Enlace Químico- resumen didactico

2. SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
Es la representación de los electrones de valencia.
12Mg: 1s2
2s2
2p6
3s2
↑↓
s3 Mg
7N: 1s2
2s2
2p3
↑↑↑↑↓
p2s2 N

3. • •
Ra
•
Fr
• •
• Bi •
•
• •
Pb •
•
• •
Tl •
• •
Ba
•
Cs
• •
• Sb •
•
• •
Sn •
•
• •
In •
• •
Sr
•
Rb
• •
• As •
•
• •
Ge •
•
• •
Ga •
• •
Ca
•
K
• •
• P •
•
• •
Si •
•
• •
Al •
• •
Mg
•
Na
• •
C •
•
• •
B •
• •
Be
•
Li
• •
He
•
H
VIIIAVIIAVIAVAIVAIIIAIIAIA
Br
Cl
F
I
At
O
S
Se
Te
• •
• N •
•
Ne
Ar
Kr
Rn
Xe
NOTACIÓN DE LEWIS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Po

4. ENLACE IÓNICO
Fuerza electrostática que mantiene unidos a los
iones en un compuesto iònico.
Generalmente el catión proviene de un metal
Generalmente el anión proviene de un no metal
Ejemplo: Estructura de Lewis de cloruro de sodio, NaCl
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio
Na Cl Na Cl
1s2
2s2
2p6
3s1
1s2
2s2
2p6
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
+ -
pierde e-
gana e-
En la sal, NaCl, ambos átomos
cumplen con la regla del octeto

5. K
S
K SK+
K+
2-
Ejemplo: Estructura de Lewis de sulfuro de potasio, K2S
Ejemplo: Estructura de Lewis de óxido de calcio, CaO
OCa
* * O* *
2-
Ca
2+
STambién: 2K+
2-

6. ENLACE COVALENTE
Enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos.
Generalmente se produce entre no metales.
Cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de
ambos átomos.
I Cl
enlace
Par libre
*
*
* *
*
* *
*
*
* *
*
* *
*
*
* *
*
* *
Iodo (no metal) Cloro (no metal)
I ICl Cl
I Cl
Tiende a
ganar e-
Tiende a
ganar e-
Comparten e-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: Estructura de Lewis de ICl
La molécula de ICl tiene 1 enlace y 6
pares libres de e-

7. *H Br
Bromo cumple con el octeto
Hidrógeno se rodea solamente de 2 e-
Ejemplo: Estructura de Lewis de HBr
*
hidrógeno (no metal) Bromo (no metal)
H Br
Tiende a
ganar e-
Tiende a
ganar e-
Comparten e-
*H Br
H Br En cada molécula de HBr hay un enlace
simple (o sencillo) y tres partes libre de
electrones.

8. TIPOS DE ENLACES COVALENTES:
1.SENCILLO ó SIMPLE
2.MÙLTIPLE:
2.1 DOBLE: Dos átomos comparten dos pares de e-
2.2 TRIPLE: Dos átomos comparten tres pares de e-
*
* *
*
* *
oxígeno (no metal)
O O
Tiende a
ganar e-
Tiende a
ganar e-
*
* *
*
* *
O O
Comparten e-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: Estructura de Lewis de O2
*
* *
*
* *
O O O O

9. Enlaces covalentes múltiples
• Simple 1,54Å 348kJ/mol
• Doble 1,34Å 614kJ/mol
• Triple 1,20Å 839kJ/mol
C C
C C
C C
Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de los átomos
que participan en el enlace
Longitud de Energía de
enlace enlace

10. COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES
(O MOLECULARES)
Formado por una red de cationes
y aniones.
Formados por moléculas
Son sólidos.
Tienen altos puntos de fusión y
ebullición.
Sólidos, líquidos o gases
Bajos puntos de fusión y ebullición.
La mayoría es soluble en
solventes polares como el agua
Algunos son solubles en solventes
polares como el agua. Otros son
solubles en solventes no polares.
Fundidos o en solución acuosa
son buenos conductores de la
electricidad (son electrolitos)
La mayoría es mala conductora de
la electricidad

11. Agua, H2O
C 1
N a
Cloruro de
hidrógeno, HCl Cloruro de sodio, NaCl
Compuesto covalente o
molecular, conformado por
moléculas
Compuesto iónico,
conformado por una red
de cationes y aniones.

12. POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
Enlace apolar o no polar (entre átomos del mismo
elemento): Los electrones se comparten en forma
equitativa.
Enlace polar (entre átomos de diferentes elementos):
Compartición desigual de los electrones que
comparten
−+
−
δδ
BrH
H HO
Enlace
polar
Enlace
polar
Enlace
polar
H
H
H
C
H
H
H
C
Enlace
polar
Enlace
apolar
La molécula de etano, C2H6, tiene:
6 enlaces covalentes polares y
1 enlace covalente apolar

13. Periodo
1
H
2,1
Periodo
2
Li
1,0
Be
1,5
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Periodo
3
Na
0,9
Mg
1,2
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Periodo
4
K
0,8
Ca
1,0
Se
2,4
Br
2,8
Periodo
5
Rb
0,8
Sr
1,0
I
2,5
Periodo
6
Cs
0,7
Ba
0,9
Periodo
7
Fr
0,7
Ra
0,9
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad de un átomo para atraer hacía sí los electrones
de un enlace químico
* En recuadro sombreado están los no metales
* Sin sombra los metales

14. ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPOS DE ENLACE
Na Cl
Ejm cloruro de sodio
0,9 3,0
Diferencia = 2,1 (enlace iónico)
H Br
Ejm bromuro de hidrógeno
2,1 2,8
Diferencia = 0,7 (enlace
covalente polar)
DIFERENCIA DE
ELECTRONEGATIDAD
TIPO DE ENLACE
Cero Cov. apolar (o cov. puro)
Menor que 2,0 Hay casos de enlace
cov. Polar y casos de
enlace iónico
Mayor que 2,0 Iónico

15. O OS
O
Es la carga que tendría un átomo si los electrones fueran
transferidos por completo al átomo más electronegativo.
Ejemplo: Determine el número de oxidación de cada átomo:
ELECTRONEGATIVIDAD Y NÚMERO DE OXIDACIÓN
C = -4
H = +1
H
H
H
C H
S = +6
O = -2
H-O-O-H
O = -1
H = +1

16. REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE
OXIDACIÓN
El N.O. de los elementos libres es cero
1) La suma de los N.O. de todos los átomos en una especie,
es igual a la carga neta.
2) Li, Na, K = +1 Be, Mg, Ca = +2
B, Al = +3 F = -1
3) H = +1 (excepto en hidruros metálicos donde vale -1)
4) El N.O. del oxígeno es -2 (excepto en peróxidos donde
vale -1)

17. Ejercicio: Determine el N.O. de cada elemento en las
siguientes especies: H2SO4 , CaCO3 , PO4
3-
H2SO4 CaCO3
+1 x -2 +2 x -2
2(+1) + x + 4(-2) = 0
x = +6
+2 + x + 3(-2) = 0
x = +4El E.O. de Azufre es +6 El E.O. de carbono es +4
( PO4 )3-
x -2
x + 4(-2) = -3
x = +5
El E.O. de fósforo es +5

18. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL
OCTETO
EL OCTETO INCOMPLETO: Be , B y Al tienden a formar
moléculas en los cuales están rodeados por menos de ocho
electrones. Ejm BeH2, BF3 y AlI3
MOLÈCULAS CON NÙMERO IMPAR DE ELECTRONES:
Ejm NO y NO2.
EL OCTETO EXPANDIDO: Se produce en átomos del tercer
periodo en adelante. Ejm SF6, PCl5

19. ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
1. Escriba un esqueleto de la molécula ion poliatómico.
2. Determine el número total de electrones en la molécula
o ion poliatómico.
3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre todos los
átomos.
4. Complete los octetos de todos los átomos.
5. Verifique que el número total de electrones es igual al
descrito en el paso 2.
6. Si se ha excedido de electrones agregue dobles o triple
enlaces en el átomo central. Si le falta dibujar
electrones, hágalo en el átomo central como par libre.
EJERCICIO: Escriba la estructura de Lewis de: SCl2, NF3,
HNO3, XeF2, C2H4, SO2, ion carbonato, ion sulfato, ion
nitrato, ion amonio y ion I3
1-