OBJETIVO.- Diferenciar los distintos tipos de enlace químico para establecer las propiedades de cada compuesto.


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1 OBJETIVO.- Diferenciar los distintos tipos de enlace químico para establecer las propiedades de cada compuesto. 1. Generalidades de los enlaces químicos Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace. 2. Regla del octeto. EL último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable. 3. Enlace iónico Características: Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. Está formado por metal + no metal No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones. Los compuestos formados pos enlaces iónicos tienen las siguientes características: Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua

2 Disposición de los iones en un cristal de cloruro de sodio Modelo de esperas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diámetro de un ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio El cloruro de sodio es un sólido cristalino de forma cubica que tiene un punto de fisión de 808 grados C FORMACION DE ENLACES IONICOS Eje: Na Na: metal del grupo IA F: no metal del grupo VIIA ENLACE IONICO Para explicar la formación ; n del enlace escribimos la configuracion electronica de cada átomo: 11Na: 1s, 2s, 2p, 3s 9F: 1s, 2s, 2p Electrones de valencia Electrones de valencia = 1 = 5 +2 = 7

3 Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion positivo) El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo) Na 1+ F 1- La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma: [Na. ] [:F:]. En forma gráfica podríamos representarlos así: (Insertar figura 1, p. 229, Heinz) figura1 Otro ejemplo: MgBr2 Mg: metal del grupo II A Br: no metal del grupo VIIA METAL + NO METAL IONICO No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos. :Mg

4 : Br:. El atomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto. [Mg] 2+ [:Br:] [:Br:]. Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo. Ejercicio: Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. Escribe sobre la línea el nombre del compuesto. a) K2S b) Cs2O c) CaI2 d) Al2O3

5 4.- Enlace covalente Características: Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN. Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen. Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, líquido o gaseoso. Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua. FORMACION DE ENLACES COVALENTES Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatónicas. Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes. : Cl:. El cloro es un elemento del grupo VII A. El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos. : Cl. - : Cl. La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos átomos. O2 La molécula de oxigeno también es diatónica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxígeno es:

6 . O.. Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es: 2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10. Estas 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos. : O. - : O Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos que el oxígeno de la izquierda está completo, mientras que la derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones. : O = O: La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados. N2 El nitrógeno, otra molécula diatónica, esta ubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones. : N - N: Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple enlace. : N = N :

7 La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados. En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe seleccionarse un tomo como central para hacer el esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas: El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula). El oxígeno y el hidrogeno no pueden ser átomos centrales. El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos. En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molécula, el hidrogeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser este el segundo elemento más electronegativo. El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel. Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más simétrica posible Ejes: CO2 (dióxido de carbono) TRES NO METALES COVALENTE Total de electrones de valencia: C 1 x 4 electrones= O 2 x electrones

8 electrones= electrones + 16 electrones El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar. En esta estructura, ambos oxígenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazarte de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formándose dos dobles enlaces. La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no emplazantes y 6 electrones enlazados. [NO3] 1- (ion nitrito) Electrones de valencia totales: N 1 x 5 e- = 5 O 3 x 6 e- = e- + 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxígenos.

9 Al nitrógeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no emplazantes del oxigeno Se desplaza para formar un doble enlace. El doble enlace podría colocarse en tres posiciones distintas, pero la más correcta es la central por ser más simétrica.

10 Tipos de enlaces covalentes Los enlaces covalentes se clasifican en: COVALENTES POLARES COVALENTES NO POLARES COVALENTES COORDINADO Enlace covalente Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de la molécula de carbono y hidrógeno. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis indicando electrones compartidos entre los átomos. Un enlace covalente entre dos átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel[1] (excepto el Hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). La diferencia de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7.

11 De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales. Cuando átomos distintos de no metales se unen una forma covalente, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad. Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula. En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

12 Covalentes polares

13 Enlace covalente polar

14

15

16 Enlace covalente coordinado

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