1. a.- Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.
b.- Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas
iónicas.
c.- Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.
d.- Polaridad de los enlaces y electronegatividad. Momentos dipolares.
e.- Moléculas y fórmulas químicas
f.- Nomenclatura
2. - Forma de unión entre dos o más átomos.
•Para que exista un enlace, necesariamente tiene que
existir una gran estabilidad en el compuesto que se ha
formado.
- Fuerza que tiende a la formación de conglomerados de
átomos o compuestos.
•Enlace es la fuerza que existe entre dos átomos,
cualquiera sea su naturaleza, debido a la transferencia
total o parcial de electrones. De esta forma adquieren
ambos una configuración electrónica estable, la que
correspondería a un gas noble.
3. Combinación de elementos
Los gases nobles no se combinan. Contienen 8 electrones en su
capa de valencia. 8 e- = mayor estabilidad
Los otros elementos deben combinarse para ser isoelectrónicos con
los gases nobles, ganan, pierden o comparten e- tratando de alcanzar
el mismo número de electrones que los gases nobles mas cercanos
en la tabla periódica.
Regla del octeto:
octeto
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones
hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia.
4. (símbolos de electrón-punto):
Son una forma útil de mostrar los electrones de valencia
de un átomo. Consiste en el símbolo químico del
elemento más un punto por cada electrón de valencia.
5. Los electrones de valencia son los electrones del nivel exterior de un
átomo. Los electrones de valencia son los electrones que participan en el
enlace químico.
Grupo configuración e- # de valencia
1 ns1 1
2 ns2 2
13 ns2np1 3
14 ns2np2 4
15 ns2np3 5
16 ns2np4 6
17 ns2np5 7
6. Símbolos de puntos de Lewis
El número de electrones de valencia es el mismo que el
número del grupo en que está el elemento en la tabla
periódica.
7. ESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS SIMPLES
Parámetros a considerar en una estructura de Lewis
1. Escribe el número total de electrones de valencia.
2. Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones.
3. Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá
tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.
CARGA FORMAL
1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se
encuentran.
2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace.
La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el
átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis.
8. Escritura de las estructuras de Lewis
1. Escriba la estructura fundamental del
compuesto mostrando qué átomos están unidos
entre sí. Ponga el elemento menos
electronegativo en el centro.
2. Cuente el número total de electrones de
valencia. Agregue 1 para cada carga negativa.
Reste 1 para cada carga positiva.
3. Complete un octeto para todos los átomos
excepto el hidrógeno.
4. Si la estructura contiene demasiados
electrones, forme enlaces dobles y triples en el
átomo central como necesite.
9. Carga formal y estructura de Lewis
1. Para las moléculas neutras, una estructura de Lewis en
que no hay cargas formales es preferible a una en que
las cargas formales están presentes.
2. La estructura de Lewis con cargas formales grandes es
menos probable que aquéllas con cargas formales
pequeñas.
3. Entre las estructuras de Lewis que tienen distribuciones
similares de cargas formales, la estructura más probable
es la que las cargas formales negativas se ponen en los
átomos más electronegativos.
¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para CH2O?
-1 +1 H 0 0
H C O H C O
H
10. Una estructura de resonancia es una de dos o más
estructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede
representar exactamente con una sola estructura de Lewis.
+ - - +
O O O O O O
¿Cuáles son las estructuras de resonancia
del ion carbonato (CO32-)?
- - - -
O C O O C O O C O
O O O
- -
11. Excepciones a la regla del octeto
El octeto incompleto
Be – 2e-
BeH2 2H – 2x1e- H Be H
4e-
B – 3e- 3 enlace sencillo (3x2) =
3F – 3x7e- F B F 6 9 pares libres (9x2) = 18
BF3
24e- Total = 24
F
12. Excepciones a la regla del octeto
Moléculas con electrón impar
N – 5e-
NO O – 6e- N O
11e-
El octeto expandido (átomo central con número cuántico principal n > 2)
F
F F
S – 6e- 6 enlace sencillo (6x2) = 12
SF6 6F – 42e- S 18 pares libres (18x2) = 36
48e- Total = 48
F F
F
13. Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno
(NF3).
Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y
F - 7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete
los octetos en los átomos N y F.
Paso 4 - Verifique, ¿son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
F N F
F
14. Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) y
O - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e-
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y complete
los octetos en los átomos C y O.
Paso 4 - Verifique, son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de
valencia
Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique #
de e- 2 enlace sencillos (2x2)
O C O = 4 1 enlace doble = 4
8 pares libres (8x2) = 16
O Total = 24
15. Dos posibles estructuras fundamentales del formaldehído
(CH2O)
H
H C O H C O
H
La carga formal de un átomo es la diferencia entre el
número de electrones de valencia en un átomo aislado y el
número de electrones asignados a ese átomo en una
estructura de Lewis.
carga formal número total de
número total 1 número total
en un átomo
en una
estructura de
electrones de
= valencia en el -
átomo libre
de electrones
no enlazados
- 2 ( de electrones
de enlace )
Lewis
La suma de las cargas formales de los átomos en una
molécula o ion debe igualar la carga en la molécula o ion.
16. -1 +1 C – 4 e- 2 enlace sencillo (2x2) =
H C O H O – 6 e- 4 1 enlace doble = 4
2H – 2x1 e- 2 pares libres (2x2) = 4
12 e- Total = 12
carga formal número total
número total 1 número total
en un átomo
en una
estructura de
=
de electrones
de valencia en
el átomo libre
- de electrones
no enlazados
- 2 ( de electrones
de enlace )
Lewis
carga formal
en C
= 4 -2 -½ x 6 = -1
carga formal
en O
= 6 -2 -½ x 6 = +1
17. H 0 0 C – 4 e- 2 enlace sencillo (2x2) =
C O O – 6 e- 4 1 enlace doble = 4
H 2H – 2x1 e- 2 pares libres (2x2) = 4
12 e- Total = 12
carga formal número total
número total 1 número total
en un átomo
en una
estructura de
=
de electrones
de valencia en
el átomo libre
- de electrones
no enlazados
- 2 ( de electrones
de enlace )
Lewis
carga formal
en C
= 4 - 0 -½ x 8 = 0
carga formal
en O
= 6 -4 -½ x 4 = 0
19. Fuerza electrostática que existe entre iones de carga
opuesta.
Los iones pueden formarse a partir de átomos por la
transferencia de uno o mas electrones de un átomo a otro.
Se forma al combinarse un metal y un no-metal (donde
existe gran diferencia de electronegatividad, superior a 1.7).
El metal cede los electrones y el no-metal los capta.
Induce a la formación de redes cristalinas (estructuras
tridminensionales ordenadas)
20. • Es la unión que se realiza entre elementos
cargados eléctricamente, es decir, con
cargas opuestas (recordemos que los polos
opuestos se atraen).
• Este tipo de enlace ocurre generalmente
entre metales y no metales.
• En este tipo de enlace los átomos transfieren
electrones completamente, pudiendo ser uno
o más electrones los que se transfieren.
21. • En este proceso de transferencia de electrones
se forman iones. El átomo que pierde
electrones queda cargado positivamente y se
llama catión. El átomo que gana electrones
queda cargado negativamente y se llama
anión.
• Ambos iones adquieren la configuración de un
gas noble.
22. Ejemplo
• el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como
resultado de esta entrega con 8 electrones en su último
nivel.
Na + - Cl
23. Enlace iónico
• El Na entrega un electrón (el de su último
nivel) al Cl, transformándose en el catión
Na+.
• El Cl acepta este electrón, transformándose
en el anión Cl-.
• Ahora ambos átomos tienen 8 electrones en
su último nivel. Es decir, adquirieron la
configuración electrónica de un gas noble.
24. • dos elementos peligrosos en su estado puro
(el Na es un metal corrosivo y el Cl es un gas
venenoso), al combinarse forman un
compuesto que nosotros usamos diariamente
en nuestras comidas: la sal.
+ =
Na Cl NaCl
29. Conductividad eléctrica y movilidad iónica
Compuesto Compuesto Compuesto iónico
iónico sólido iónico fundido disuelto en agua
30. Enlace en que dos átomos comparten electrones
Lo forman dos no-metales con valores de
electronegatividades parecidos.
La compartición de los electrones produce “la unión” de
ambos átomos.
Los átomos quedan isoelectrónicos con el gas noble más
cercano.
Ejemplo: Interacción de los elementos no metálicos entre sí:
H2, Cl2
31. • En este tipo de enlace, los elementos se
unen y “comparten” sus electrones.
• Se da entre no metales -o sea, elementos
que tienen electronegatividades similares- y
entre no metales y el hidrógeno.
• En este tipo de enlace no se forman iones.
32. Enlace covalente
• Al compartir los electrones, comparten la
estabilidad que correspondería a un gas
noble.
• Existen dos tipos de enlaces covalentes.
– Enlace covalente normal.
– Enlace covalente coordinado.
33. Enlace covalente normal
• En este tipo de enlace cada uno de los
elementos aporta con un electrón al par que
forma el enlace.
• Al ser elementos semejantes, son atraídos
por sus núcleos en forma simultánea,
formando el enlace.
• Este tipo de unión es muy fuerte.
34. Ejemplo
Ejemplo
• Ejemplo: el gas Cloro.
• Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para
así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar.
Cl Cl Cl Cl
35. Enlace covalente coordinado
• En este tipo de enlace también se
“comparte” una pareja de electrones.
• Pero la gran diferencia es que esta pareja
proviene de tan solo uno de los átomos que
forman el enlace.
• El átomo que aporta la pareja de electrones
se llama donante y el átomo que los recibe
aceptor.
36. Ejemplo
• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S,
formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par
de electrones al O.
O O S O
38. Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más
electrones son compartidos por dos átomos.
¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
F + F F F
7e- 7e- 8e- 8e-
Estructura de Lewis del F2
enlace covalente sencillo pares libres F F pares libres
enlace covalente sencillo
pares libres F F pares libres
39. Estructura de Lewis del agua enlace covalente sencillo
H + O + H H O H or H O H
2e- -2e-
8e
Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
O C O o O C O
8e- 8e- 8e- enlace doble
enlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
N N o N N
8e-8e-
enlace triple enlace triple
40. Enlace covalente coordinado o dativo:
El par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
Ejemplo: ión amonio NH4+
+
+
42. El cambio de la entalpía requerido para romper un enlace
particular en un mol de moléculas gaseosas es la energía de
enlace.
Energía de enlace
H2 (g) H (g) + H (g) ∆H0 = 436.4 kJ
Cl2 (g) Cl (g) + Cl (g) ∆H0 = 242.7 kJ
HCl (g) H (g) + Cl (g) ∆H0 = 431.9 kJ
O2 (g) O (g) + O (g) ∆H0 = 498.7 kJ O O
N2 (g) N (g) + N (g) ∆H0 = 941.4 kJ N N
Energías de enlace
Enlace sencillo < Doble enlace < Triple enlace
43. Energía electrostática (reticular)
Energía reticular (E) es la energía requerida para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus
iones gaseosos.
Q+ es la carga en el catión
Q+Q-
E=k Q- es la carga en el anión
r
r es la distancia entre los iones
cmpd Energía reticular
MgF2 2957 Q= +2,-1
Energía reticular (E) MgO 3938 Q= +2,-2
aumenta como Q aumenta
y/o LiF 1036
como r disminuye. r F < r Cl
LiCl 853
44. Ciclo de Born-Haber para determinar energías reticulares
global
o o o o o o
∆Hglobal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5
45. Longitud de enlace covalente
Longitud
Tipo de
de enlace
enlace
(pm)
C-C 154
C=C 133
C≡C 120
C-N 143
C=N 138
C≡N 116
Longitudes de enlace
Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo
47. Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace
covalente con mayor densidad del electrón alrededor
de uno de los dos átomos.
región rica
región pobre
del electrón
del electrón e- pobre e- rica
H F H F
δ+ δ-
9.5
48. Electronegatividad es la capacidad de un átomo para
atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
Afinidad electrónica medible, Cl es más alta
X (g) + e- X-(g)
Electronegatividad relativa, F es más alta
49. Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia Tipo de enlace
0 Covalente
≥2 Iónico
0 < y <2 Covalente polar
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Covalente Covalente polar Iónico
comparte e- transferencia parcial transferencia e-
de e-
50. Electronegatividad de los elementos comunes
Aumento de electronegatividad
Aumento de electronegatividad
51. Clasifique los enlaces compuestos siguientes como iónico,
covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace
en H2S y los enlaces en H2NNH2.
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente
52. Atracción eléctrica entre iones metálicos positivos y
electrones deslocalizados entre los iones.
Se originan en el movimiento azaroso de los electrones
de valencia entre los espacios que posee una matriz
ordenada de iones positivos.
Los electrones de valencia son en común para todos los
átomos
53. • Este tipo de enlace ocurre entre átomos de
metales.
• Los átomos de los metales tienen pocos electrones
en su último nivel.
• Estos átomos pierden fácilmente estos electrones.
• Estos electrones forman una nube electrónica que
está débilmente unida al núcleo.
• La unión de estos átomos tiene la forma de una red
cristalina.
• Esta nube tiene una gran movilidad.
• Lo que nos lleva a que el enlace metálico es
deslocalizado.
• Esto explicaría algunas características de los
metales.
54. Ejemplo
• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.
• En donde su único electrón está enlazado
deslocalizadamente a los otros átomos, formando
una red cristalina.
55. Los electrones se
mueven libremente en
todas direcciones de
modo deslocalizado
Propiedades de los metales
56. La razón de la deformación de los metales
El metal es deformado
57.
58. Momentos dipolares y moléculas polares
Región rica del
Región pobre del
electrón
electrón
H F
δ+ δ−
µ=Qxr
Q es la carga
r es la distancia entre las cargas
1 D = 3.36 x 10-30 C m
59.
60. Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolar
resultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
61. ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento
dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4
O S
H O
H O
momento dipolar momento dipolar
molécula dipolar molécula dipolar
H
H C H
O C O
momento no dipolar H
molécula no dipolar Momento no dipolar
Molécula no dipolar
62. Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
moléculas polares
Molécula Geometría Momento dipolar (D)
Lineal
Lineal
Lineal
Angular
Angular
Piramidal
Angular
64. Energía de enlace promedio en moléculas poliatómicas
H2O (g) H (g) + OH (g) ∆H0 = 502 kJ
OH (g) H (g) + O (g)∆H0 = 427 kJ
502 + 427
energía de enlace promedio OH = = 464 kJ
2
65. Energía de enlace (BE) y cambio en la entalpía de reacción
Imagine que la reacción procede rompiendo todos los
enlaces en los reactivos y entonces se usan los átomos
gaseosos para formar todos los enlaces en los productos.
∆H0 = energía total proporcionada – energía total liberada
= ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)
66. Use la energía de enlaces para calcular el cambio de
entalpía para: H +F 2HF
2 (g) 2 (g) (g)
∆H0 = ΣBE(reactivos) – ΣBE(productos)
Tipo de Número de Energía de Cambio de
enlaces que enlaces que enlace energía (kJ)
se rompen se rompen (kJ/mol)
H H 1 436.4 436.4
F F 1 156.9 156.9
Tipo de Número de Energía de Cambio de
enlaces enlaces enlace energía(kJ)
formados formados (kJ/mol)
H F 2 568.2 1136.4
∆H0 = 436.4 + 156.9 – 2 x 568.2 = -543.1 kJ
