ENLACES QUÍMICOS. Prof.: Grettel Azofeifa Lizano


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1 ENLACES QUÍMICOS Prof.: Grettel Azofeifa Lizano

2 Estructura de Lewis Es una representación de símbolos y puntos, propuesta pro Gilbert Lewis. Según las configuraciones electrónicas, se tiene el tronco electrónico (núcleo y capas internas) y la capa de valencia (nivel más externo e incompleto). Estos electrones de la capa de valencia se colocan con puntos alrededor del símbolo para elementos REPRESENTATIVOS

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4 Estructura de Lewis Para lograr estabilidad, los elementos tienden a alcanzar la configuración semejante al gas noble, por ello, Lewis planteó la regla del octeto, que dice: «Al formarse un enlace químico, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para adquirir una configuración de ocho electrones en el nivel externo»

5 Fuerzas de atracción, superan las de repulsión. Con esta interacción atractiva neta entre dos átomos adyacentes se le conoce como Enlace Químico

6 Por qué es importante esto? Esta interacción se da para formar una especie de menor energía, que sea más estable que los átomos que le dieron origen.

7 Energía de Enlace Para romper estos enlaces, es necesario suministrar una cantidad de energía igual a la que se liberó a la hora de la formación.

8 ENLACE IÓNICO Se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. El átomo que pierde electrones se transforma en un ión positivo (Catión) y el átomo que acepta electrones se convierte en un ión negativo (Anión). La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático, se les conoce como electrovalente.

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10 Analicemos

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12 Los elementos de los grupos I, II y III pueden formar la estructura del gas noble anterior, al perder electrones. Poseen bajo potencial de ionización, requieren poca energía para perder su último electrón. ns 1 ns 2 np 1

13 Los elementos de los grupos V, VI y VII ganan electrones para adquirir la configuración del gas noble mas cercano. Poseen afinidad electrónica alta, liberan mucha energía cuando ganan un electrón. np 5 np 6 np 7

14 Características del enlace iónico Se da entre elementos que tienen baja energía de ionización con elementos de alta afinidad electrónica (METAL Y NO METAL) Se origina por atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Enlaza números inmensos de átomos, por lo que origina conglomerados gigantes llamadas redes cristalinas que pueden extenderse en todas direcciones.

15 Propiedades de los compuestos iónicos Todos son sólidos a temperatura ambiente. Generalmente poseen altos puntos de fusión (por encima de los 350 C. Son frágiles y duros. La mayoría son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos (gasolina, benceno, éter, alcohol etílico). Son buenos conductores de la corriente eléctrica (en estado fundido y disolución) y malos conductores (en estado sólido, se limita el movimiento)

16 Represente la ecuación iónica y la estructura de Lewis para los siguientes pares de elementos: Flúor y litio Magnesio y oxígeno

17 Enlace Covalente Se da cuando los átomos que se combinan comparten electrones.

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20 Teoría de Repulsión de los pares de Electrones de la capa de valencia (TRPECV) Propone que al formarse la molécula, los átomos se acomodan lo más alejados posibles, de tal manera que no se presente repulsión entre los electrones de átomos contiguos, originando la geometría molecular.

21 Características del enlace Covalente Se presenta entre átomos no metálicos, con una alta y parecida afinidad electrónica y electronegatividad. Se forma al compartir electrones entre dos átomos responsables del enlace. La atracción va de un átomo a otro. Los átomos se unen por medio de un enlace dirigido que va de un átomo a otro. Se les denomina compuesto moleculares.

22 Propiedades de los enlaces covalentes A temperatura ambiente se encuentran en los tres estados de la materia. Sólo un porcentaje muy pequeño es soluble en agua, la mayor parte es soluble en disolventes orgánicos. No conducen la corriente eléctrica ni en disolución ni fundidos. Sus puntos de fusión están por debajo de los 350 C. Los sólidos son suaves y quebradizos

23 Práctica Represente las estructuras de Lewis para representar la unión por covalencia. a) Cloro diatómico b) Agua

24 Reglas para determinar estructuras moleculares 1. ELECTRONES DE VALENCIA Determinar el número total de electrones de valencia (es igual al número del grupo de la tabla periódica) Se multiplica el número total de electrones de valencia por el número de átomos que hay de cada especie.

25 2. NÚMERO DE ELECTRONES Se determina el número de electrones necesarios para que cada átomo tenga 8 electrones, con excepción del H que solo debe tener 2 electrones (gas He) Esto se hace multiplicando el número de átomos por 8 (o por 2 en el Hidrógeno)

26 3. ELECTRONES ENLAZANTES: La diferencia entre el número total de electrones (paso 2) menos el número de electrones de valencia (paso 1) da el número de electrones que se enlazan.

27 4. ENLACES Como los enlaces se forman en pares de electrones, entonces se divide entre dos el valor determinado en el punto anterior.

28 5. ESTRUCTURA PRELIMINAR Se forma una estructura preliminar con los átomos que participan en el compuesto. Eligiendo un átomo central (el de mayor tamaño, el que está en menor cantidad o el que tenga mayor número de electrones desapareados. Y luego los demás átomos, el hidrógeno siempre es terminal

29 6. ESTRUCTURA ENLAZADA Se distribuye el número de enlaces entre los átomos por medio de rayitas (que indican un par de electrones)

30 7. ELECTRONES NO ENLAZANTES Se determina el número de electrones que no enlazan y que se deben ubicar alrededor de los átomos. Para ello se restan los electrones de valencia (del paso 1) y los electrones enlazantes (paso 3)

31 8. ESTRUCTURA FINAL Se colocan los electrones no enlazantes (paso 7) alrededor de los átomos.

32 Práctica Represente la estructura de Lewis por medio de los ocho pasos para: a) H 2 SO 4 b) CCl 4 c) H 3 AsO 3 d) NH 3 e) CH 4

33 *Para fórmulas con iones* 1. Se suma el electrón (si es anión) o se resta (si es catión) a los electrones de valencia. Todos los pasos son iguales, pero al final (paso 8) se debe colocar la estructura dentro de un paréntesis cuadrado y como superíndice se coloca la carga.

34 Práctica Determine la estructura por medio de los 8 pasos. a)nh 4 +1 b)bro 3 1

35 *Excepciones a la Regla* 1. Un átomo con menos de ocho electrones al formar una molécula o ión (ejemplo: Be + 2Cl ) 2. Átomos con más de ocho electrones al formar una molécula o ión (ejemplo PCl 5 ) Realicen: a. B + 3F b. SF 6

36 -Enlace Covalente Coordinado «Enlace covalente en el que sólo un átomo aporta el par de electrones» El átomo que da los electrones se llama donador y el que los recibe receptor. Se representa con una flecha que va desde el que da los electrones hasta el que los recibe.

37 Por ejemplo: H2SO4

38 Práctica Realice la estructura y señale los enlaces covalentes coordinados. a) HClO 4

39 Tabla de Electronegatividad

40 -Enlace Covalente Polar Se presenta cuando los átomos que se unen son diferentes y las electronegatividades (habilidad de un átomo para atraer electrones) también los son. El par de electrones se desplaza hacia el átomo más electronegativo, lo que forma dos polos en la molécula. Se da una distribución Asimétrica. H=2,1 Cl=3,0

41 -Enlace Covalente No Polar Se da entre átomos de un mismo elemento o átomos de diferentes elementos con IGUAL electronegatividad. El par de electrones es compartido igualmente entre ambos átomos. H-H Cl-Cl

42 Regla para distinguir Diferencia de electronegatividad de 0 a 0,3 NO POLAR POLAR Diferencia de electronegatividad de 0,4 a 1.6 IÓNICO Diferencia de electronegatividad mayor a 1.7 (HAY EXCEPCIONES, NO CONFIAR)

43 -Práctica 1. Clasifique los siguientes enlaces como: iónicos, covalentes polares y no polares. Marque el extremo positivo y negativo en los polares. a) P I b) O H c) Na Br d) C I e) F F

44 II. Indique cuáles son iónicos, covalentes polares y no polares. Marque los extremos positivos y negativos. a) As O b) C I c) Mg F d) P S e) C O

45 «Igual disuelve a igual» Los compuestos no polares se disuelven entre compuestos no polares (benceno, éter) Los compuestos polares se disuelven en compuestos polares (agua)

46

47 Dobles y triples enlaces Se tiene claro que para formar un enlace simple, hay un par de electrones. Algunos átomos solo pueden alcanzar su configuración electrónica estable (completar octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.

48 Enlaces dobles y triples Desarrolle la estructura de las siguientes moléculas e indique la formación de dobles o triples enlaces: O2 CO2 N2

49 O Con estos electrones se forman los dos enlaces O

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