CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICA
Teoría de Enlace
Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia
Objetivo: Establecer que la capacidad de interacción entre átomos se explica por su estructura electrónica.
INTRODUCCIÓN
• Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 118 elementos en la tabla periódica.
• Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 118 elementos.
• Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?
ENLACES Y MOLÉCULAS
1 Cuando los átomos entran en
interacción mutua, de modo que se
completan sus niveles energéticos
exteriores, se forman partículas nuevas
más grandes.
2
Estas partículas constituidas por dos o
más átomos se conocen como
moléculas y las fuerzas que las
mantienen unidas se conocen como
enlaces.
¿ QUÉ ES UN ENLACE?
• Es una fuerza de atracción que
mantiene unidos a grupos de dos o más
átomos, con el fin de adquirir una
configuración electrónica mas estable
(gas noble).
¿ QUÉ ES UNENLACE?
• Los átomos forman los enlaces a través de los electrones más externos. (electrones de valencia)
• Van perdiendo o ganando electrones, dependiendo de la electronegatividad que presentan.
ESTRUCTURA DE LEWIS
Un átomo en combinación química tiende a alcanzar
en su último nivel de energía la configuración
electrónica de un gas noble, para lo cual puede
ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo.
Los electrones se pueden representar a
través de cruces o puntos.
Ejemplo: Oxígeno Z= 8
ESTRUCTURA DE LEWIS
• Cuando se forma un enlace químico, los átomos
reciben, ceden o comparten electrones, de modo que
el último nivel de energía de cada átomo contenga
ocho electrones, adquiriendo la configuración
electrónica del gas noble más cercano en la
Tabla periódica.
ESTRUCTURA DE LEWIS
1. Escribimos el símbolo del elemento
2. Determinamos la cantidad de puntos (o cruces)
que dibujar alrededor del símbolo del elemento.
3. Dibujamos los cinco puntos alrededor del
símbolo del nitrógeno, teniendo presente que las
zonas permitidas para dibujar se llenan primero
con un electrón y solo cuando ya no quedan
espacios vacíos, se dibujan dos electrones
juntos
REGLA DEL OCTETO
Es habitual que los elementos representativos
alcancen las configuraciones de los gases
nobles. Este enunciado a menudo se denomina
la regla del octeto porque las configuraciones
electrónica de los gases nobles tienen 8
electrones en su capa más externa a excepción
del He que tiene 2.é.
REGLA DEL DUETO
•Así como los elementos electronegativos, cumplen
la regla del octeto, para alcanzar la configuración de
un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del
dueto, el litio y berilio.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al
combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace
iónico o un enlace covalente, lo hace para completar
su orbital con 2 electrones.
TIPOS DE ENLACE
Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente.
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Covalente
comparte e--
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
ENLACE IÓNICO
Se establece por cesión de electrones (uno o más) de un
átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un
átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones).
Es la unión que se realiza entre elementos cargados
eléctricamente, es decir, con cargas opuestas
(recordemos que los polos opuestos se atraen).
Este tipo de enlace son fuerzas electrostáticas que
mantienen unidos dos o más iones
En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones
completamente, pudiendo ser uno o más electrones los que se transfieren
ENLACE IÓNICO
Enlace Iónico
Para la formación de este enlace la
diferencia de electronegatividad debe
ser superior a 1,7. E.N. > 1,7.
Iones libres
Estos enlaces pueden ser bastante
fuertes pero muchas sustancias iónicas
se separan fácilmente en agua,
produciendo iones libres.
ENLACE IÓNICO
Compuestos iónicos
Átomo Baja Electronegatividad
Transferencia
de e-
Catión
Pérdida e-
Átomo Electronegatividad elevada
Ganancia e-
Anión
Compuesto Iónico
ENLACE COVALENTE
• En este tipo de enlace, los elementos se unen y “comparten” sus electrones.
• Se da entre no metales -o sea, elementos que tienen electronegatividades similares- y entre no metales y el hidrógeno.
• En este tipo de enlace no se forman iones.
• En la mayoría de los casos, cada átomo
adquiere la configuración electrónica de gas
noble (octeto completo).
ENLACE COVALENTE
Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo
dos pares de electrones: enlace covalente doble
tres pares de electrones: enlace covalente triple
Molécula de oxígeno
Molécula de nitrógeno
ENLACE COVALENTE NO POLAR
Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de átomos
con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de
electronegatividad (ΔEN) igual a cero. Generalmente, da
origen a moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que
comparten electrones entre dos átomos idénticos.
Ejemplos: hidrógeno, H2; oxígeno, O2, nitrógeno, N2;
flúor, F2; bromo, Br2, y yodo, I2.
ENLACE COVALENTE POLAR
Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la
diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero
inferior a 1,7,.
Otros ejemplos: dióxido de carbono (CO2); el metano
(CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
• En este tipo de enlace también se “comparte” una pareja de electrones.
• Pero la gran diferencia es que esta pareja proviene de tan solo uno de los átomos que forman el enlace.
• El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donante y el átomo que los recibe aceptor.
ENLACE METÁLICO
Este tipo de enlace ocurre entre átomos de metales, es decir, baja electronegatividad.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su último nivel.
Estos átomos pierden fácilmente estos electrones.
Estos electrones forman una nube electrónica que está débilmente unida al núcleo.
La unión de estos átomos tiene la forma de una red cristalina.
ENLACE METÁLICO
• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.
• En donde su único electrón está enlazado deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.
FUERZAS INTERMOLECULARES
• Fuerzas de atracción que existen entre las moléculas y
permiten la interacción entre ellas.
• Se reconocen cuatro tipos:
Fuerzas ión-dipolo
Fuerzas dipolo-dipolo
Puentes de Hidrógeno Fuerzas de dispersión o de London
Fuerza ión-dipolo
• Fuerzas de atracción que se dan entre un ión y un dipolo.
• Interacciones entre un ión (catión o anión) y una molécula polar.
• Ejemplo de ello: la sal disuelta en agua
Disolución de sal en agua.
Las moléculas de agua
(moléculas polares) rodean
tanto a los cationes como a
los aniones de la sal, pero
los primeros (cationes) son
rodeados por el oxígeno
(polo negativo del dipolo),
mientras que los segundos
(aniones) con rodeados por
los hidrógeno (polo positivo
del dipolo).
Fuerzas dipolo-dipolo
• Fuerzas de atracción que se dan entre moléculas polares.
• Se da entre los polos opuestos de las dos moléculas relacionadas.
• Ejemplo: agua con alcohol
Las moléculas polares (o sea,
que tienen un momento dipolar
permanente) tienden a alinearse
con las polaridades opuestas.
Cuando están en estado sólido
estas atracciones se hacen
máximas y se dan estructuras
como la de la imagen.
Puentes de Hidrógeno
• Fuertes interacciones dipolo-dipolo.
• Suceden entre moléculas que presentan enlaces H-H, O-H y N-H. También presentes en el ADN
• Ejemplo: agua con agua, amoniaco con agua.
Fuerzas de dispersión o de London
• Fuerzas de atracción débiles que se dan entre moléculas neutras.
• Generan dos tipos de fuerzas:
Fuerzas dipolo-dipolo inducido
Fuerzas de ión dipolo inducido
Fuerzas dipolo-dipolo inducido
• Se conocen como fuerzas de dispersión o de London.
• Tiene lugar entre una molécula apolar y una molécula polar.
• Ejemplo: aceite con agua, aceite con bencina
Fuerzas de ión-dipolo inducido
• Fuerzas de atracción entre un ión y una molécula polar.
• La molécula polar se induce por el ión.
Geometría Molecular
• Distribución espacial que adoptan los átomos, que se da en compuestos covalentes.
• Se explica en base a la teoría de «Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)
• Esta teoría indica principalmente que el par de electrones de un enlace de una molécula será repelido por los electrones de otros enlaces químicos. Para así los electrones quedar lo más separados unos de otros.
• Consultar link: http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/trpenv.pdf
Geometría Molecular
• Geometría Molecular Lineal (AX2).
• Geometria Molecular Trigonal Plana (AX3)
• Geometría Molecular Angular (AX2E)
• Geometría Molecular Tetraédrica (AX4)
Geometría Molecular
• Geometría Molecular Trigonal Piramidal (AX3E)
• Geometria Molecular Angular (AX2E2)
• Geometría Molecular Trigonal Bipiramidal (AX5)
• Geometría Molecular Tetraedro distorsionado(AX4E)
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