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PP
TC
ES
00
4C
B33
-A09
V1
Enlace Químico
Tabla periódica
Ordena los
elementos en
Nivel
energético
Electrones último
nivel
Propiedades periódicas
Radio atómico
Volumen atómico Electroafinidad
Potencial de
ionización
Períodos Grupos
Resumen de la clase anterior
Electronegatividad
Según Según
Son
Aprendizajes esperados
• Conocer la estructura de Lewis.
• Identificar los diferentes tipos de enlace químico.
• Conocer las propiedades fisicoquímicas de los distintos tipos de compuestos
(iónicos, covalentes y metálicos).
• Determinar la geometría molecular de distintos compuestos químicos e iones.
De acuerdo con la siguiente representación de Lewis
se puede afirmar que el elemento X
I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica.
II) puede formar una molécula X2
III) tiene 4 electrones de valencia.
Es (son) correcta(s)
A) solo I.
B) solo II.
C) solo III.
D) solo I y II.
E) solo II y III. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.
Pregunta oficial PSU
1. Enlace químico
2. Estructura de Lewis
3. Tipos de enlace
4. Geometría molecular
• Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos
de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos
conducen a la formación de un agregado con suficiente
estabilidad (molécula).
• Se basa en la valencia del átomo, que corresponde a los
electrones situados en el último nivel de energía.
• Se busca mediante esta unión una estabilidad energética basada en la regla del dueto u octeto.
Elemento Configuración e– valencia Grupo
N 1s22s22p3 5 VA
Cl [Ne]3s23p5 7 VIIA
Ca [Ar]4s2 2 IIA
1. Enlace químico
• Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los
átomos adquieren una configuración de gas noble: regla del octeto.
• Los electrones que participan en el enlace químico son los
electrones de valencia y pueden formar enlaces sencillos, dobles o triples.
• Los átomos se representan con su símbolo y alrededor se
colocan los electrones de valencia, representados mediante
puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones,
respectivamente.
Ion nitrito
NO2–
2.1 Regla del octeto
2. Estructura de Lewis
2. Estructura de Lewis
Determina la estructura de Lewis del SO2
1. Se determina la configuración electrónica y los electrones de valencia de
cada elemento.
Elemento Configuración e– de valencia e– valencia totales
Azufre (S) [Ne]3s23p4 6 6
Oxígeno (O) [He]2s22p4 6 x 2 12
Total 18
2. Se sitúa como átomo central el menos electronegativo (en este caso, el S) y
se distribuyen los electrones de manera que cada átomo cumpla con la regla del octeto.
Actividades
2.2 Excepciones
Existen muchos compuestos covalentes que
no cumplen la regla del octeto, ya sea por
defecto o por exceso de electrones.
Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF3) y el
hidruro de berilio (BeH2) no llegan a
completar su octeto por falta de electrones
de valencia.
Por el contrario, en el pentacloruro de
fosforo (PCl5) y el hexafluoruro de azufre
(SF6) el átomo central forma cinco y seis
enlaces, respectivamente, con un exceso de
electrones debido a la existencia de los
niveles 3d vacíos.
2. Estructura de Lewis
Características del enlace Propiedades de los compuestos
• Se produce cuando entran en
contacto un elemento muy electropositivo y uno muy electronegativo produciéndose
una TRANSFERENCIA de
electrones desde el primero
hacia el segundo.
• Se forma entre elementos de
los grupos IA o IIA con
elementos de los grupos VIA o
VIIA.
• Diferencia de
electronegatividad ≥ 1,7
• Forman redes cristalinas.
• Son sólidos con puntos de
fusión y ebullición altos.
• Son solubles en disolventes polares.
• Conducen la corriente eléctrica en disolución
acuosa.
• No conducen la corriente en
estado sólido.
• Son malos conductores
térmicos.
CsCl
3.1 Enlace iónico
3. Tipos de enlace
Características del enlace Propiedades de los
compuestos
• Se forma por COMPARTICIÓN de
un par de electrones entre dos
átomos, adquiriendo ambos
estructura electrónica de gas noble.
• Diferencia de
electronegatividades < 1,7 • Se forma generalmente entre
elementos no metálicos.
• Existen enlaces covalentes
polares, apolares y dativos.
• Presentan temperaturas de
ebullición y fusión bajas.
• A CNPT, pueden ser sólidos,
líquidos o gaseosos.
• Son aislantes de corriente
eléctrica y calor.
• Son solubles en disolventes
apolares.
3. Tipos de enlace
3.2 Enlace covalente
Covalente polar Ejemplos
• Formado por dos átomos diferentes.
• Un núcleo tiene mas fuerza que otro para
atraer electrones de enlace.
• Se forman dipolos.
• 0 E.N. 1,7
H2O
HCl
SO2
CCl4
CH3Cl
Covalente apolar Ejemplos
• Formado por dos átomos iguales.
• Núcleos ejercen una fuerza de atracción equivalente (enlace perfecto).
• E.N. 0
• Se presenta en moléculas monoelementales.
O2
F2
H2
N2
Br2
Covalente coordinado o dativo Ejemplos
• Enlace covalente polar (compartición de un
par de electrones) con la peculiaridad de que
es uno de los dos átomos el que aporta los 2 electrones.
NH4+
H2SO4
H3O+
3.2 Enlace covalente
3. Tipos de enlace
Características del enlace Propiedades de los compuestos
• Característico de los
metales.
• Es un enlace fuerte,
que se forma entre
elementos de la misma
especie, de
electronegatividades
bajas y similares.
• Se forma una nube electrónica con los
electrones
deslocalizados.
• Son dúctiles y maleables.
• Son buenos conductores de la
electricidad.
• Conducen el calor.
• Tienen puntos de fusión y
ebullición variables.
• La mayoría son sólidos a T
ambiente (excepto el
mercurio).
• Son, generalmente, insolubles
en cualquier tipo de
disolvente.
• Tienen un brillo característico,
debido a que absorben energía
de cualquier longitud de onda. Nuestro cobre chileno. Gran conductor de la electricidad.
3.3 Enlace metálico
3. Tipos de enlace
3. Tipos de enlace
Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas:
1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
Electrones enlazantes mantienen equidistancia
2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
Electrones libres repelen a electrones enlazantes
4.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV)
4. Geometría molecular
1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
SF4 PE=4
PL=1
Balancín
ClF3 PE=3
PL=2
Forma de T
BrF5 PE=5
PL=1
Pirámide
cuadrada
XeF4 PE=4
PL=2
Plano
cuadrada
2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
4. Geometría molecular
4. Geometría molecular
Un enlace químico covalente se forma por la
superposición de orbitales atómicos, que
contienen los electrones de valencia. Para lograr
esto es necesario que los orbitales atómicos se
mezclen originando nuevos orbitales denominados
híbridos. Lo anterior sólo ocurre cuando los
orbitales predesores presenten igual energía. El
número de orbitales híbridos es siempre igual al
número de orbitales atómicos originales.
4.1 Teoría de la Hibridación
4. Geometría molecular
Hibridaciones
sp1 sp2 sp3
4.1 Teoría de la Hibridación
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp3
Los orbitales híbridos sp3 se forman por
combinación de un orbital s y tres orbitales p,
generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de
ellos puede contener un máximo de dos
electrones, por lo que existe repulsión entre
éstos. Como consecuencia de lo anterior los
orbitales se ordenan adoptando la geometría
de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4 enlaces y
los ángulos de enlace en estas moléculas son
de 109,5°. Si embargo, un átomo con
hibridación sp3 puede generar tres geometrías
moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales,
sólo tres de ellos, o bien dos; así las
geometrías respectivas serán:
un tetraedro, una pirámide de base trigonal una molécula angular.
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp2
Los orbitales híbridos sp2 se forman
por combinación de un orbital s y
dos orbitales p, generando 3
orbitales híbridos. Estos orbitales se
ordenan en el espacio en forma de
triángulo (forma plana trigonal) para
evitar repulsión. El átomo con
hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1
enlace. Los ángulos de enlace son de
120°. Un átomo con hibridación sp2
puede usar los tres orbitales o sólo
dos de éstos para generar enlaces,
con lo que sus moléculas pueden ser
triangulares o angulares.
4. Geometría molecular
4.1 Teoría de la Hibridación: Hibridación sp1 o sp
Los orbitales híbridos sp se forman por
combinación de un orbital s y un orbital p,
generando 2 orbitales híbridos. Estos orbitales
se ordenan en el espacio adoptando geometría
lineal para experimentar la mínima repulsión.
Los átomos con hibridación sp utilizan siempre
su par de orbitales híbridos para formar
enlaces, con lo cual se generan siempre
moléculas lineales,
4. Geometría molecular
4.2 TRPEV: Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia
Modelo para predecir la geometría de las moléculas.
Su idea central era que los electrones de valencia en torno a un átomo
tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan las repulsiones
electrostáticas entre ellos.
• A: Átomo central.
• X: Ligandos unidos al átomo central.
• n: Número de ligandos unidos al átomo central.
• E: Pares de electrones libres en torno al átomo central.
• m: Número de pares de electrones libres.
AXnE
m
4. Geometría molecular
4.2 TRPEV: Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia
AX2
- 2 pares de electrones de la forma
- Angulo de enlace: 180°
4. Geometría molecular
4.2.1 Geometría Lineal
- 3 pares de electrones de la forma
- Angulo de enlace: 120°
AX3
4. Geometría molecular
4.2.2 Geometría Trigonal Plana
- 1 de los 3 pares electrónicos se
encuentra libre en el átomo central.
- Angulo de enlace: inferiores a 120°
AX2E
4. Geometría molecular
4.2.3 Geometría Trigonal Angular
- 4 pares de electrones de la forma
- Angulo de enlace: 109,5°
AX4
4. Geometría molecular
4.2.4 Geometría tetraédrica
- 4 pares de electrones pero uno
solitario.
- Angulo de enlace: menores a 109°
AX3E
4. Geometría molecular
4.2.5 Geometría Piramidal Trigonal
- 4 pares de electrones pero dos
solitarios.
- Angulo de enlace: menores a 109°
AX2E
2
4. Geometría molecular
4.2.6 Geometría Angular
4. Geometría molecular
¿qué necesito para determinar la geometría de una
molécula? (Lewis)
4. Geometría molecular
Determina estructura de Lewis y geometría molecular del CO32–
Paso 1. C es menos electronegativo que O, coloca C en el centro.
Paso 2. Cuenta los electrones de valencia, sumando los electrones que dan la carga al ion.
Elemento Configuración e– de valencia e– valencia totales
Carbono (C) [He]2s22p2 4 4
Oxígeno (O) [He]2s22p4 6 x 3 18
+ 2 (cargas negativas) Total 24
Paso 3. Dibuja enlaces sencillos entre los átomos de C y O y completa los
octetos.
Actividades
Paso 4. El carbono debe presentar 4 enlaces.
Paso 5. Basándote en el modelo TRPECV, identifica la geometría de la
molécula.
El C (átomo central) está unido a tres átomos de O y no
tiene pares de electrones libres.
Por tanto, la geometría del ión carbonato es
TRIANGULAR (trigonal plana).
Actividades
¿Dónde se encuentran
localizadas las dos cargas negativas?
¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis representa al ion nitrato, NO3–?.
Considere que cada línea representa a un par de electrones.
D
Ejercicios
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2011.
Pregunta oficial PSU
De acuerdo con la siguiente representación de Lewis
se puede afirmar que el elemento X
I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica.
II) puede formar una molécula X2
III) tiene 4 electrones de valencia.
Es (son) correcta(s)
A) solo I.
B) solo II.
C) solo III.
D) solo I y II.
E) solo II y III. Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.
B Comprensión
Valencia
Octeto otorga
estabilidad
Electrones de la
última capa
Enlace químico
Enlace covalente Enlace iónico
Transferencia de
electrones
Compartición de
electrones
Síntesis de la clase
Síntesis de la clase
¿Qué tipo de enlace tienen los siguientes compuestos?
