2. ¿Por qué se unen los átomos?
•
•
Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí
porque al hacerlo se llega a una situación de mínima
energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.
Son los electrones más externos, los también llamados
electrones de valencia los responsables de esta unión,
al igual que de la estequiometría y geometría de las
sustancias químicas.
3. Enlace Químico
Un enlace químico es la fuerza que mantiene a los
átomos unidos en los compuestos. Estas fuerzas son
de tipo electromagnético y pueden ser de distintos
tipos y valores. La energía necesaria para romper un
enlace se conoce como energía de enlace.
Cuando se produce un enlace, los átomos no
cambian. Por ejemplo, al formar el agua (H2O), los
hidrógenos H siguen siendo hidrógenos y el oxígeno
O es siempre oxígeno.
5. ¿Cómo se logra la estabilidad?
• Gracias a la tendencia de los átomos
para alcanzar la configuración
electrónica de los gases nobles (ns2np6)
He 1s2 (ns2)
Completar 2 electrones
Regla del dueto
Demás gases nobles (ns2np6)
Completar 8 electrones
Regla del octeto
6. ¿Quiénes participan en la formación
del Enlace Químico?
• Participan los electrones del último nivel de energía, los cuales
reciben el nombre de electrones de valencia.
• Los electrones de valencia se representan por cruces o puntos
alrededor del símbolo del elemento en los llamados Símbolos de
Lewis.
9. Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar la
última capa con 8 e- (4 pares de e-), es
decir, conseguir la configuración de gas
noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2 Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H O O N N
10. Tipos de enlace químico
1. Enlace iónico
• Se da entre elementos de distinta
electronegatividad.
• Generalmente entre un elemento metálico (F 1 y 2)
y un elemento no metálico (F 16 y 17).
• Se caracteriza por la transferencia de electrones
desde el metal (pierde e-) al no metal (gana e-).
• Ejemplo: NaCl, CaCl2, AlF3, Li2O, K2S
13. Enlace iónico
• Son enlaces fuertes
• Formados por un metal y un no metal
• La diferencia en electronegatividad de los
átomos es 2.0 ó más.
• Forma redes cristalinas, no moléculas.
14. Propiedades de los compuestos iónicos
•
•
•
•
•
Puntos de fusión y ebullición elevados, ya que para fundirlos
es necesario romper la red cristalina tan estable por la
cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones
de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.
Gran dureza.(por la misma razón).
Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en
disolventes apolares.
Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en
estado sólido no conducen la electricidad.
Son frágiles.
15. Enlace covalente
• Un par de electrones es compartido por dos
átomos.
• Si ambos átomos tienen igual electronegatividad:
enlace covalente puro o no polar
• Si un átomo es más electronegativo: enlace
covalente polar
• Compuestos con este tipo de enlace forman
moléculas.
16.
17. Enlace covalente
Se origina entre elementos no metálicos con
electronegatividades semejantes.
Se caracteriza por el compartimiento de
electrones de valencia.
Se forma un compuesto covalente cuando
∆E.N ‹ 1,7.
Existen distintos tipos de enlaces covalentes:
18. Enlace Covalente Apolar
• Este enlace se origina entre 2 no
metales de un mismo elemento y los
electrones compartidos se encuentran
en forma simétrica a ambos átomos, y
se cumple que ∆E.N = 0.
• Ejemplo: H2, Cl2, Br2, F2,O2, N2
20. Enlace Covalente Polar
• Se origina entre no metales de distintos
elementos, se caracteriza por existir una
compartición aparente de cargas debido
a una diferencia de electronegatividad (0
‹ ∆E.N ‹ 1,7)
• Ejemplos: H2O, NH3, HCl, HF
24. Enlace múltiple
• Se produce cuando se comparten más de
un par electrónico para obtener la
configuración del gas noble. Si se
comparte 2 pares de electrones se
denomina enlace doble, y si se comparten
3 pares de electrones se llama enlace
triple.
• Ejemplo: O2, N2
26. Enlace covalente coordinado o dativo
• Es un enlace en el cual uno de los átomos
brinda el par de electrones para completar
el octeto.
• Ejemplo: NH4 , SO2, SO3, H2SO4, H2SO3
+
28. Características
• Los compuestos covalentes polares son
solubles en solventes polares.
• Los compuestos covalentes no polares son
solubles en solventes no polares o apolares.
• Las temperaturas de ebullición y de fusión,
son relativamente bajas (T < 400 ºC).
29. Características…
• Los compuestos covalentes no
conducen la corriente eléctrica y son
malos conductores del calor.
• Son blandos y no presentan
resistencia mecánica.
30. Enlace metálico
• Es un enlace propio de los elementos metálicos que les
permite actuar como molécula monoatómica. Los
electrones cedidos se encuentran trasladándose
continuamente de un átomo a otro formando una densa
nube electrónica. A la movilidad de los electrones se le
debe la elevada conductividad eléctrica de los metales.
31. Características
• En estado sólido son excelentes conductores del
calor y la electricidad.
• La mayoría son dúctiles (hacer hilos) y maleables
(moldeables).
• Presentan temperaturas de fusión
moderadamente altas.
• Son prácticamente insolubles en cualquier
disolvente.
• Presentan brillo metálico, elevada tenacidad y son
muy deformables.
33. Estructuras de Lewis
• Representación escrita de una molécula utilizando
los símbolos químicos de los elementos y puntos
para representar electrones.
• Se representan solamente los electrones en la
capa de valencia de cada elemento que forma el
compuesto.
• Los electrones compartidos se representan con
puntos o una línea.
35. 35
SO3
Carga formal
C= ev – ee =>
2O= 6 – 7 => -1
1O= 6 – 6 => 0
S= 6 - 4 => +2
-1
O
-1 +2 0
O S O
O S O
O
Carga formal
C= ev – ee =>
3O= 6 – 6 => 0
S= 6 - 6 => 0
Excepción al octeto
RESONANCIA
Apolar por anulación de dipolos
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
37. 37
EXCEPCIONES A LA LEY DEL OCTETO
1- moléculas con número impar de electrones de valencia
NO2 N=5e + 2O= 6e => 17 et.
O N
0
+1
O O N O
-1
RESONANCIA
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
38. 38
B O B
O
EXCEPCIONES A LA LEY DEL OCTETO
2- moléculas con menos de 8 electrones de valencia
B2O3
O
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
39. 39
EXCEPCIONES A LA LEY DEL OCTETO
3- moléculas con mas de 8 electrones de valencia
PCl5
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
40. 40
Br2O5
O
O
+2 +2
-1 O -1
-1 O -1
0
Br O Br
O
O
0 Br O Br 0
0 O 0
O 0
0
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
41. 41
(Br2O5)0
Carga Formal
Br: 7-5 = +2
O= 6 – 6 = 0
O= 6 – 7 = -1
O
O
O
Br O Br
O
O
O O
O
Br O Br
Carga Formal
Br: 7- 7= 0
O= 6 – 6 = 0
O= 6 – 6 = 0
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
42. 42
HClO2
O Cl O H
O Cl O H
4
(IO )-1
O
O
O
O
I O
O
O
I
O
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
43. 43
SO3
O
O S
O S
O
Molécula apolar por anulación de dipolos
(SO3)-2
O
O S
O
O
O S
O
Enlaces Químicos – Estructura de Lewis
44. Estructuras Resonantes
Cuando la estructura de puntos de LEWIS se puede representar en mas de una
manera debido a la presencia de dobles enlaces.
OZONO NITRATO
CARBONATO
SULFITO
TODAS las estructuras cumplen la regla del
octeto.
En cuanto a la distancia de los enlaces todos
son iguales, no corresponden ni a uno sencillo
ni a uno doble, sino a uno intermedio.TODAS
las estructuras RESONANTES son posibles.
(actividad)
45. Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar
de electrones.
• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no
llegan a tener 8 electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
– Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo
periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y
puede haber más de cuatro enlaces.
46. Fuerzas intermoleculares
1. Enlace puente de hidrógeno
• Es un enlace intermolecular (entre
moléculas) que se origina entre un
átomo de hidrógeno y átomos de
alta electronegatividad con pequeño
volumen atómico como el fluor,
oxígeno o nitrógeno.
47. 2. Fuerzas de Vander Waals
• Son fuerzas intermoleculares muy débiles que
se efectúan entre moléculas apolares. Debido
a estas fuerzas débiles los gases se pueden
licuar, es decir pasar al estado líquido.
Ejemplos: O2 y CH4
48. 3. Atracción dipolo - dipolo
Las fuerzas de atracción dipolar operan
entre 2 o más moléculas polares. Así, la
asociación se establece entre el extremo
positivo (polo δ
+) de una molécula y el
extremo negativo (polo δ
-) de otra.
49. 4. Atracción Ion - dipolo
• Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de
las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una
molécula atrae al Ion positivo y el polo positivo interactúa con el
Ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas
de atracción de cargas opuestas.
50. Tipos de fuerzas intermoleculares
1. Fuerzas de dispersión de
London.
2. Fuerzas dipolo-dipolo.
3. Fuerzas puente de Hidrógeno.
4. Fuerzas ión-dipolo.
5. Fuerzas ión-dipolo inducido.
51. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
Se presenta entre moléculas polares y
también en no polares (únicas fuerzas en
las no polares).
Al acercarse dos moléculas se origina una
distorsión de la nube de electrones en
ambas, generándose dipolos
transitorios.
La intensidad de la fuerza depende de la
cantidad de e- de la molécula.
A MAYOR CANTIDAD
DE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR
POLARIZABILIDAD
DE LA MOLÉCULA
MAYOR
FUERZA DE
LONDON
52. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Las moléculas polares se atraen cuando el
extremo positivo de una de ellas está cerca
del negativo de otra.
Se establecen atracciones cuya intensidad
depende de la carga de su dipolo (ley de
Coulomb)
En los líquidos, las moléculas
están en libertad de moverse, pueden
encontrarse en orientaciones
atractivas o repulsivas.
En los sólidos, predominan las atractivas.
53. PUENTE DE HIDRÓGENO
Son un tipo especial de atracción dipolo-
dipolo.
Ocurre en moléculas muy polares que
poseen átomos muy electronegativos
(F, O, N) unidos a hidrógeno. Ejemplos:
HF; H2O y NH3.
La unión se establece entre los pares de
e- libres y el átomo de H.
Son fuerzas intermoleculares muy
intensas y permanentes.
H2O
liq.
H2O
sól.
54. FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO
Al acercarse un dipolo
a una molécula no
polar genera sobre ésta
una distorsión de la
nube de e-, originando
un dipolo transitorio.
55. FUERZAS IÓN-DIPOLO
Son atracciones entre un
ión y el polo de carga
opuesta de una molécula
polar.
La magnitud de la
atracción aumenta con la
carga del ión y la carga
del dipolo.
56. RESUMIENDO
La intensidad de las fuerzas depende de la polaridad de
la molécula (mayor carga, mayor fuerza) y de la
polarizabilidad de su nube electrónica (mayor cantidad
de e-, mayor fuerza).
Las fuerzas de London están presentes en todas las
moléculas.
Las fuerzas dipolo-dipolo se suman a las de London.
Los puentes de H se suman a las de London.
NINGUNA de estas fuerzas es más intensa que los
enlaces iónicos o covalentes.
57. Moléculas o iones interactuantes
¿Participan moléculas
polares?
¿Participan
iones?
¿están presentes
moléculas polares y
tb iones?
NO SI
Sólo fuerzas
de London
Ej. Ar(l)
I2(s)
Fuerzas
dipolo-dipolo
Ej: H2S(l)
CH3Cl(l)
Puente de H
Ej: H2O(l) y (s)
NH3 y HF
NO
NO SI
Fuerzas ión-
dipolo
Ej: KBr en
H2O
Hay átomos de H unidos
a átomos de N, F, O
SI
58. Sustancia Tipo de
sustancia
Interacción
predominante
Punto de
fusión (ºC)
Punto de
ebullición (ºC)
NaCl Iónica Iónica 801 1465
H2S Covalente polar Dipolo-dipolo - 83 - 62
H2O Covalente polar Puente de
Hidrógeno
0 100
CH4 Covalente no
polar
London (10 e-) - 182,5 - 161,6
CCl4 Covalente no
polar
London (74 e-) -23 77
Ne Atómica London (10 e-) - 249 -246
