ENLACES CON ANIMACIÓN

Enlace iónico

TIPOS DE ENLACES

Enlace metálico Enlace covalente

Enlace metálico

Red cristalina constituida por iones (núcleos y electrones de niveles internos) vibrando alrededor de sus posiciones de equilibrio en un retículo espacial y los electrones de valencia moviéndose entre ellos, con más libertad que los internos.

Propiedades de los metales

Metales puros: son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.Excepción: mercurio.

Enlace metálico Propiedades de los metales

Buenos conductores de la electricidad y del calor. Presentan un brillo característico. Dúctiles y maleables: debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos“ son todos similares (la tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas). Presentan “efecto fotoeléctrico". Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.

Enlace metálico Propiedades de los metales

Enlace iónico Enlace covalente

El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.

Para el compuesto AB:

Si | ENA – ENB | 1.7 Enlace iónico

Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7 Enlace covalente POLAR

Si | ENA – ENB | < 0.4 Enlace covalente NO POLAR


El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.

Diferencia de electronegatividad

entre los átomos que forman la unión

Tipo de unión

Carácter covalente

Carácter iónico

Covalente Covalente polar Iónico

Ninguna Intermedia Alta

Aumenta

Aumenta


Ejemplo

Dadas las electronegatividades (en la escala de Pauling)

de los siguientes elementos: EN(F) = 4,0; EN(Na) = 0,9;

EN(N) = 3,0; EN(H) = 2,2 y EN(Cl) = 3,2; prediga si los

siguientes compuestos presentaran enlaces iónicos o

covalentes (polar o no polar): N2, NaF, NH3 y HCl.

Enlace iónico

ModeloIónico

ModeloCovalente

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Enlace iónico

Enlace iónico

Elemento PI (kJ mol-1) AE (kJ mol-1)

F 1690 328

Cl 1260 349

Na 420 53

Be 2658 ~ cero

Energía Reticular o de red: Energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus

iones en estado gaseoso.

Entre un elemento de bajo PI (Metal) y otro de alta AE (No metal)

Enlace iónico

Enlace iónico Enlace iónico

Energía Reticular

PI (Li)

AE (F)

Compuestos iónicos

•alto punto de fusión

•alta conductividad en estado fundido

ΔEN TF Conductividad

NaCl 2,1 800 100

MgCl2 1,7 700 25

AlCl3 1,5 200 0,0002

SiCl4 1,2 -70 0

PCl3 0,9 -100 0

Cl2 0 -100 0

Enlace iónico

Relacionado con EN

Enlace covalente

ModeloIónico

ModeloCovalente

Disminución en la diferencia de electronegatividad

Teoría de Lewis par de electrones compartidos entre dos átomos

Enlace covalente

Enlace covalente

Longitud de enlaceDistancia entre núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula.

Energía de enlaceEnergía total promedio necesaria para romper un mol de enlaces en sus fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).

Energías de enlace Longitud de enlace

H-H 432 kJ/mol 74 pm

H-F 565 kJ/mol 92 pm

F-F 159 kJ/mol 143 pm

C-C 347 kJ/mol 154 pm

C=C 614 kJ/mol 134 pm

CΞC 839 kJ/mol 121 pm

O=O 498 kJ/mol 121 pm

NΞN 945 kJ/mol 110 pm

Enlace covalente

Las propiedades químicas de un elemento dependen de los electrones más externos del átomos. Esos electrones más externos son llamados ELECTRONES DE VALENCIA. Lewis representa esos electrones de valencia con puntos.

EjemploEl flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones de valencia indicados por los 7 puntos

F

Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS

Dos átomos pueden combinarse para formar una molécula, y cuando lo hacen, una unión se forma entre ellos. Si la unión entre los átomos resulta de compartir los electrones es una UNIÓN COVALENTE.

EjemploFormación de la molécula de flúor (F2)

FF FF

Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando dos átomos forman una molécula comparten un par de electrones.


REGLA DEL OCTETOEn la formación de enlaces covalentes, los átomos se acercan todo lo posible a completar sus octetos compartiendo pares de electrones.En realidad: Tendencia a llenar orbitalesLos orbitales de valencia de los átomos terminales en una molécula son casi siempre orbitales s o p. En casi todas las moléculas, cada átomo terminal está rodeado por 8 electrones.

FF FF


: Par de electrones “en la unión” o par ligante

: Par de electrones “libres” o par solitario

FF FF

UNIÓN SIMPLE Dos átomos comparten un par de electrones

UNIÓN DOBLEDos átomos comparten dos pares de electrones

UNIÓN TRIPLEDos átomos comparten tres pares de electrones


EjemploEstructura de Lewis del tetracloruro de carbono (CCl4).1.- Elegir el átomo central (el menos electronegativo, nunca H)2.- Elegir un arreglo bidimensional3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada átomo4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones5.- Verificar la cantidad de electrones de cada átomo.

CC ClClClCl

ClCl

ClCl


CATIONESSe saca un “puntito” = electrón por cada carga positiva

ANIONESSe agrega un “puntito” = electrón por cada carga negativa

Ejemplo

Estructura de Lewis del ión cloruro (Cl-).Determinar la cantidad de electrones de valencia y agregar uno porque la carga es (-1)


RESONANCIACombinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones. Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y dá como resultado una energía más baja.

HIBRIDO DE RESONANCIAEstructura combinada de las estructuras participantes

ESTABILIZA la molécula por disminución de la ENERGÍA TOTAL


O

O N O

- O

O N O

- O

O N O

-

EjemploEstructura de Lewis del ión nitrato NO3

- 1.- Elegir el átomo central 2.- Elegir un arreglo bidimensional3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada átomo4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones5.- OJO: hay más de una forma de distribuir los electrones !!!


CARGA FORMAL Indica la medida en que un átomo ha ganado o perdido electrones en el proceso de formación del enlace covalente, las estructura con menores cargas formales probablemente tienen la menor energía un átomo en una estructura de lewis

CARGA FORMAL = V - ( L + S / 2 )

Electrones de valencia

del átomo libre

Electrones presentes como

pares libres

Electrones compartidos


Ejemplo 1Calcular la carga formal en el dióxido de carbono CO2

1.- Estructura de Lewis 2.- Elegir un átomo3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo libre ( V ), electrones presentes como pares libres ( L ) y electrones compartidos ( S ).4.- Calcular la carga formal = V - L - S / 2

O C OO C O


Ejemplo 2:Calcular las cargas formales en N2O si: a)el O es el átomo central;b)uno de los N es el átomo central.¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este criterio?

Ejemplo 3:Calcular las cargas formales en el H2SO4 si: a)se permite la ampliación delocteto del S;b)no se permite la ampliación del octeto del S.¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este criterio?


RADICALESEspecies que tiene electrones con espín no apareadoEjemplo: radical metilo CH3

EXPANSIÓN DEL OCTETOElementos del período 3 y posteriores Pueden mostrar covalencia variable (capacidad de formar diferentes números de enlaces covalentes)Ejemplo: SF4

Pueden ser hipervalentes (compuesto con un átomo unido a más átomos que lo que permite la regla del octeto) Ejemplo: PCl5 (g) y PCl5 (s) formado por PCl4+

y PCl6-

OCTETO INCOMPLETOElementos del GRUPO 13/III : Compuestos de BORO y ALUMINIO pueden tener estructuras con octetos incompletos o con átomos de halógeno como puentes.Ejemplo: BF3


Ejercicios1.- RESONANCIA: O3, SO2, SO3, CO3

2-

2.- CARGAS FORMALES: N=N=O y N=O=N, H2SO4

3.- Excepciones a la REGLA del OCTETO: BeCl2, BCl3, NO2, PF5, SF6, SO3, H2SO4


Otra forma1.- Tiene B, Be o Al ? OCTETO INCOMPLETO2.- Tiene S o P ? AMPLIACIÓN DEL OCTETO3.- Sumar los electrones de valencia de todos los átomos4.- Elegir el átomo central (menos electronegativo, nunca H)5.- Distribuir los otros átomos alrededor del central 6.- Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones)7.- Distribuir los otros electrones completando 8 en cada átomo8.- Si no alcanzan los electrones, hacer uniones múltiples.

IMPORTANTE : Par de electrones “en la unión” o par ligante

: Par de electrones “libres” o par solitario

hay que ponerlos “SIEMPRE”


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