ENLACES CON ANIMACIÓN
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Enlace iónico
TIPOS DE ENLACES
Enlace metálico Enlace covalente
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Enlace metálico
Red cristalina constituida por iones (núcleos y electrones de niveles internos) vibrando alrededor de sus posiciones de equilibrio en un retículo espacial y los electrones de valencia moviéndose entre ellos, con más libertad que los internos.
Propiedades de los metales
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Metales puros: son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.Excepción: mercurio.
Enlace metálico Propiedades de los metales
Buenos conductores de la electricidad y del calor. Presentan un brillo característico. Dúctiles y maleables: debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos“ son todos similares (la tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas). Presentan “efecto fotoeléctrico". Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.
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Enlace metálico Propiedades de los metales
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Enlace iónico Enlace covalente
El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.
Para el compuesto AB:
Si | ENA – ENB | 1.7 Enlace iónico
Si 0.4 <| ENA – ENB | < 1.7 Enlace covalente POLAR
Si | ENA – ENB | < 0.4 Enlace covalente NO POLAR
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Enlace iónico Enlace covalente
El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.
Diferencia de electronegatividad
entre los átomos que forman la unión
Tipo de unión
Carácter covalente
Carácter iónico
Covalente Covalente polar Iónico
Ninguna Intermedia Alta
Aumenta
Aumenta
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Enlace iónico Enlace covalente
Ejemplo
Dadas las electronegatividades (en la escala de Pauling)
de los siguientes elementos: EN(F) = 4,0; EN(Na) = 0,9;
EN(N) = 3,0; EN(H) = 2,2 y EN(Cl) = 3,2; prediga si los
siguientes compuestos presentaran enlaces iónicos o
covalentes (polar o no polar): N2, NaF, NH3 y HCl.
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Enlace iónico
ModeloIónico
ModeloCovalente
Aumento en la diferencia de electronegatividad
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Enlace iónico
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Enlace iónico
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Elemento PI (kJ mol-1) AE (kJ mol-1)
F 1690 328
Cl 1260 349
Na 420 53
Be 2658 ~ cero
Energía Reticular o de red: Energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus
iones en estado gaseoso.
Entre un elemento de bajo PI (Metal) y otro de alta AE (No metal)
Enlace iónico
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Enlace iónico Enlace iónico
Energía Reticular
PI (Li)
AE (F)
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Compuestos iónicos
•alto punto de fusión
•alta conductividad en estado fundido
ΔEN TF Conductividad
NaCl 2,1 800 100
MgCl2 1,7 700 25
AlCl3 1,5 200 0,0002
SiCl4 1,2 -70 0
PCl3 0,9 -100 0
Cl2 0 -100 0
Enlace iónico
Relacionado con EN
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Enlace covalente
ModeloIónico
ModeloCovalente
Disminución en la diferencia de electronegatividad
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Teoría de Lewis par de electrones compartidos entre dos átomos
Enlace covalente
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Enlace covalente
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Longitud de enlaceDistancia entre núcleos de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula.
Energía de enlaceEnergía total promedio necesaria para romper un mol de enlaces en sus fragmentos constituyentes (todos en estado gaseoso).
Energías de enlace Longitud de enlace
H-H 432 kJ/mol 74 pm
H-F 565 kJ/mol 92 pm
F-F 159 kJ/mol 143 pm
C-C 347 kJ/mol 154 pm
C=C 614 kJ/mol 134 pm
CΞC 839 kJ/mol 121 pm
O=O 498 kJ/mol 121 pm
NΞN 945 kJ/mol 110 pm
Enlace covalente
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Las propiedades químicas de un elemento dependen de los electrones más externos del átomos. Esos electrones más externos son llamados ELECTRONES DE VALENCIA. Lewis representa esos electrones de valencia con puntos.
EjemploEl flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones de valencia indicados por los 7 puntos
F
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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Dos átomos pueden combinarse para formar una molécula, y cuando lo hacen, una unión se forma entre ellos. Si la unión entre los átomos resulta de compartir los electrones es una UNIÓN COVALENTE.
EjemploFormación de la molécula de flúor (F2)
FF FF
Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia. Cuando dos átomos forman una molécula comparten un par de electrones.
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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REGLA DEL OCTETOEn la formación de enlaces covalentes, los átomos se acercan todo lo posible a completar sus octetos compartiendo pares de electrones.En realidad: Tendencia a llenar orbitalesLos orbitales de valencia de los átomos terminales en una molécula son casi siempre orbitales s o p. En casi todas las moléculas, cada átomo terminal está rodeado por 8 electrones.
FF FF
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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: Par de electrones “en la unión” o par ligante
: Par de electrones “libres” o par solitario
FF FF
UNIÓN SIMPLE Dos átomos comparten un par de electrones
UNIÓN DOBLEDos átomos comparten dos pares de electrones
UNIÓN TRIPLEDos átomos comparten tres pares de electrones
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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EjemploEstructura de Lewis del tetracloruro de carbono (CCl4).1.- Elegir el átomo central (el menos electronegativo, nunca H)2.- Elegir un arreglo bidimensional3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada átomo4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones5.- Verificar la cantidad de electrones de cada átomo.
CC ClClClCl
ClCl
ClCl
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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CATIONESSe saca un “puntito” = electrón por cada carga positiva
ANIONESSe agrega un “puntito” = electrón por cada carga negativa
Ejemplo
Estructura de Lewis del ión cloruro (Cl-).Determinar la cantidad de electrones de valencia y agregar uno porque la carga es (-1)
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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RESONANCIACombinación de estructuras con el mismo arreglo de átomos pero diferentes arreglos de electrones. Distribuye las características de los enlaces múltiples por toda la molécula y dá como resultado una energía más baja.
HIBRIDO DE RESONANCIAEstructura combinada de las estructuras participantes
ESTABILIZA la molécula por disminución de la ENERGÍA TOTAL
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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O
O N O
- O
O N O
- O
O N O
-
EjemploEstructura de Lewis del ión nitrato NO3
- 1.- Elegir el átomo central 2.- Elegir un arreglo bidimensional3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia de cada átomo4.- Identificar los pares de electrones que forman uniones5.- OJO: hay más de una forma de distribuir los electrones !!!
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CARGA FORMAL Indica la medida en que un átomo ha ganado o perdido electrones en el proceso de formación del enlace covalente, las estructura con menores cargas formales probablemente tienen la menor energía un átomo en una estructura de lewis
CARGA FORMAL = V - ( L + S / 2 )
Electrones de valencia
del átomo libre
Electrones presentes como
pares libres
Electrones compartidos
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Ejemplo 1Calcular la carga formal en el dióxido de carbono CO2
1.- Estructura de Lewis 2.- Elegir un átomo3.- Determinar la cantidad de electrones de valencia del átomo libre ( V ), electrones presentes como pares libres ( L ) y electrones compartidos ( S ).4.- Calcular la carga formal = V - L - S / 2
O C OO C O
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Ejemplo 2:Calcular las cargas formales en N2O si: a)el O es el átomo central;b)uno de los N es el átomo central.¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este criterio?
Ejemplo 3:Calcular las cargas formales en el H2SO4 si: a)se permite la ampliación delocteto del S;b)no se permite la ampliación del octeto del S.¿Cuál de las dos estructuras sería la más apropiada según este criterio?
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RADICALESEspecies que tiene electrones con espín no apareadoEjemplo: radical metilo CH3
EXPANSIÓN DEL OCTETOElementos del período 3 y posteriores Pueden mostrar covalencia variable (capacidad de formar diferentes números de enlaces covalentes)Ejemplo: SF4
Pueden ser hipervalentes (compuesto con un átomo unido a más átomos que lo que permite la regla del octeto) Ejemplo: PCl5 (g) y PCl5 (s) formado por PCl4+
y PCl6-
OCTETO INCOMPLETOElementos del GRUPO 13/III : Compuestos de BORO y ALUMINIO pueden tener estructuras con octetos incompletos o con átomos de halógeno como puentes.Ejemplo: BF3
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Ejercicios1.- RESONANCIA: O3, SO2, SO3, CO3
2-
2.- CARGAS FORMALES: N=N=O y N=O=N, H2SO4
3.- Excepciones a la REGLA del OCTETO: BeCl2, BCl3, NO2, PF5, SF6, SO3, H2SO4
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS
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Otra forma1.- Tiene B, Be o Al ? OCTETO INCOMPLETO2.- Tiene S o P ? AMPLIACIÓN DEL OCTETO3.- Sumar los electrones de valencia de todos los átomos4.- Elegir el átomo central (menos electronegativo, nunca H)5.- Distribuir los otros átomos alrededor del central 6.- Formar una unión simple entre los átomos (2 electrones)7.- Distribuir los otros electrones completando 8 en cada átomo8.- Si no alcanzan los electrones, hacer uniones múltiples.
IMPORTANTE : Par de electrones “en la unión” o par ligante
: Par de electrones “libres” o par solitario
hay que ponerlos “SIEMPRE”
Enlace covalente TEORÍA DE LEWIS