ENLACE QUÍMICO. La fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman una sustancia


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1 ENLACE QUÍMICO La fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman una sustancia Concepto importante para la química: Diversidad de sustancias Características y propiedades Estequiometría, etc.

2 Unidades Estructurales de las Sustancias Iones Átomos Moléculas positivos y negativos unidos por positivos unidos por Se unen por Se unen por Enlaces Iónicos Enlace metálico Enlace Covalente Enlaces Intermoleculares Forman Forman Forman Forman Compuestos Iónicos Ejemplo: Na + Cl - Sustancias Metálicas Ejemplo: Aluminio Sustancias Covalentes Atómicas Ejemplo: SiO 2 Sustancias Covalentes Moleculares Ejemplo: 2 O

3 Los electrones de valencia son los responsables de formar estas uniones o enlaces entre átomos, iones o moléculas Se encuentran en los orbítales más externos, denominados nivel de valencia De acuerdo a la cantidad o número de electrones, cuantos se transfieran y/o cuantos sean compartidos, justificarán fundamentalmente dos tipos de enlaces; Iónico y covalente.

4 Los átomos de los diversos elementos al enlazarse buscan alcanzar la mayor estabilidad energética posible Buscan cumplir con la llamada regla del octeto electrónico: En la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a ocho en su nivel de valencia

5 La razón de lo anterior la hayamos en la gran estabilidad de los gases nobles, la cual se debe a que todos presentan sus niveles de valencia con ocho electrones (ns 2 np 6 ), con excepción del helio que presenta sólo dos electrones en su nivel de valencia (e: 1s 2 )

6 Gases Nobles Elemento Configuración Electrónica Número de Electrones del último Nivel 2e 1s Ne [e] 2s 2 2p Ar [Ne] 3s 2 3p Kr [Ar] 4s 2 3d 10 4p Xe [Kr] 5s 2 4d 10 5p Rn [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 8

7 9F:1s 2 2s 2 2p 5 9F -1 : 1s 2 2s 2 2p 6 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11Na +1 : 1s 2 2s 2 2p 6 Configuración Electrónica Isoeléctricas: Configuración Electrónica Gas noble [ 9 F - ] = [ 11 Na + ] = [ 10 Ne] 10Ne: 1s 2 2s 2 2p 6

8 La estabilidad del enlace químico dependerá de que tan estable sea el sistema resultante y que el requerimiento energético que este conlleva tenga menos energía que las partículas aisladas. En otras palabras dependerá de: La energía de repulsión, que es la energía absorbida debido a la existencia de fuerzas repulsivas entre nubes electrónicas, la cual aumenta al disminuir la distancia entre los núcleos La energía de atracción, que es la energía desprendida debido a la presencia de fuerzas atractivas entre iones de carga opuesta, la cual disminuye cuando los núcleos se acercan.

9 El resultado es la formación de una agrupación estable, acompañada de un desprendimiento de energía llamada ENERGÍA DE ENLACE. La distancia correspondiente a la energía potencial mínima es la DISTANCIA DE ENLACE entre los núcleos, en la cual el sistema es de mínima energía y de estabilidad máxima.

10 I. ENLACE IÓNICO: Los iones son átomos o moléculas cargadas positiva o negativamente, debido a que han cedido o adquirido electrones, según sea su estructura electrónica externa, o sea cede o adquiere electrones según proximidad a conseguir el octeto electrónico. El enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos Da lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica.

11 Este tipo de unión da origen a sustancias denominadas compuestos iónicos que: - A temperatura ambiente son sólidos cristalinos constituidos por igual número de cargas positivas y negativas - Presentan propiedades como la solubilidad en agua, conductividad eléctrica en disolución acuosa o fundidas.

12 9F: 1s 2 2s 2 2p 5 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 F Na 9F - :1s 2 2s 2 2p 6 Enlace Iónico 11Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 F - Na + Distancia de Enlace

13 Reconocer un enlace iónico se puede utilizar como criterio la variación de electronegatividades ( E.N) de los elementos enlazados Valores de escala de pauling (0,7 a 4,0) Los elementos unidos sean metales y no metales, en donde la diferencia de electronegatividad sea: E.N = E.N No metal E.N Metal 1.7 Por ejemplo, para el caso anterior: Na (0.9) - F (4.0) => E.N = = 3.1

14 II. ENLACE COVALENTE Existen otras sustancias están constituidas por átomos neutros Se unen a través de los enlaces covalentes Unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones Se presenta entre elementos que presentan una diferencia de electronegatividad inferior a los compuestos iónicos, es decir, E.N 1.6 Estos elementos son de carácter metálico más débil y no metales, por lo cual los elementos no ceden o adquieren electrones de valencia sino que los comparten.

15 La cantidad de electrones de valencia compartidos entre átomos dependerá de: Los electrones de valencia de cada elemento enlazado La necesidad que estos tengan para formar el octeto de valencia (o dueto como en el caso de los elementos del grupo IA). Esto implica entonces que se pueden formar enlaces simples, dobles o triples entre átomos enlazados, lo que podemos representar, en el siguiente ejemplo, por el modelo o estructura de Lewis

16 O Estructura de Lewis Agua Otras Representaciones O O N N Amoniaco N

17 Si calculamos la diferencia de electronegatividad ( E.N) entre los elementos enlazados es menor a 1.7: Por ejemplo en el enlace C-O; C- y O- presentes en el alcohol metílico E.N C-O = E.N (O) E.N (C) = = 1.0 E.N C- = E.N (C) E.N () = = 0.4 E.N -O = E.N (O) E.N () = = 1.4 C O Alcohol metílico

18 Según la diferencia de electronegatividad podemos distinguir algunos tipos de enlaces covalentes, como son: II.a) Enlace covalente Polar: Si la diferencia de electronegatividad se haya entre los valores E.N = [1.1 a 1.6]. Por ejemplo O- II.b) Enlace covalente Puro: Si la diferencia de electronegatividad es cero ( E.N = 0.0). Por ejemplo: C-C O C C O Ácido Acético

19 II.c) Enlace covalente coordinado: También se le conoce como enlace dativo, debido a que uno de los átomos enlazados proporciona el par de electrones, como podemos ver en el enlace simple entre nitrógeno y oxígeno del ácido nítrico, donde ese par electrónico es aportado por el nitrógeno. O O O N O O N O Ácido Nítrico (NO 3 )

20 Representación de Lewis El químico estadounidense G. N. Lewis introdujo esta notación 1. Se rodea el símbolo químico del elemento según tantos electrones tengan en su nivel de valencia 2. Al unirlos la molécula resultante debe dar como resultado los octetos de valencia (o dueto) 3. Los pares de electrones enlazantes quedan entre los átomos. 4. Del mismo modo los electrones siempre quedarán apareados, salvo justificadas excepciones. O O C O Ácido Carbónico ( 2 CO 3 )

21 Para construir las estructuras de lewis de moléculas poliatómicas se debe seguir los siguientes pasos: 1º. Se considera como elemento central a aquel que presenta una electronegatividad intermedia, en ningún caso es hidrógeno u oxígeno. 2º. Los átomos de oxígeno rodean al átomo central y a éstos se unen los demás elementos presentes 3º. Para saber cuantos electrones participarán formando enlaces y cuantos formarán pares de electrones libres se procede del siguiente modo: - Calcular el número de electrones de valencia (n) necesarios para alcanzar la estructura de gas noble - Calcular el número total de electrones de valencia (v) de los átomos de la molécula - Calcula el número de electrones compartidos (c) restando n y v - Calculan los electrones libres o solitarios (s), no compartidos, restando v y c

22 Por ejemplo, observa la estructura de lewis del ácido nítrico (NO 3 ) y fíjate si se cumple: n = 8 e - (N) + 3 x 8 e - (O) + 2 e - () = 34 e - v = 5 e - (N) + 3 x 6 e - (O) + 1 e - () = 24 e - c = n v = 34 e - 24 e - = 10 e - (5 pares enlazantes) s = v c = 24 e - 10 e - = 14 e - (7 pares no enlazantes) O O N O

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