CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ" DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA. Teoría de Enlace


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1 CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ" DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA Teoría de Enlace Objetivo: Establecer que la capacidad de interacción entre átomos se explica por su estructura electrónica. Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia

2 INTRODUCCIÓN Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 118 elementos en la tabla periódica. Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 118 elementos. Entonces cabe preguntarse: Cómo interactúan entre sí estos elementos?

3 ENLACES Y MOLÉCULAS 1 Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. 2 Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces.

4 QUÉ ES UN ENLACE? Es una fuerza de atracción que mantiene unidos a grupos de dos o más átomos, con el fin de adquirir una configuración electrónica mas estable (gas noble).

5 QUÉ ES UNENLACE? Los átomos forman los enlaces a través de los electrones más externos. (electrones de valencia) Van perdiendo o ganando electrones, dependiendo de la electronegatividad que presentan.

6 ESTRUCTURA DE LEWIS Un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo. Los electrones se pueden representar a través de cruces o puntos. Ejemplo: Oxígeno Z= 8

7 ESTRUCTURA DE LEWIS Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano en la Tabla periódica.

8 ESTRUCTURA DE LEWIS 1. Escribimos el símbolo del elemento 2. Determinamos la cantidad de puntos (o cruces) que dibujar alrededor del símbolo del elemento. 3. Dibujamos los cinco puntos alrededor del símbolo del nitrógeno, teniendo presente que las zonas permitidas para dibujar se llenan primero con un electrón y solo cuando ya no quedan espacios vacíos, se dibujan dos electrones juntos

9 REGLA DEL OCTETO Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 electrones en su capa más externa a excepción del He que tiene 2.é.

10 REGLA DEL DUETO Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto, el litio y berilio. La regla del dueto consiste en que el H 2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.

11 TIPOS DE ENLACE Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente. Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e- - Covalente polar transferencia parcial de e - Iónico transferencia e -

12 ENLACE IÓNICO Se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones). 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 son fuerzas electrostáticas que mantienen unidos dos o más iones En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones completamente, pudiendo ser uno o más electrones los que se transfieren

13 ENLACE IÓNICO Enlace Iónico Para la formación de este enlace la diferencia de electronegatividad debe ser superior a 1,7. E.N. > 1,7. Iones libres Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

14 ENLACE IÓNICO Compuestos iónicos Átomo Baja Electronegatividad Catión Pérdida e - Transferencia de e - Ganancia e - Átomo Electronegatividad elevada Anión Compuesto Iónico

15 PROPIEDADES ENLACE IÓNICO

16 ENLACE COVALENTE 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. En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo).

17 COMO DIBUJAR ESTRUCTURA DE LEWIS

18 ENLACE COVALENTE Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo dos pares de electrones: enlace covalente doble tres pares de electrones: enlace covalente triple Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

19 ENLACE COVALENTE NO POLAR Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual a cero. Generalmente, da origen a moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que comparten electrones entre dos átomos idénticos. Ejemplos: hidrógeno, H2; oxígeno, O2, nitrógeno, N2; flúor, F2; bromo, Br2, y yodo, I2.

20 ENLACE COVALENTE POLAR Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7,. Otros ejemplos: dióxido de carbono (CO2); el metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).

21 ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO 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.

22 PROPIEADES ENLACE COVALENTE

23 ENLACE METÁLICO Este tipo de enlace ocurre entre átomos de metales, es decir, baja electronegatividad. 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.

24 ENLACE METÁLICO Un ejemplo de enlace metálico es Litio. En donde su único electrón está enlazado deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.

25 FUERZAS INTERMOLECULARES Fuerzas de atracción que existen entre las moléculas y permiten la interacción entre ellas. Se reconocen cuatro tipos: Fuerzas ión-dipolo Fuerzas dipolo-dipolo Puentes de Hidrógeno Fuerzas de dispersión o de London

26 Fuerza ión-dipolo Fuerzas de atracción que se dan entre un ión y un dipolo. Interacciones entre un ión (catión o anión) y una molécula polar. Ejemplo de ello: la sal disuelta en agua Disolución de sal en agua. Las moléculas de agua (moléculas polares) rodean tanto a los cationes como a los aniones de la sal, pero los primeros (cationes) son rodeados por el oxígeno (polo negativo del dipolo), mientras que los segundos (aniones) con rodeados por los hidrógeno (polo positivo del dipolo).

27 Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas de atracción que se dan entre moléculas polares. Se da entre los polos opuestos de las dos moléculas relacionadas. Ejemplo: agua con alcohol Las moléculas polares (o sea, que tienen un momento dipolar permanente) tienden a alinearse con las polaridades opuestas. Cuando están en estado sólido estas atracciones se hacen máximas y se dan estructuras como la de la imagen.

28 Puentes de Hidrógeno Fuertes interacciones dipolo-dipolo. Suceden entre moléculas que presentan enlaces H-H, O-H y N-H. También presentes en el ADN Ejemplo: agua con agua, amoniaco con agua.

29 Fuerzas de dispersión o de London Fuerzas de atracción débiles que se dan entre moléculas neutras. Generan dos tipos de fuerzas: Fuerzas dipolo-dipolo inducido Fuerzas de ión dipolo inducido

30 Fuerzas dipolo-dipolo inducido Se conocen como fuerzas de dispersión o de London. Tiene lugar entre una molécula apolar y una molécula polar. Ejemplo: aceite con agua, aceite con bencina

31 Fuerzas de ión-dipolo inducido Fuerzas de atracción entre un ión y una molécula polar. La molécula polar se induce por el ión.

32 Geometría Molecular Distribución espacial que adoptan los átomos, que se da en compuestos covalentes. Se explica en base a la teoría de «Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) Esta teoría indica principalmente que el par de electrones de un enlace de una molécula será repelido por los electrones de otros enlaces químicos. Para así los electrones quedar lo más separados unos de otros. Consultar link:

33 Geometría Molecular Geometría Molecular Lineal (AX2). Geometria Molecular Trigonal Plana (AX3) Geometría Molecular Angular (AX2E) Geometría Molecular Tetraédrica (AX4)

34 Geometría Molecular Geometría Molecular Trigonal Piramidal (AX3E) Geometria Molecular Angular (AX2E2) Geometría Molecular Trigonal Bipiramidal (AX5) Geometría Molecular Tetraedro distorsionado(ax4e)

35 Geometría Molecular Geometría Molecular Forma de T (AX3E2). Geometria Molecular Lineal(AX2E3) Geometría Molecular Octaédrica (AX6) Geometría Molecular Piramide Cuadrada (AX5E) Geometría Molecular Cuadrada Plana (AX4E2)

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