Unidad: ENLACE QUÍMICO

Unidad: ENLACE QUÍMICO

OBJETIVOS:

 Clasificar los tipos de enlaces químicos entre átomos y moléculas.

 Caracterizar cada uno de los enlaces químicos.

 Deducir las fórmulas químicas al combinarse elementos de los grupos A de la tabla periódica.

 Representar las estructuras de Lewis para diversas especies químicas.

 Determinar la geometría molecular a diferentes

especies químicas

ENLACE QUÍMICO

 Es la unión de dos o más átomos mediante los electrones de valencia que son transferidos o que comparte un átomo con otro.

 En forma general los tipos de enlace se

clasifican en: Enlaces entre átomos y enlaces

entre moléculas.

Enlaces Entre Átomos

 Enlace Iónico

 Enlace Covalente: Simple, doble y triple.

 Enlace Metálico

Enlace entre Moléculas

 Fuerzas dipolo- dipolo

 Enlace de hidrógeno

Generalidades respecto al enlace

 Los átomos al enlazarse químicamente ganan estabilidad.

 La máxima estabilidad se logra cuando un átomo se hace isoelectrónico (igual número de electrones) con un gas noble.

 Gilbert N. Lewis ideó una forma simple de representar los electrones de valencia cuando.

 El científico anterior usa puntos, pequeñas equis;

para representar a los electrones de valencia

rodeando al símbolo del elemento.

EL ENLACE IÓNICO

 Este tipo de enlace ocurre por transferencia de electrones, desde un metal a un no metal.

 En forma general forman enlaces iónicos los elementos metálicos de los grupos I A y II A con los elementos no metálicos de los grupos VI A y VII A. Además podría considerarse que la diferencia de electronegatividad entre los átomos sea alta, desde 1,7 hacia arriba.

 Ambos átomos al entregar o recibir electrones

adquieren la configuración electrónica del gas

noble más cercano.

Física y química. 1º de bachillerato Tema:

13 Sistema

periódico



Electronegatividad

Valores de la electronegatividad para algunos elementos

La electronegatividad de un elemento es la tendencia que tienen sus átomos de atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otros elementos



H 2,1

Li 1,0 Na 0,9 K 0,8

Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0 Al

1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0 Ga

1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

ENLACE COVALENTE

 Ocurre por compartición de electrones con espines diferentes.

 Los átomos al compartir uno, dos o tres

pares de electrones adquieren la

configuración electrónica de gas noble a la

cuál Lewis llamó octeto (dueto para el

hidrógeno).

ENLACE METALICO

 La teoría que sustenta el enlace metálico recibe el nombre de teoría del electrón libre o mar de electrones.

 Un metal consta de iones cargados positivamente, fijos en la red metálica, con electrones que se mueven libremente a través del sólido.

 El enlace metálico es fuerte y esto justifica: La alta

conductividad eléctrica, altos punto de ebullición,

maleabilidad y ductilidad.

FUERZAS DIPOLO - DIPOLO

 Las moléculas con momento dipolar pueden atraerse electrostáticamente entre sí, alineándose, de modo que los extremos positivos y negativos se acerquen.

 La magnitud de estas fuerzas es de alrededor de

1 % de las fuerzas generadas por los enlaces

iónicos o covalentes.

ENLACE DE HIDRÓGENO

 Este tipo de enlace se produce entre moléculas en las cuales el hidrógeno está enlazado a un atomo altamente electronegativo, tales como el nitrógeno, oxígeno o flúor.

 Este enlace hace que el punto de ebullición del

agua, amoníaco, ácido fluorhídrico; sean altos al

compararlos con otros hidruros covalentes de los

elementos de los respectivos grupos.

LA ESTRUCTURA MOLECULAR MODELO VSEPR

 Modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia.

 Este modelo es útil para predecir la geometrías de las moléculas formadas por no metales.

 El modelo postula que la estructura alrededor de

un determinado átomo está determinada

principalmente por la minimización de la

repulsión de los pares electrónicos que lo circulan.

Nº de par es

Geometría de la molécula Tipo de molécula

Ejemplos de molécula

Estructura de la molécula

2 AX₂ BeF₂ y CO₂ Lineal (180 ^o)

3 AX₃ BF₃ y CO₃^2- Triangular

plana (120^o)

3 AX₂E GeCl₂ y SO₂ Angular ( 120^o)

4 AX₄ CH₄; NH₄⁺ y

SO₄^2-

Tetraédrica (109^o)

4 AX₃E NH₃ Pirámide trigonal (

109^o) 107^oen el amoníaco, en

forma experimenta

l

4 AX₂E₂ H₂O Angular (

109^o) 105^oen el

agua, en forma experimenta

l

EL FÍN