geometría Molecular

2. Angular

Molécula Angular Estructura de Lewis

Ejemplo

Dos pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, con dos pares de electrones libres o solitarios, con un ángulo menor o igual a 104,5º . Forma de la molécula: AX2E2

Ejemplos:H2O, H2S, SCl2

Tipos de geometría Molecular

3. Trigonal Plana

Molécula Trigonal Plana

Estructura de Lewis

Ejemplo

Tres pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central formando ángulos de 120º.Forma de la molécula: AX3

Ejemplos:BF3, BCl3, AlCl3

Tipos de geometría Molecular

4. Piramidal Trigonal

Molécula Piramidal Trigonal

Estructura de Lewis

Ejemplo

Tres pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, más un par de electrones no compartidos, formando ángulos cercanos a 107º.Forma de la molécula: AX3EEjemplos: NH3, PCl3, NF3

Tipos de geometría Molecular

5. Tetraédrica

Molécula Tetraédrica

Estructura de Lewis

Ejemplo

Cuatro pares de electrones se ubican alrededor de un átomo central, formando ángulos cercanos a 109,5º.Forma de la molécula: AX4

Ejemplos: CH4, CCl4,

Fuerzas Intermoleculares: entre moléculas

Se conocen como Fuerzas de Van der Waals, son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares (enlaces químicos).

De ellas dependen algunas propiedades físicas como: punto de fusión, ebullición, etc.

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Ion-Dipolo

Fuerzas de Dispersión de London

Puentes de Hidrógeno

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Se establece entre moléculas covalentes polares. Ocurre una atracción entre la carga positiva del átomo de una molécula y la carga negativa del átomo de la otra molécula:

Fuerzas Ion-dipolo

Fuerza de atracción entre un ion y una molécula polar.

¿Dónde has observado esto?

El fenómeno de solvatación es un ejemplo de este tipo de interacción.

Fuerzas de Dispersión de London

Se producen entre moléculas no polares.

Los electrones de una molécula apolar son compartidos de igual forma por ambos átomos, sin embargo, como los electrones se encuentran en constante movimiento, luego de un momento los electrones se ubican en un extremo de la molécula, y luego se ubican en el otro extremo. Esto da origen a dipolos momentáneos, los que atraerán a las moléculas cercanas.

Puentes de Hidrógeno

Se presenta entre moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno y otro elemento con alta electronegatividad como: Flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).