Enlace Químico

Prof. Miguel Ángel Guillen Poma

Enlace Químico

Es la fuerza con la que los átomos se unen para formar moléculas, esta unión se debe a la transferencia o compartición de electrones.En el enlace químico los átomos alcanzan su estado más estable al tener dos u ocho electrones en su último nivel.

Cuando los átomos se unen liberan gran cantidad de energía.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer electrones de valencia en un enlace químico. Propuesta por Linus Pauling en 1982.

Cuando la EN es a 1,7 se considera que el enlace es iónico.

Cuando la EN es a 1,7 se dice que el enlace es covalente polar.

Cuando se unen dos átomos iguales la EN es = a 0 se considera que el enlace es covalente apolar.

EN = 0……….1,6 1,7 .......... 3,3

Covalente Iónico

Electronegatividad de Pauling en la T.P

Electronegatividad de Algunos Elementos

¿Que tipo de enlace se presenta entre los átomos que forman la molécula del cloruro de sodio?

Elemento

Símbolo E.N Elemento Símbolo E.N

Sodio Na 0,9 Hidrógeno

H 2,1

Carbono C 2,5 Boro B 2,2Magnesio

Mg 1,2 Flúor F 4,0

Nitrógeno

N 3,0 Cloro Cl 3,0

Calcio Ca 1,0 Oxígeno O 3,5

NaCl

E.N. (Cl) = 3,0 E.N. (Na) = 0,9

E.N = 2,1

ElectronegatividadEjemplo

02

¿Qué tipo de enlace se presenta entre en el H2O?

E.N. (O) = 3,5 E.N. (H) = 2,1

Rpta. Enlace covalente de tipo polar

H20

E.N. (O) = 3,5 E.N. (H) = 2,1

E.N = 1,4

Electrones de Valencia

Son los electrones mas externos que se encuentran en la ultima capa y son los que determinan las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos e intervienen en la formación de enlaces químicos

Ejm:Determinar los electrones de valencia del átomo de S, Na, Cl y Be.

Regla del Octeto

Es la necesidad que tienen los átomos de completar los dos u ocho electrones en su último nivel; para ello el átomo tiene que perder, ganar o compartir electrones y alcanzar la estabilidad del gas noble

Excepciones mas Notables

• Hidrógeno (2 e)• Helio (2 e)• Berilio (4 e)• Boro (6 e)

Notación de Lewis

Es la representación convencional de los electrones de valencia mediante el uso de puntos o aspas alrededor del símbolo del elemento.

s

Py

PxPz

Ejm:

N

Para el 11Na :C.E. : 1s2 2s2 2p6 3s1

Para el 7N : C.E. : 1s2 2s2 2p3

Clasificación del Enlace QuímicoEnlace

Químico

Fuerza de Van Der Waals

Fuerza de London

Puente de Hidrógeno

Dipolo - Dipolo

Enlace Metálico

Enlace Covalente

Enlace Iónico

Enlace Intermolecular

Enlace Interatómico

Enlace InteratómicoEnlace Iónico o

ElectrovalenteSe produce entre un metal y un no metal; se produce transferencia de los electrones de valencia de un átomo metálico a un no metálico, en donde las partes enlazadas quedan cargadas eléctricamente.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

Enlace Iónico o Electrovalente

• Poseen alta temperatura de fusión mayor a 400 °C.• A condiciones ambientales son sólidos cristalinos con una

estructura definida.• Son solubles en solventes polares, como el agua.• En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero disuelto

en agua si conduce.• Son duros y quebradizos.

Son aquellos formados por la unión o combinación de átomos no metálicos, en el cual existe compartición de pares de electrones, con la finalidad de conseguir ambos la configuración electrónica estable.

Enlace InteratómicoEnlace Covalente

lCEjm. : Cl2

• Los átomos no ganan ni pierden electrones, comparten.• Está formado por elementos no metálicos. • Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles y triples. • Se presentan en cualquier estado: sólido, líquido o gaseoso.• Son malos conductores del calor y la electricidad.• Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.• Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de

carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

Enlace CovalentePropiedades de los Compuestos

Covalentes

Enlace CovalenteEnlace covalente

NormalSe produce cuando cada átomo aporta un electrón para formar el par electrónico. Se produce en orbitales desapareados.

E. C. PolarE. C.

ApolarEs cuando comparten electrones dos átomos diferentes, creándose polaridad.

La compartición de pares de electrones se da en átomos iguales.

Enlace CovalenteEnlace covalente Coordinado o

DativoEs aquel en el que el par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los átomos.

Es cuando existe canje continuo de electrones entre átomos iguales o compartidos. Este tipo de enlace es propio de los metales.El núcleo atrae muy débilmente algunos electrones exteriores debido a que existen electrones moviéndose de un átomo a otro; por eso los metales no sufren variaciones al conducir la corriente eléctrica.En el interior del metal se producen estos enlaces, los mismos que producen la corriente eléctrica.

Enlace InteratómicoEnlace Metálico

• Ocurre entre átomos de metales y es un enlace bastante fuerte.• Poseen punto de fusión y ebullición elevados.• Alta conductividad térmica y la electricidad.• Son dúctiles, maleables y son tenaces.• Densidad elevada

Enlace MetálicoPropiedades de los Compuestos

Metálicos

Enlace IntermolecularFuerza Dipolo-

DipoloEs aquella que se produce por la atracción eléctrica entre los polos opuestos de moléculas polares.

Enlace IntermolecularPuente de

HidrógenoEs una fuerza eléctrica de atracción entre un “par electrónico solitario” de un átomo de F, O y N y el núcleo de un átomo de H. prácticamente libre de electrones, que actúa como un protón aislado, por lo tanto es una fuerza muy intensa, por ello el enlace puente de hidrogeno es el enlace intermolecular más fuerte.

Enlace IntermolecularFuerzas de Van Der

WaalsSon fuerzas de estabilización molecular (dan estabilidad a la unión entre varias moléculas), tambien conocidas como atracciones intermoleculares o de largo alcance y son la fuerzas entre molécula – molécula.

Enlace IntermolecularFuerzas de

Londondenominada así por el físico alemán Fritz London, quien las investigó en 1930.Esta Fuerza se da entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad.