Enlace Químico y
Estructura de Lewis
Preguntas previas
• ¿Si sólo existe un número reducido de elementos químicos, por qué existen muchísimas más sustancias diferentes?
• ¿Por qué el oxígeno que respiramos es una sustancia formada por moléculas constituidas por dos átomos de oxígeno y por qué responde a la fórmula O2 y no a la fórmula O?
Antecedentes
• De estas preguntas parece deducirse que los átomos no suelen encontrase en la naturaleza de forma aislada, sino que tienden a asociarse entre sí.
• Los únicos átomos que se encuentran en la naturaleza de forma aislada son los gases nobles.
• La estabilidad de los gases nobles se atribuye a la estructura electrónica de su última capa, que queda completamente llena con ocho electrones (regla del octeto).
Antecedentes
• El octeto, es decir, ocho electrones en la capa de valencia, es la disposición electrónica más estable energéticamente.
• El resto de los elementos no presentan ocho electrones en su capa de valencia, por lo que tratan de adquirir la estructura electrónica del gas noble más próximo a ellos, debido a su gran estabilidad.
• Para conseguirlo, necesitan asociarse con otros átomos, con objeto de ganar, ceder o compartir electrones, hasta conseguir el octeto en la capa de valencia.
Enlace químico
• Fuerzas atractivas entre átomos y moléculas, que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.
• En el enlace químico solo intervienen los electrones de la capa de valencia, quedando inalterados el núcleo y los electrones situados en el resto de capas más internas.
• Cuando los átomos se unen formando un enlace químico, desprenden una energía llamada energía de enlace (energía química).
Estructura de Lewis
• Gilbert Lewis estableció que cuando los átomos se aproximan unos a otros y "chocan" su última capa entre sí, en estos choques ceden, ganan o comparten electrones, de tal forma que en su última capa (capa de valencia) se queden con la estructura de máxima estabilidad, que es la que corresponde a los gases nobles.
• Gilbert Lewis elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo, que consiste en la ubicación de los electrones de valencia del átomo alrededor del símbolo del elemento.
¿Cómo realizar la estructura de Lewis de un elemento?
1. Escribe la configuración electrónica del elemento a partir de su número atómico.
Ejemplo: N (Z=7) 1s2 2s2 2p3
¿Cómo realizar la estructura de Lewis de un elemento?
2. Determina los electrones de valencia. (electrones de la ultima capa) 1s2 2s2 2p3 (5 electrones de valencia)
Antes de continuar: Regla de Hund
La regla se enuncia como sigue: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, llenando los orbitales con la multiplicidad mayor.
Ejemplo aplicación regla de Hund
P5
d7
f9
¿Cómo realizar la estructura de Lewis de un elemento?
3. Confecciona el diagrama de orbitales del ultimo nivel, según la regla de Hund.
1s2 2s2 2p3
¿Cómo realizar la estructura de Lewis de un elemento?
4. Determina los electrones apareados y desapareados.
Apareados: un par (2s2)
Desapareados: tres electrones (2p3)
¿Cómo realizar la estructura de Lewis de un elemento?
5. Escribe el símbolo del elemento y luego distribuye los electrones apareados y desapareados a su alrededor, utilizando puntos o cruces.
Enlace iónico
• Se produce por transferencia completa de electrones desde un átomo a otro. Esto ocurrirá sólo cuando la diferencia de electronegatividad sea lo suficientemente alta como para facilitar el intercambio electrónico.
• En general, este tipo de enlaces ocurre entre elementos de naturaleza metálica (baja electronegatividad de los grupos 1, 2 y 3) y elementos con marcado carácter no-metálico (alta electronegatividad de los grupos 16 y 17).
Enlace iónico
• Se produce por transferencia completa de electrones desde un átomo a otro. Esto ocurrirá sólo cuando la diferencia de electronegatividad sea lo suficientemente alta como para facilitar el intercambio electrónico.
• En general, este tipo de enlaces ocurre entre elementos de naturaleza metálica (baja electronegatividad de los grupos 1, 2 y 3) y elementos con marcado carácter no-metálico (alta electronegatividad de los grupos 16 y 17).
Ejemplo enlace iónico entre litio y flúor
Enlace covalente
• Se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que componen el enlace es insuficiente como para producir la transferencia electrónica, por lo tanto, ambos átomos comparten el o los pares de electrones involucrados.
• El enlace es covalente cuando se establece entre dos átomos no metálicos.
Enlace covalente no polar (apolar)
• Es aquel que se establece entre dos átomos no metálicos, los que debido a su igual electronegatividad, comparten equitativamente los electrones de enlace.
• En esta situación existe una distribución simétrica de la nube electrónica.
• Ejemplo de este tipo de enlace son las moléculas diatómicas homonucleares (aquellas formadas por 2 átomos iguales).
Ejemplo enlace covalente apolar entre átomos de bromo
Enlace covalente polar
• Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una transferencia de electrones entre los átomos.
• Se produce una desigual compartición de los electrones de enlace, generándose una polaridad en la nube electrónica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo.
Ejemplo enlace covalente polar entre hidrogeno y cloro
¿Cómo predecimos los tipos de enlace en los diferentes compuestos formados?
• Si la diferencia de electronegatividad es 0 - 0,3 el enlace es apolar.
• Si la diferencia de electronegatividad es 0,9 - 1,0 el enlace es polar.
• Si la diferencia de electronegatividad es mayor 1,7 el enlace iónico.
Tabla de electronegatividades
Ejemplo de tipo de enlace que se forma entre sodio y cloro
1. Se busca la electronegatividad del cloro y la del sodio en la tabla.
Cl=3,0 Na=0,9
2. Los valores se restan.
Δ E.N=3,0 – 0,9 = 2,1
3. A partir del valor obtenido se determina el tipo de enlace.
Mayor a 1,7 enlace iónico
