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UNIONES Y ENLACE QUÍMICO Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán 2019 SEMANA 2 - 2019 Licda: Isabel Fratti de Del Cid
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UNIONES Y ENLACE QUÍMICO
Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán
2019
SEMANA 2 - 2019
Licda: Isabel Fratti de Del Cid
ENLACE QUÍMICO2
Son las uniones, atracciones, interacciones, fuerzas , que mantienen unidas a las
partículas (átomos , iones ó moléculas)en la materia. Estas partículas al unirse, tienden a formar estructuras más estables.
El enlace químico puede ser:
▪ Covalente
▪ Iónico Se da entre átomos y
▪ Metálico Iones
▪Intermolecular :se da entre moléculas
REGLA DEL OCTETO3
Se aplica a la unión entre átomos, ya seaque generen moléculas ó iones:
Cuando dos o más átomos se combinan paraformar compuestos tienden a ganar, perder ócompartir electrones, en número suficientepara llegar a tener capas externas con8 electrones ( octeto) similares a las de losgases nobles ó inertes.
En la tabla periódica las configuraciones de los gases
nobles( VIIIA) terminan en xs2 xp6 ( poseen 8 e- en el nivel mas externo es decir muestran un octeto). Ejemplo:
10Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel «octeto»)
18Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel = «octeto»)
36Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 ( 8e- en su último nivel «octeto» )
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Electronegatividad.
Capacidad relativa de un átomo para atraer los
electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace.
Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica.
( Busque este dato en el reverso de la tabla como
«Electronegatividad de Pauling» )
Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias:
En un período aumenta de izquierda a derecha. →
En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.
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Tendencias del valor de la
electronegatividad en la tabla periódica.6
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Con esto concluimos que los elementos :
más electronegativos se hallan en la parte superior
derecha de la tabla periódica : Ejemplo: F= 3.98 , O= 3.44
( se excluyen de ésta regla, los gases nobles columna 18 /
VIIIA)
Los menos electronegativos se hallan en la parte inferior
izquierda: Ejemplo: Cs = 0.79 y Fr = 0.7).
Criterio usando la electronegatividad para
definir si un enlace es iónico ó covalente.
A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin
importar el orden en que los átomos aparecen en la
fórmula del compuesto.
B- No debe multiplicar la electronegatividad por el
número de veces que aparece el elemento en el
compuesto. Solo se toma en cuenta una vez.
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Diferencia de
electronegatividad
Tipo de enlace
0.0 a 0.4 Covalente no polar ( apolar)
>0.4 y < 1.8 Covalente polar
1.8 en adelante Iónico.
EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD9
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Los electrones del enlace se
comparten equitativamente .
ENLACE COVALENTE POLAR
Los electrones del enlace se
comparten de modo desigual
ENLACE IONICO
Se transfieren electrones de un
átomo a otro. Un átomo pierde
electrones, otro los gana.
DIFERENCIA EN
ELECTRONEGATI-
VIDAD
CARÁCTER IONICO CRECIENTE
1.8 3.30
Use la diferencia de electronegatividad para predecir
enlaces:1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Sr,
formará un enlace iónico? _____ Un enlace covalente polar?_______.
2- Complete el siguiente cuadro. El ejercicio #1 es el ejemplo.
Comp
uesto
Coloque los valores de la
electronegatividad de C/
átomo participante en el
compuesto
Diferencia
de
electroneg
atividad
Enlace Iónico, covalente polar ó no
polar. / Se comparten electrones en
forma igual o desigual.? Se
transfieren electrones.?
Ej
BaF2
Ba = 0.89 F= 3.98 3.98 -
0.89
3.09
IONICO / Se transfieren electrones
Bario pierde e- ( pierde 2) F: gana e-
( cada flúor gana 1 e)
PCl5 P ________ Cl _________
SiH4 Si_________ H________
Al2O3 Al_________ O_________
NH3 N_________ H__________
Br 2 Br________ Br_________
Enlace iónico
Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de
poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana»
electrones y se convierte en un ión con carga negativa (
anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y
se convierte en un ión con carga positiva ( catión).
Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de
electronegatividad es de 1.8 en adelante.
Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde).
Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la
fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas.
( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)
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Esquema de la formación de un enlace iónico
entre un metal (M) y un no metal ( Nm)12
Perdida y ganancia de
electrones
ENLACE IONICO
Note: aquí el metal pierde
electrones y se convierte en catión
(M+), y el no metal gana e- y se
convierte en anión ( Nm- ) . En el no
metal, se observa la formación del
octeto. El metal también alcanza el
octeto, pero queda en el nivel
interno, por eso no se representa en
éste tipo de fórmulas..
El no metal gana
electrones
generando un
anión (.Carga -)
El metal pierde
electrones
convirtiéndose en
un catión ( carga +) .
Ejemplo de ENLACE IONICO
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Ca + F2 → Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - )
20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2
20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6
El Ca perdió 2e- que son sus electrones de valencia los del último nivel y logra, su «octeto» : 3s2 3p6 .
El calcio logra la configuración de un gas noble: Ca+2 = [ Ar]
9 F = 1s2 2s2 2p5
9F - = 1s22s22p6
Cada flúor gana 1 e- logra su octeto en el último nivel : 2s 2 2p6 y alcanza la configuración de un gas noble :
9 F - : = [ Ne]
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La formación de éstos iones Ca+2
y F -
se pueden predecir por la diferencia de
electronegatividad : Ca = 1.0 y F = 3.98
diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2
electrones por ser menos electronegativo y el F, gana
1 electrón por ser mas electronegativo. Se requieren
2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita
solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2
Ejemplo como se forma un enlace iónico
.Na +
.Cl : → Na+ + : Cl : -. .
. .
. .
. .
→
Note al ión Na+ le quedo un octeto «interno», esto no se muestra en
las estructuras de Lewis. Al ión Cloruro también le queda octeto en
el nivel más externo, este si se muestra en las estructuras de Lewis
ENLACE COVALENTE16
Si los átomos poseen electronegatividades
similares, éstos no ganan ni pierden electrones
entonces se comparten los e- del enlace á esto se
le conoce como enlace covalente. Por eso no se
generan iones ( partículas con carga)
Para efectos prácticos se considera que un enlace
covalente se forma cuando la diferencia de
electronegatividades es< de 1.8
Estos enlaces se representan con
líneas H-H ó puntos H:H
Tipos de enlace covalente
I-De acuerdo al numero de parejas de electrones que comparten:
A-Covalente simple se comparte una pareja de electrones. Cada átomo pone un electrón.
B-Covalente doble: se comparten dos parejas de electrones. Cada átomo pone dos electrones.
C-Covalente triple: se comparten tres parejas de electrones. C / átomo pone tres electrones.
D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una pareja de electrones, pero éstos provienen de uno solo de los átomos.
Cont. Tipos de enlace covalente
II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad:
A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de
0.0-0.4.
B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.
Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple,
coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.
Enlaces Covalentes simple19
Un Enlace covalente simple es cuando se
comparte un par de electrones, donde cada
átomo aporta un electrón. El enlace simple se
puede representar con dos puntos ó con un
guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo:
H-ClNote el octeto de electrones
alrededor del cloro
Esquema general que representa la formación
de un enlace covalente entre dos No metales20
Note: no se forman
iones, se comparten los
electrones. En éste caso,
se comparte un par de e-
los dos átomos, forman
un enlace simple entre
ellos. Ambos átomos
forman octeto ( 8e-
alrededor de c/ átomo.)
Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples
21
Se da cuando entre ellos forman enlaces:
A-Dobles CH2=CH2 →
C/átomo pone un par de e- : Se com-parten dos parejas de e- ( 4 e-)
Note los octetos completos en cadaCarbono.
B- Triples NN →
Se comparten 3 parejas de e-c/ átomo pone generalmente 3 e-
Note los octetos completos
en los átomos de Nitrógeno.
Enlace Covalente coordinado:
22
También llamado DATIVO. Los átomos comparten
un par de electrones, pero estos han sido
aportados por un solo átomo. Ejemplo:
SO3 presenta 1 enlace doble (cada átomo puso 2
e-) y 2 coordinados ó dativos. El Azufre ( S) es el
que pone las parejas de electrones, en los dos
enlaces covalentes coordinados.
Enlace covalente polar 23
Los electrones de enlace se comparten de manera
desigual. Se forman dipolos. Los enlaces
covalentes polares pueden ser: simples,
coordinados, dobles ó triples.
Para efectos prácticos un enlace es covalente polar
si la diferencia de electronegatividad
es de ( >0.4 y < 1.8). Ejemplo:
HCl SO2 CO2
Diagrama de como se forma y representa
un enlace covalente polar.24
Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares
o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo,
Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta
parcialmente negativa y se
representa con el símbolo -
Quedando el átomo menos
electronegativo, parcialmente
positivo : +.. Estas moléculas
se atraen entre ellas. El extremo
+ con el, extremo -. Forman
Moléculas polares
conocidas como «dipolos»
Enlace covalente no polar (apolar)
25
Se dan cuando los pares de electrones se
comparten de manera equitativa ó muy pareja. No
forman dipolos. Se da en todos los elementos
diatómicos. Para efectos prácticos es no polar si la
diferencia de electronegatividad está en el rango :
(0.0 a 0.4). Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3
Enlace covalente puro26
Enlace covalente “puro”, También es un
enlace No polar donde la diferencia de
electronegatividad es 0.0 debido a que el
enlace se da entre átomos idénticos:
Ejemplo todos los elementos diatómicos:
N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2
Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su
vez pueden ser polares ó NO polares.
H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar
HCl ; NH3 : Covalente simple polar.
O2 * : Covalente doble NO polar
SO2 : Posee un covalente doble polar y un coordinado
polar.
N2 *: covalente triple NO polar.
* : en éstos casos los enlaces covalente apolares se conocidos como
covalentes puros, debido a que la diferencia de electronegatividad
es 0.0 pues son átomos idénticos
PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS
COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES
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Propiedad ó característica
Compuestos iónicosCompuestos covalentes
Tipo de partícula del
que están formados
Iones ( cationes y aniones )
Moléculas
Estado físico en que se
encuentran a
temperatura ambiente.Sólidos Gases, líquidos y sólidos
Solubilidad en agua Alta
Baja ( Poco soluble los
covalente no polares
mayor los covalentes polares )
Solubilidad en solventes no polares
Muy bajaAlta (Covalente no
polar), Muy baja (covalente polar)
Conductividad eléctrica
Alta ( fundidos ó en solución)
Muy baja ó no existente
ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos
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Es la representación de un elemento y sus
electrones de valencia.
El símbolo de cada elemento se utiliza para
representar el núcleo y todos los electrones
internos. Los electrones de valencia ( los que se
hallan en el último nivel de energía) se
representan como puntos alrededor del símbolo.
Ejemplos:
º Al º Cl Na ∧
º
..
.
Los electrones de valencia para los elementos
representativos corresponden al número de grupo30
GRUPO
Estructura
electrónica del
ultimo nivel
termina en
Número de electrones de
valenciaEstructura de Lewis
IA
S1 Tiene 1 electrón de
valencia, entonces se
dibuja 1 punto
IIA
S2 Tienen 2 electrones de
valencia, entonces se
dibuja 2 puntos
IIIAS2P1 Tienen 3 electrones de
valencia , entonces se
dibujan 3 puntos
IVAS2 P2 Tienen 4 electrones de
valencia, entonces se
dibujan
4 puntos
H .
Mg. .
B .. .
Si. ..
.
31
GRUPO Estructura
electrónica del
ultimo nivel
termina en
NNúmero de
electrones de
valencia.
Estructura de Lewis
V AS2 p3 Tienen 5 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 5 puntos
VI A
S2 p4 Tienen 6 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 6 puntos
VII A
S2 p5 Tienen 7 electrones
de valencia, entonces
se dibujan 7 puntos
VIII A
S2 p6 Tienen 8 electrones de
valencia, entonces se
dibujan 8 puntos
N:.
..
.
S. .
. ...
F. .
. .: .
Kr. .
. .: :
Realice los siguientes ejercicios
Haga la estructura de Lewis del Si H4 . Es covalente
polar no polar o iónico.?
32
El GaF3, Es iónico o covalente.? Haga la estructura
de Lewis.
33
Resuelva los ejercicios de la tabla de la pág. 26 y
los ejercicios de la primera tabla en la pagina
27de la guía de estudio semana 2.
34
