Enlaces Quimicos
20
-
Upload
fabiola-marin-san-pedro -
Category
Education
-
view
1.617 -
download
2
description
Apuntes de Química para mis alumnos del Tecnológico de Cancún.
Transcript of Enlaces Quimicos
TEMARIO 3.1 Introducción.
• 3.1.1 Concepto de enlace químico.
• 3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.
• 3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto.
3.2 Enlace Covalente.
• 3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.
• 3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.
• 3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.
• 3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.
3.3 Enlace iónico.
• 3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos
• iónicos.
• 3.3.2 Redes cristalinas.
• 3.3.2.1 Estructura.
• 3.3.2.2 Energía reticular.
Enlace Químico • Los átomos, moléculas
e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
INTRODUCCIÓN
Clasificación de los Enlaces Químicos
4
Regla del Octeto: Átomos • Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma
tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior (capa de valencia), esta configuración les proporciona gran estabilidad.
• GASES NOBLES: “Los átomos tienden a completar 8 electrones en la capa de valencia para adquirir la estructura de gas noble, cediendo, ganando o compartiendo electrones” Lewis 1916.
• ESTRUCTURA O NOTACIÓN DE LEWIS – La notación o estructura de Lewis es una representación
gráfica que muestra la cantidad de electrones de valencia que hay en el último nivel energético (capa de valencia).
– Representación de la cantidad de electrones de valencia en forma de puntos alrededor del elemento químico (símbolo), como vemos en el ejemplo del Átomo de Argón (Ar) con niveles energéticos completos y estables.
INTRODUCCIÓN
5
Otros ejemplos:
INTRODUCCIÓN
6
Estructura de Lewis: Átomos
Bohr Lewis
Modelos de Bohr de los átomos
Estructura de Lewis de los átomos
La estructura de Lewis permite representar la Regla del Octeto en la unión de los átomos
(Enlace Químico)
Relaciones entre la electronegatividad y el enlace en Iones, Átomos o Moléculas • La electronegatividad es la medida de la capacidad de átomo para atraer a
los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
• La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: la masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia respecto al núcleo atómico.
• Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
INTRODUCCIÓN
7
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
Enlace Iónico: Iones
• Se llama ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE a la fuerza de atracción electrostática existente entre iones de cargas opuestas.
• Cuando mayor sea la diferencia de
electronegatividad, mayor es la posibilidad de que los electrones sean transferidos uno a otro y de que formen un enlace IÓNICO.
• La carga del ión esta determinada por el número de
electrones que gana o pierde para adquirir la configuración del gas noble, que precede o le antecede. – Sí gana electrones se forma un ión negativo – Sí pierde electrones se forma un ión positivo
INTRODUCCIÓN
12
Enlace Iónico: Iones
INTRODUCCIÓN
13
La regla del Octeto la cumple el ión Cl
• Formación de la red cristalina de un compuesto iónico formado por la unión de dos iones.
10 ejemplos enlaces iónicos: Cloruro de Sodio (NaCl) Cloruro de Potasio (KCl) Ioduro de Potasio (KI) Oxido de Hierro (FeO) Cloruro de Plata (AgCl) Oxido de Calcio (CaO) Bromuro de Potasio (KBr) Oxido de Zinc (ZnO) Oxido de Berilio (BeO) Cloruro de Cobre (CuCl2)
Electronegatividad Na-Cl (3.0-0.9)2.1 *Generalmente son sólidos
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
15
• Enlace Covalente: Átomos
Se llama enlace covalente a la fuerza de atracción entre núcleos de los átomos no metálicos y el par de electrones compartidos entre ellos.
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
16
• Enlace Covalente Polar: Átomos
• Formación de moléculas al unirse elementos no metálicos entre sí o con el hidrógeno, es decir, entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general.
• Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre distintos átomos.
Enlace O-H 3.5-2.11.4 *Generalmente son líquidos
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
Estructura de Lewis del Agua
Este tipo de enlace se presenta cuando se unen dos átomos No Metálicos de diferente electronegatividad, compartiendo pares de
electrones.
Ejemplos:
NH3
C2H6
C2H2
HBr
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
17
• Enlace Covalente No-Polar: Átomos
El caso más sencillo es el enlace covalente puro o no polar de la molécula de hidrógeno, cada hidrógeno contribuye con un electrón para formar el enlace. El enlace covalente se indica con una línea entre los símbolos de los átomos unidos. Esa línea significa la existencia de un par de electrones compartido.
Enlace C-Cl 3.0-2.50.5 *Generalmente son gases
Iónico
Covalente Polar
Covalente No polar
Ejemplos:
Tetracloruro de carbono
Este tipo de enlace se presenta cuando se unen dos átomos de un mismo
elemento y cuya diferencia de electronegatividad es CERO.
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CANCÚN
18
• Enlace Covalente Coordinado: Átomos
• Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero aportado por uno de ellos solamente.
• Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que un átomo “donador” tenga un par de
electrones en un orbital exterior y otro átomo “aceptor” pueda recibir un par de electrones en su capa de valencia.
• Este enlace es muy común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales de transición.
Ejemplos: H2SO4
HNO3
NH4
