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Química general Primera Unidad:
LA QUÍMICA UNA CIENCIA BÁSICA
Describe los fundamentos de la formación de enlace iónicos y covalentes y su relación con la polaridad de
las moléculas resultantes.
Mg. Emilio Ponce Caro
Enlace químico
Sólo los gases nobles y los metales en estado de
vapor se presentan en la naturaleza como átomos
aislados, en la mayoría de los materiales que nos
rodean los elementos están unidos por enlaces
químicos.
Enlace químico
Un enlace químico es la unión de dos o más átomos
con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de
parecerse al gas noble más cercano.
Para la mayoría de los elementos se trata de completar
ocho electrones en su último nivel.
Enlace químico: Es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos
dentro de una molécula.
Enlace químico
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los
elementos que conforman un compuesto, se explican
por la interacción de los electrones que ocupan los
orbitales más exteriores de ellos (electrones de
valencia).
Enlace químico
Ejemplo:
Para el cloro Z = 17 se tiene: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Como es un elemento de alta
electronegatividad, es posible que aloje un
electrón en 3p5, alcanzando una configuración
electrónica semejante al argón (18Ar), como el
anión Cl-.
Enlace químico
Ejemplo:
El litio de Z = 3 se tiene: 1s2 2s1
Como es un elemento de baja electronegatividad,
es posible que entregue el electrón de 2s1,
alcanzando una configuración electrónica
semejante al helio (2He ), como el catión Li+.
Enlace químico: Símbolos de Lewis
En 1916, Lewis, elaboró un sistema de notación para
representar los electrones de valencia de cada átomo con
puntos o cruces alrededor del símbolo químico del elemento.
Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno (O) Z = 8
es: 1s2 2s2 2p4 ¿Cuántos electrones de valencia hay?
Enlace químico: Símbolos de Lewis
Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno Z = 8 es: 1s2 2s2 2p4 6 electrones de valencia
Así, por ejemplo, la formación de la molécula diatómica de oxígeno se expresa de la siguiente forma según la notación de Lewis:
Enlace químico: Símbolos de Lewis La participación de los electrones de valencia en la formación de
un compuesto como la sal puede ser representada en el siguiente esquema:
a. Diagramas atómicos:
b. Configuración electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s1 + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
c. Notación de Lewis:
Enlace químico: Símbolos de Lewis
Aplicando la notación de Lewis, se obtiene la siguiente tabla
resumen:
Electrones de valencia
Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18
e- Valencia 1 2 3 4 5 6 7 8
Valencia 1 2 3 4 3 2 1 0
Lewis
Li ·
· Be ·
·
· B ·
·
· C ·
·
·
: N ·
·
·
: O :
·
· ·
: F :
·
· ·
: Ne :
· ·
ns2p1 ns2p2 ns2p3 ns2p4 ns2p5 ns2p6 ns2 ns1
Para los grupos 15 -17 (N - F),
electrones de valencia ≠ a los electrones
que forman enlaces.
• Para los grupos 1-2 y 13-14 (Li - C),
electrones de valencia = a los electrones
que forman enlaces.
Enlace químico: Símbolos de Lewis A partir de lo anterior surge la regla del octeto, que dice:
“Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben,
ceden o comparten electrones, de modo que el último
nivel de energía de cada átomo contenga ocho
electrones, adquiriendo la configuración electrónica del
gas noble más cercano en la Tabla periódica”.
Representación de las estructuras de Lewis
a) Identificar los átomos centrales y terminales.
• El átomo de hidrógeno es siempre terminal.
• Los átomos centrales son generalmente los de menor
electronegatividad (No considerar al H).
• El átomo de carbono es siempre central.
Representación de las estructuras de Lewis
b) Determinar del número total de electrones de valencia
c) Dibujar la estructura
d) Agregar los electrones hasta completar el octeto en cada elemento
Ejemplo 1
Escribir la estructura de Lewis del Amoniaco, NH3
Paso 2: Contar el número total de e- de valencia:
H = 1 y N = 5
Total = (3 x 1) + 5 = 8 electrones
Paso 3: Dibujar la estructura posible
Paso 4: Agregar los e- faltantes
H H
H
N
H ••
H
H
Paso 1: Identificar el átomo central N
N
Electrones de valencia
Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18
e- Valencia 1 2 3 4 5 6 7 8
Valencia 1 2 3 4 3 2 1 0
Lewis
Li ·
· Be ·
·
· B ·
·
· C ·
·
·
: N ·
·
·
: O :
·
· ·
: F :
·
· ·
: Ne :
· ·
ns2p1 ns2p2 ns2p3 ns2p4 ns2p5 ns2p6 ns2 ns1
Para los grupos 15 -17 (N - F),
electrones de valencia ≠ a los electrones
que forman enlaces.
• Para los grupos 1-2 y 13-14 (Li - C),
electrones de valencia = a los electrones
que forman enlaces.
Electronegatividad
Ejemplo:
Escribir la estructura de Lewis del CO2
Paso 2: Contar el número total de e- de valencia:
Paso 3: Dibujar la estructura posible
Paso 1: Identificar el átomo central C
Ejemplo:
Escribir la estructura de Lewis del CO2
Paso 2: Contar el número total de e- de valencia:
C = 4 2 x O = 2 x 6 = 16
Paso 3: Dibujar la estructura posible
Paso 1: Identificar el átomo central C
O OC
Ejemplo:
Paso 4: Agregar los e- faltantes
••O OC
•• ••
••••••
Dibuje un octeto sobre el C, formar dobles enlaces Paso 5:
••O OC
•• ••
••••••
••O OC
•• ••
••
Ejercicio:
Escriba la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:
NaCl
BaCl2
H2O
Na2S
BaS
AlF3
Ejercicios:
Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:
Excepciones a la regla del octeto 1.- Moléculas número impar de electrones
2.- Moléculas con un átomo con un octeto incompleto
3.- Moléculas con un átomo con un octeto expandido
N=O
.. ..
.. .
Nitric Oxide
1.- Moléculas número impar de electrones
Excepciones a la regla del octeto
2. Octetos incompletos
F
B F
F
..
..
..
..
: :
:
: :
H - Cl ..
.. :
Excepciones a la regla del octeto 2. Octetos incompletos
Trifluoruro de boro BF3
Total de electrones (3*7) + 3 = 24
Excepciones a la regla del octeto
2. Octetos incompletos BF3
B no tiene capacidad de atraer los electrones por la diferencia de
electronegatividad
Excepciones a la regla del octeto
3. Octetos expandidos.
Cl F
Cl F F
Cl P S
Cl F F
Cl F
10 electrones! 12 electrones!
Fósforo [Ne] 3s2 3p3
Azufre [Ne] 3s2 3p4
Xenon [Ne] 3s2 3p6
Excepciones a la regla del octeto
Las excepciones más comunes son:
Be, B, P, S y Xe.
BF3
SF4
Be: 4
B: 6
P: 8 ó 10
S: 8, 10 ó 12
Xe: 8, 10 ó 12
Enlace químico: Símbolos de Lewis Excepciones:
Los átomos de los elementos de tamaño pequeño (H, Li y
Be) cuando establecen enlaces tienden a completar su
último nivel de energía con dos electrones, alcanzando la
configuración electrónica del helio, condición conocida
como regla del dueto.
Enlace químico
• Se define como la fuerza que mantiene unidos a los
átomos en un compuesto y se clasifica como se
muestra en el esquema:
Enlace químico
En 1916, Lewis y Kossel, establecieron que: un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.
Enlace químico Ejemplo:
Flúor es el elemento más electronegativo del sistema periódico, ¿Cuál
será su tendencia? .
Z=9: 1s2 2s2 2p5
Químicamente, el flúor se combinará con un elemento que ceda con facilidad
su electrón, entre ellos se encuentran los metales.
Ejemplo, el sodio (Na).
Z=11: 1s2 2s2 2p63s1
A partir de ese intercambio electrónico se forma el fluoruro de sodio, NaF.
10Ne
Enlace iónico o electrovalente • Se forma cuando los átomos participantes presentan una
diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual o mayor a 1,7.
– Se produce una transferencia de uno o varios e- desde el
átomo de menor al de mayor electronegatividad.
– Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de
metales y no metales, los electrones son atraídos con más
fuerza por los no metales, que se transforman en iones con
carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones
con carga positiva.
Elementos que forman enlace iónico
• Elementos con diferencia de electronegatividad mayor a 1.7
Enlace iónico o electrovalente
Enlace iónico o electrovalente
• Ejemplo: Unión del sodio y el cloro.
– El sodio (Na) presenta la configuración electrónica
1s2 2s2 2p6 3s1 y una electronegatividad de 0,9.
– El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2
2s2 2p6 3s2 3p5 y una electronegatividad de 3,0.
• El Na cederá un electrón, y el Cl lo recibirá,
Enlace iónico o electrovalente
Ba •
• O • ••
• ••
•• O •• ••
••
Ba 2+ 2-
Mg •
•
Cl • ••
•• ••
Cl • ••
••
••
•• Cl •• ••
••
Mg 2+ -
2
BaO
MgCl2
Transferencia completa de uno o más electrones de valencia
Elementos que forman enlace iónico
• Metales del grupo I, II A, y de transición con no metales del
grupo VI y VII A de la tabla periódica
Enlace íónico
Enlace Iónico
• Propiedades de un enlace iónico – Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características
especiales:
– Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
– La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
– La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.
– Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
– Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Enlace covalente •En un enlace covalente, los átomos comparten dos
o más electrones.
•Los átomos participantes tienen diferencias de
electronegatividades igual o superior a cero y menor
a 1,7.
Enlace covalente •En un enlace covalente, los átomos comparten dos
o más electrones.
•Los átomos participantes tienen diferencias de
electronegatividades igual o superior a cero y menor
a 1,7.
Enlace covalente •En un enlace covalente, los átomos comparten dos
o más electrones.
•Los átomos participantes tienen diferencias de
electronegatividades igual o superior a cero y menor
a 1,7.
Tipos de enlaces covalentes a) Enlace simple: comparten un par de electrones
b) Enlace doble: comparten dos pares de electrones
c) Enlace triple: compartes tres pares de electrones
O H H O H H o
Enlaces simples
H2O
O C O o O C O
Enlaces dobles
N N N N
Enlaces triples
o
CO2
N2
Tipos de enlaces covalentes
• Enlace covalente apolar
– Se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual a cero.
– Generalmente, da origen a moléculas homoatómicas (dos átomos idénticos)
– Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual.
– H2; O2, N2; F2; Br2, y I2.
Tipos de enlaces covalentes
• Enlace covalente apolar
– Ejemplo:
Tipos de enlaces covalentes
• Enlace covalente apolar
– Importante:
• Existen moléculas diatómicas homonucleares que
tienen una diferencia muy baja de electronegatividad
las cuales también clasifican como no polares.
• Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2)
es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo
tanto, debido a su simetría es covalente apolar.
Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente polar
– Se forma cuando la diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7
– Origina compuestos covalentes diatómicos (2) poliatómicas (3 o +) siendo el átomo central generalmente menos electronegativo y con mayor capacidad de formar enlaces.
– Si los átomos son no metales pero distintos (NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar.
Tipos de enlaces covalentes
• Enlace covalente polar
– Ejemplo:
Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente coordinado o dativo
– Se presenta cuando un mismo átomo aporta el
par electrónico.
– Se presenta cuando un átomo no metálico
comparte un par de electrones con otros átomos.
Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente coordinado o dativo
– Para que se presente este tipo de enlace, se
requiere que el átomo dador tenga un par de
electrones libres en un orbital exterior y el átomo
aceptor tenga capacidad para recibir ese par de
electrones en su última capa de valencia.
– Este enlace tiene igual longitud y energía que otro
enlace igual y es, por tanto, indistinguible.
Tipos de enlaces covalentes • Enlace covalente coordinado o dativo
– Ejemplo:
Tipos de enlaces covalentes • Propiedades de los enlaces covalentes
– Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
– La mayoría son insolubles en disolventes polares.
– La mayoría son solubles en disolventes apolares.
– Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
– Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la
electricidad porque no contienen partículas cargadas
IMPORTANTE • La unión de 2 elementos no metales se realiza mediante
un enlace covalente.
• Si esta unión posee una diferencia de electronegatividad > 1,7 significaría que debería formar un enlace iónico, pues el enlace covalente polar va de 0,5 a 1,7.
• Sin embargo, al ser ambos no metales, son elementos electronegativos que no ceden electrones solo captan o comparten.
• Por lo tanto prevalece el concepto de enlace covalente que se produce entre elementos no metálicos a pesar de la diferencia de electronegatividad..