Enlaces Químicos

Átomos Estables• ¿Por que los átomos forman compuestos enlazándose

con otros átomos?• Todo en el universo busca los estados mas estables.

Para los átomos la máxima estabilidad es tener sus subniveles s y p completos.

• Algunos átomos ganan e- y otros pierden para tener estructuras mas estables

Electrones de valencia• Son los electrones del mayor nivel de energía• En base a estos electrones, la regla del octeto determina

e- puede ganar o perder el átomo.

Regla del Octeto• La regla del octeto es la tendencia de los átomos a

tener una configuración electrónica similar a los gases nobles.

• Con excepción de He los gases nobles tienen 8 electrones en su ultimo nivel de energía

Introducción• Enlaces químicos

–Son la fuerza que mantiene a los átomos juntos en una molécula.

IntroducciónEnlaces químicos

–En general los electrones se pueden ganar, perder o compartir entre átomos.

Tipos de Enlaces

Enlaces• Enlaces Intramoleculares: Enlaces dentro de

la molécula:

– Iónico

– Covalente

– Metálico

Enlaces Iónicos• Trasferencia de

electrones (formación de iones)

• Metal con un No metal • La diferencia de

electronegatividad es mayor 1.7

• En solución conducen la electricidad

Enlace Iónico• Se da entre un metal y no metal

• La diferencia de electronegatividad debe ser 1.7 o mayor

Cuando se forma un enlace iónico, el elemento metálico pierde electrones y en no metal gana teniendo 8 electrones en su ultimo nivel.

Los no metales ganan electrones:Este proceso es llamado reducción.

:Cl. + 1e- :Cl: - 1 Ion Cloruro

:O: + 2e- :O: -2 Ion Oxido

:N. + 3e- :N: -3 Ion nitruro

Formación de aniones

Los metales pierden electrones formando cationes:Al proceso de perder electrones se le llama oxidación.

Na. Na+ + e-

Mg: Mg2+ + 2 e-

:Al. Al 3+ + 3 e-

Formación de cationes

Cuando los compuestos iónicos están disueltos en agua, se disocian formados una solución con iones:

NaCl(s) Na+(aq) + Cl-(aq) Como resultado conducen la corriente eléctrica y son

llamados electrolitos.

Compuestos Iónicos en solución

H2O

Covalentes• Covalente NO Polar

– Los e- se comparte simétricamente- Diferencia de electronegativa es menor a 0.4

• Covalente Polar– Los electro e- se comparten de modo asimétrico– La diferencia de electronegatividad es menor a 1.7

Enlace Covalente• Se comparten electrones• Es la unión de un no metal con un no metal• No conducen la corriente eléctrica

– Enlaces no polares: Entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es menos 0.4

– Enlaces polares : Entre átomos cuya diferencia de electronegatividad esta entre 0.4 y 1.7

Enlaces Covalentes Polar y No Polar

H-H es no-polar por que la diferencia de electronegatividad es 0.

Cl-Cl es no-polar.H-Cl es polar por que existe una diferencia

de electronegatividad pero menor a 1.7 ( H = 2.1, Cl = 3.0 )

Diferencia de electronegatividad0.4 1.7

Enlace Metálico• Es la unión de un metal con un no metal• Están unidos por electrones en movimiento

(mar de electrones )• Buenos conductores del calor y electricidad

Tipo de enlace Tipo de

elementos (metal,

no metal)

Diferencia de

electronegatividad

Comportamiento

electrónico. (Gana, pierde,

comparte, se mueve libremente)

Solubilidad (Agua, solventes

polares, solventes no polares)

Punto de Fusión (Alto,

Medio, Bajo)

Estado de Agregación (Solido, Liquido, Gaseoso)

Conducción de

calor y

electricidad

IónicoSal NaCl

  

Covalente (no polar)H2, O2, NO2

   

Covalente (polar)Glucosa C6H12O6

MetálicoMonedas (Cobre, aluminio Níquel), Bronce (mezcla cobre y estaño)

NO APLICA

Tipos de Enlace y estados de la materia

• Gases:– Casi todos son monoatómicos(He, Ar) o tienen enlaces

covalentes no polares entre ellos(N2, CO2)• Líquidos:

– Los líquidos suelen tener enlaces covalentes, excepto por Br y Hg, que son líquidos a temperatura ambiente.

– Los líquidos polares son miscibles entre si, los no polares son miscibles entre si(similar disuelve lo similar)

• Solidos:– Los compuestos iónicos conducen electricidad en solución.– Todos los metales son sólidos a temperatura ambiente (esto

se debe al enlace metálico), excepto Hg.

• http://www.youtube.com/watch?v=QXT4OVM4vXI

• http://www.youtube.com/watch?v=yjge1WdCFPs

Estructuras de LewisSolo aplica para elementos representativos

Simbología punto electrón

24

Los electrones del ultimo nivel son representados con un punto

Los electrones de Valencia se acodan alrededor del símbolo del elemento.

Mg tiene 2 electrones de Valencia. Pueden tener muchas representaciones

Mg

Mg Mg Mg Mg

Lewis estructurasEl átomo es representado con su símbolo rodeado por sus electrones de Valencia en forma de puntosPasos1. Escribir la configuración electrónica.2. Identificar los e- de valencia.3. Dibujar los electrones de valencia alrededor del símbolo.

– En cada lado (arriba, abajo, derecha, izquierda) se colocan máximo dos e-

– Primero se llena cada lado con un electrón y luego se forman pares

Ejemplo: HidrógenoPrimero se determina la configuración electrónica del elemento que se desea representar.En el caso del hidrógeno será:

1H = 1S1

Número solo tiene un electrón atómico de valencia.

• Se identifica el número de electrones del último nivel.

Figura de Lewis

Los electrones de valencia se dibujan alrededor del símbolo del elemento

Símbolo del Unico electrón hidrógeno de valencia

H *

Estructura de LewisConfiguración electrónica:

5B=1s22s22p1

Ultimo nivelde energía

Electrones devalencia

Primero se colocaUn e- , si hubiera masDe 4 e- entonces se empieza a formarparejas

*B

Estructura de LewisConfiguración electrónica:

8O=1s22s22p4

O******

Numero deelectronesde valencia = 7

Máximo nivelde energía

Bromo

Configuración Electrónica

35 Br =1s22s22p63s23p64s23d104p5

BrNumero deelectronesde valencia = 7

Máximo nivelde energía

***** **

Los elementos de una familia los mismos e- de valencia y sus figuras de Lewis son iguales

Elemento Configuración electrónica e- Valencia Diagrama Lewis

Predicción de e- a ganar o perder

16 S

20 Ca

27 Co

35 Br

Estructuras de Lewis para moléculas

1. Dibuje la figura de Lewis para cada elemento(Use puntos para un elemento y cruces para el otro)

2. Coloque a los átomos en orden lógico. Recuerde que el mas electronegativo es negativo y el otro positivo

3. Distribuya los electrones para cumplir el octeto

F O F

Estructuras de Lewis para Moléculas

• Para figuras iónicas el electrón se dibuja en el átomo al que es trasferido

• Para un compuesto covalente se puede dibujar como línea

F F F ─ F

Na O Na

Fuerzas Intermoleculares

Investiga (1 de 2)

¿Cuál es la diferencia entre enlaces intramoleculares y las fuerzas intermoleculares (Como las fuerzas de dipolo - dipolo)

¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares existen y como afectan al estado de agregación de las sustancias?

Investiga (2 de 2)

¿Como las fuerzas intermoleculares intervienen en las propiedades de las sustancias? Define “el puente de hidrogeno”Define los siguientes tipos de fuerza intermoleculares:(Fuerzas de Van der Waals)

Fuerzas Dipolo - Dipolo Fuerzas de dispersión de London

• Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación entre dos o mas moléculas:– Puente de Hidrogeno:Hidrogeno: F,N y O

-Fuerzas de Van der Waals• Dipolo-Dipolo (Covalentes Polares)

• Dispersión de London (Covalentes no polares)

• Puentes de hidrogeno:– Se Forman cuando el

hidrogeno esta unido a elementos muy electronegativos: Flúor, Oxigeno y Nitrógeno

– Son muy fuetes y crean “redes”

– Ejemplos: HF, H2O, NH3

• Fuerzas Dipolo- Dipolo: – Suceden en moléculas

polares– El polo positivo de una

molécula arte al polo positivo de otra

– Son medianamente fuertes– Ejemplos: HCl, H2S, SO2

• Fuerzas de dispersión de London– Suceden en moléculas no polares– Fuerza es débil– Los “polos” en estas moléculas son

intermitentes

IónicosTipo de átomos

ComportamientoElectrónico

Diferencia electronegatividad

Iónicos

ConduceElectricidadEn solución Alto Punto

Fisión

No Conduce electricidadY calor solido Estado de agregación

Solubilidad

Covalentes NO Polar

NO2

Tipo de átomos

ComportamientoElectrónico

Diferencia electronegatividad

Estado Agregacion

Covalentes NO Polar

Bajos puntos fusión

Solubilidad

No conduceCalor ni electricidad

COVALENTE POLAR

Estados de Agregación

Bajo punto fusión

No Conduce Calor Ni Electricidad

Solubilidad

Comportamientoelectronico

Enlace Metálico

Comportamiento electrónico

Estado de agregación

Elementos que lo forman

Enlace Metálico

SolubilidadPunto de fusión

Conducción Calor y electricidad

Enlaces:Fuerzas IntramolecularesMantienen unidos átomosDentro de una molécula

N-HO-H

Fuerzas IntermolecularesA las moléculas entre si

H2O -----H2ONH3 ---- H2OHCl ---- HCl

Las fuerzas intermoleculares tienen una gran importancia:Estados de agregación: punto de fusión , punto de ebullición, etcPropiedades físicas: Cohesión, adhesión, viscosidad, densidad, tensión superficial, etc

• Fuerzas Intermolecular: Crean interrelación entre dos o mas moléculas:– Puente de Hidrogeno:Hidrogeno: F,N y O

-Fuerzas de Van der Waals• Dipolo-Dipolo (Covalentes Polares)

• Dispersión de London (Covalentes no polares)

Puentes de HidrogenoElementos muy electronegativosHF, H2O, NH3

Covalentes polares y Iónicas

Dipolo - Dipolo

Covalentes no polares

Fuerzas de dispersión deLondon