UNIONES Y ENLACE QUÍMICO

Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán

2020

SEMANA 2 - 2020

Licda: Isabel Fratti de Del Cid

ENLACE QUÍMICO2

Son uniones, atracciones, interacciones, fuerzas , que mantienen unidas a la

partículas (átomos , iones ó moléculas)en la materia. Estas partículas al unirse, tienden a formar estructuras más estables.

El enlace químico puede ser:

▪ Covalente

▪ Iónico Se da entre átomos y

▪ Metálico Iones

▪Intermolecular :se da entre moléculas

REGLA DEL OCTETO3

Se aplica a la unión entre átomos, ya seaque generen moléculas ó iones:

Regla del octeto

Cuando dos o más átomos se combinan paraformar compuestos tienden a ganar, perderó compartir electrones, en número suficientepara llegar a tener capas externas con8 electrones ( octeto) similares a las de losgases nobles ó inertes.

En la tabla periódica las configuraciones de los gases

nobles( VIIIA) terminan en xs2 xp6 ( poseen 8 e- en el nivel mas externo es decir muestran un octeto). Ejemplo:

10Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel «octeto»)

18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel = «octeto»)

36Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ( 8e- en su último nivel «octeto» )

4

Electronegatividad.

Capacidad relativa de un átomo para atraer los

electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace.

Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.

( Busque este dato en el reverso de la tabla como

«Electronegatividad de Pauling» )

Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:

En un período aumenta de izquierda a derecha. →

En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.

5

Tendencias del valor de la

electronegatividad en la tabla periódica.6

7

Con esto concluimos que los elementos :

más electronegativos se hallan en la parte superior

derecha de la tabla periódica : Ejemplo: F= 3.98 , O= 3.44

( se excluyen de ésta regla, los gases nobles columna 18 /

VIIIA)

Los menos electronegativos se hallan en la parte inferior

izquierda: Ejemplo: Cs = 0.79 y Fr = 0.7).

Criterio usando la electronegatividad para

definir si un enlace es iónico ó covalente.

A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin

importar el orden en que los átomos aparecen en la

fórmula del compuesto.

B- No debe multiplicar la electronegatividad por el

número de veces que aparece el elemento en el

compuesto. Solo se toma en cuenta una vez.

9

Diferencia de

electronegatividad

Tipo de enlace

0.0 a 0.4 Covalente no polar ( apolar)

mayor 0.4 y menor1.8 Covalente polar

1.8 en adelante Iónico.

TIPOS DE ENLACES Y SU RANGO DE

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD10

ENLACE COVALENTE NO POLAR

Los electrones del enlace se

comparten equitativamente .

ENLACE COVALENTE POLAR

Los electrones del enlace se

comparten de modo desigual

ENLACE IONICO

Se transfieren electrones de un

átomo a otro. Un átomo pierde

electrones, otro los gana.

DIFERENCIA EN

ELECTRONEGATI-

VIDAD

CARÁCTER IONICO CRECIENTE

≥ 1.8 0

Use la diferencia de electronegatividad para predecir

enlaces:? _____

1- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo.

Comp

uesto

Coloque los valores de la

electronegatividad de C/

átomo participante en el

compuesto

Diferencia

de

electroneg

atividad

Enlace Iónico, covalente polar ó no

polar. / Se comparten electrones en

forma igual o desigual.? Se

transfieren electrones.?

Ej

BaF2

Ba = 0.89 F= 3.98 3.98 -

0.89

3.09

IONICO / Se transfieren electrones

Bario pierde e- ( pierde 2) F: gana e-

( cada flúor gana 1 e)

PCl5 P ________ Cl _________

SiH4 Si_________ H________

Al2O3 Al_________ O_________

NH3 N_________ H__________

Br 2 Br________ Br_________

Use la diferencia de electronegatividad para predecir

enlaces:

2- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Sr,

formará un enlace iónico? _____ Un enlace covalente polar?_______.

2- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo.

Enlace iónico

Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de

poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana»

electrones y se convierte en un ión con carga negativa (

anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y

se convierte en un ión con carga positiva ( catión).

Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de

electronegatividad es de 1.8 en adelante.

Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde).

Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la

fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas.

( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)

13

Esquema de la formación de un enlace iónico

entre un metal (M) y un no metal ( Nm)14

Perdida y ganancia de

electrones

ENLACE IONICO

Note: aquí el metal pierde

electrones y se convierte en catión

(M+), y el no metal gana e- y se

convierte en anión ( Nm- ) . En el no

metal, se observa la formación del

octeto. El metal también alcanza el

octeto, pero queda en el nivel

interno, por eso no se representa en

éste tipo de fórmulas..

El no metal gana

electrones

generando un

anión (.Carga -)

El metal pierde

electrones

convirtiéndose en

un catión ( carga +) .

Ejemplo de ENLACE IONICO

15

Ca + F2 → Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - )

20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2 ( átomo neutro)

20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6 ( Catión: perdió 2e- )

El Ca perdió 2e- que son sus electrones de valencia los del último nivel y logra, su «octeto» : 3s2 3p6 .

El calcio logra la configuración de un gas noble: Ca+2 = [ Ar]

Cada flúor gana 1 e- logra su octeto en el último nivel ( 2s 2 2p6 ) y alcanza la configuración de un gas noble:

9 F = 1s2 2s2 2p5 (átomo neutro)

9F - =1s22s22p6 (anión ganó un e

9 F - : = [ Ne] Configuración de un gas noble

16

La formación de éstos iones Ca+2

y F -

se pueden predecir por la diferencia de

electronegatividad : Ca = 1.0 y F = 3.98

diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2

electrones por ser menos electronegativo y el F, gana

1 electrón por ser mas electronegativo. Se requieren

2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita

solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2

Ejemplo como se forma un enlace iónico

.Na +

.Cl : → Na+ + : Cl : -. .

. .

. .

. .

→

Note al ión Na+ le quedo un octeto «interno», esto no se muestra en

las estructuras de Lewis. Al ión Cloruro también le queda octeto en

el nivel más externo, este si se muestra en las estructuras de Lewis

ENLACE COVALENTE18

Si los átomos poseen electronegatividades

similares, éstos no ganan ni pierden electrones

entonces se comparten los e- del enlace á esto se

le conoce como enlace covalente. Por eso no se

generan iones ( partículas con carga)

Para efectos prácticos se considera que un enlace

covalente se forma cuando la diferencia de

electronegatividades es< de 1.8

Estos enlaces se representan con

líneas H-H ó puntos H:H

Tipos de enlace covalente

I-De acuerdo al numero de parejas de electrones que comparten:

A-Covalente simple se comparte una pareja de electrones. Cada átomo pone un electrón.

B-Covalente doble: se comparten dos parejas de electrones. Cada átomo pone dos electrones.

C-Covalente triple: se comparten tres parejas de electrones. C / átomo pone tres electrones.

D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una pareja de electrones, pero éstos provienen de uno solo de los átomos.

Cont. Tipos de enlace covalente

II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad:

A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de

0.0-0.4.

B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.

Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple,

coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.

Enlaces Covalentes simple21

Un Enlace covalente simple es cuando se

comparte un par de electrones, donde cada

átomo aporta un electrón. El enlace simple se

puede representar con dos puntos ó con un

guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo:

H-Cl →Note el octeto de

electrones alrededor del

cloro

Esquema general que representa la formación

de un enlace covalente entre dos No metales22

Note: no se forman

iones, se comparten los

electrones. En éste caso,

se comparte un par de e-

los dos átomos, forman

un enlace simple entre

ellos. Ambos átomos

forman octeto ( 8e-

alrededor de c/ átomo.)

Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples

23

A-Dobles

CH2=CH2 →

C/átomo pone un par de e- :

se comparten dos parejas de e- ( 4 e-)

Note los octetos completos en cadaCarbono

Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples

24

B- Triples NN →

Se comparten 3 parejas de e-

c/ átomo pone generalmente 3 e-

Note los octetos completos

en los átomos de Nitrógeno.

N2 → NN →

Enlace Covalente coordinado:

25

También llamado DATIVO. Los átomos comparten un

par de electrones, pero estos han sido aportados por

un solo átomo. Ej. SO3 presenta 1 enlace doble (cada

átomo puso 2 e-) y 2 coordinados ó dativos. El Azufre

( S) es el que pone las parejas de electrones, en los

dos enlaces covalentes coordinados. El oxigeno no

pone electrones, solo usa los del azufre para

completar octeto.

Enlace covalente polar 26

Los electrones de enlace se comparten de manera

desigual. Se forman dipolos. Los enlaces

covalentes polares pueden ser: simples,

coordinados, dobles ó triples.

Para efectos prácticos un enlace es covalente polar

si la diferencia de electronegatividad

es de ( >0.4 y < 1.8). Ejemplo:

HCl SO2 CO2

Diagrama de como se forma y representa

un enlace covalente polar.27

Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares

o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo,

Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta

parcialmente negativa y se

representa con el símbolo -

Quedando el átomo menos

electronegativo, parcialmente

positivo : +.. Estas moléculas

se atraen entre ellas. El extremo

+ con el, extremo -. Forman

Moléculas polares

conocidas como «dipolos»

Enlace covalente no polar (apolar)

28

Se dan cuando los pares de electrones se

comparten de manera equitativa ó muy pareja. No

forman dipolos. Para efectos prácticos es no polar

si la diferencia de electronegatividad está en el

rango : (0.0 a 0.4). Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3

Enlace covalente puro29

Enlace covalente “puro”, También es un

enlace No polar donde la diferencia de

electronegatividad es 0.0 debido a que el

enlace se da entre átomos idénticos:

Ejemplo todos los elementos diatómicos:

N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2

Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su

vez pueden ser polares ó NO polares. Ejemplos

H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar

HCl ; NH3 : Covalente simple polar.

O2 * : Covalente doble NO polar

SO2 : Posee un covalente doble polar y un coordinado

polar.

N2 *: covalente triple NO polar.

* : en éstos casos los enlaces covalente apolares se conocidos como

covalentes puros, debido a que la diferencia de electronegatividad

es 0.0 pues son átomos idénticos

PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS

COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES

31

Propiedad ó característica

Compuestos iónicosCompuestos covalentes

Tipo de partícula del

que están formados

Iones ( cationes y aniones )

Moléculas

Estado físico en que se

encuentran a

temperatura ambiente.Sólidos Gases, líquidos y sólidos

Solubilidad en agua Alta

Baja ( Poco soluble los

covalente no polares

mayor los covalentes polares )

Solubilidad en solventes no polares

Muy bajaAlta (Covalente no

polar), Muy baja (covalente polar)

Conductividad eléctrica

Alta ( fundidos ó en solución)

Muy baja ó no existente

ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos

32

Es la representación de un elemento y sus

electrones de valencia.

El símbolo de cada elemento se utiliza para

representar el núcleo y todos los electrones

internos. Los electrones de valencia ( los que se

hallan en el último nivel de energía) se

representan como puntos alrededor del símbolo.

Ejemplos:

º Al º Cl Na ∧

º

..

.

Los electrones de valencia para los elementos

representativos corresponden al número de grupo33

GRUPO

Estructura

electrónica del

ultimo nivel

termina en

Número de electrones de

valenciaEstructura de Lewis

IA

S1 Tiene 1 electrón de

valencia, entonces se

dibuja 1 punto

IIA

S2 Tienen 2 electrones de

valencia, entonces se

dibuja 2 puntos

IIIAS2P1 Tienen 3 electrones de

valencia , entonces se

dibujan 3 puntos

IVAS2 P2 Tienen 4 electrones de

valencia, entonces se

dibujan

4 puntos

H .

Mg. .

B .. .

Si. ..

.

34

GRUPO Estructura

electrónica del

ultimo nivel

termina en

NNúmero de

electrones de

valencia.

Estructura de Lewis

V AS2 p3 Tienen 5 electrones de

valencia, entonces se

dibujan 5 puntos

VI A

S2 p4 Tienen 6 electrones de

valencia, entonces se

dibujan 6 puntos

VII A

S2 p5 Tienen 7 electrones

de valencia, entonces

se dibujan 7 puntos

VIII A

S2 p6 Tienen 8 electrones de

valencia, entonces se

dibujan 8 puntos

N:.

..

.

S. .

. ...

F. .

. .: .

Kr. .

. .: :

Realice los siguientes ejercicios

Haga la estructura de Lewis del Si H4 ( represente cada

átomo y sus electrones de valencia de color diferente use

puntos para representar los electrones. . Es covalente polar

no polar o iónico.?

35

El GaF3, Es iónico o covalente.? Haga la estructura de

Lewis. 36

Ejercicios del libro recomendados:

Respuestas paginas 202 y 203.

( 5.9, 5.11: pag166 )

37

Ejercicios del libro recomendados:

respuestas paginas 202-203.

(5.53,5.59.pag188),(5.75, 5.79. pag196).

38

Ejercicios del libro recomendados:

Respuestas paginas 202-203

(5.75, 5.79. pag196).

39