Semana # 2 (clase # 2)
UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS
Profesora
Licda. QB Lucrecia C. de Leiva
Unidad Didáctica de Química
2015
1
ENLACE QUÍMICO
Es la atracción, fuerza ó unión que se forma
entre átomos ó iones para formar compuestos ó
moléculas y así ganar estabilidad.
La mayoría de elementos químicos no existen
libres sino combinados, enlazados formando
compuestos (excepción, los gases nobles porque
ya son muy estables por tener un octeto en su
último nivel o nivel de valencia).
Tipos de enlaces (que estudiaremos): Iónico,
Covalente e Intermolecular.
2
ELECTRONEGATIVIDAD
aplicaciones y ejercicios
Es la capacidad de los átomos de atraer o
acercar hacia él, los electrones en un enlace.
Ver y analizar en la tabla periódica los valores de
electronegatividad de metales, no-metales y
predecir que pasará con sus electrones de
valencia al formar compuestos. Calcular
diferencias de electronegatividades.
¿Cuáles son los más y menos electronegativos?
3
Variación de la Electronegatividad en la tabla
periódica
Analizar como cambia en los grupos y períodos
4
REGLA DEL OCTETO
Los átomos alcanzan su estabilidad cuando
tienen ocho electrones en su último nivel
(como los gases nobles de la columna 8 A, ver
sus configuraciones).
Para lograrlo forman compuestos y pueden :
•
Perder electrones (si son metales)
•
Ganar electrones (si son no-metales)
•
Compartir electrones (entre no-metales)
5
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Diagrama que representa los electrones de
valencia de un átomo o compuesto permite
analizar y visualizar el tipo de enlace que pu
den formar y los octetos que completan.
∧
º Al º
..
 Cl 
.
Na ∧
6
Los electrones de valencia para los elementos
representativos corresponden al número de grupo
EJEMPLO
GRUPO
IA Tiene 1 electrón de valencia,
entonces se dibuja 1 punto
IIA Tienen 2 electrones de valencia,
entonces se dibuja 2 puntos
IIIA Tienen 3 electrones de valencia ,
entonces se dibujan 3 puntos
IVA Tienen 4 electrones de valencia ,
entonces se dibujan 4 puntos
H .
. Mg .
.B .
.
.
. Si .
.
7
GRUPO
V A Tienen 5 electrones de valencia,
entonces se dibujan 5 puntos
VI A Tienen 6 electrones de valencia,
entonces se dibujan 6 puntos
VII A Tienen 7 electrones de
valencia, entonces se dibujan 7
puntos
VIII A Tienen 8 electrones de valencia,
entonces se dibujan 8 puntos
EJEMPLO
.
.
: .N
.
..
.S .
..
..
:F.
..
..
: Kr :
..
8
EJERCICIOS
¿Con cual de los siguientes átomos el Mg, formará un
enlace iónico? O,S,As : _________
COMPLETE EL CUADRO:
9
Diferencia de electronegatividad
10
Con esta diferencia se puede predecir el tipo ó
clasificación del enlace químico que se formará
entre los átomos de un compuesto.
Diferencia de
electronegatividad
0 – 0.4
0.4 – 1.8
MAYOR DE 1.8
TIPO DE ENLACE
ENLACE
COVALENTE
POLAR (apolar)
NO
ENLACE COVALENTE POLAR
ENLACE IONICO
Tipos de enlace según la diferencia de
electronegatividad
11
EJERCICIOS
¿Con cual de los siguientes átomos el Mg, formará un
enlace iónico? O,S,As : _________
SIGA COMPLETANDO EL CUADRO:
12
¿Cuándo y cómo se forma un
Enlace Iónico entre átomos?
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD de 1.8 ó más.
Cuando uno de los dos átomos que se enlazarán tiene
una electronegatividad muy alta, atrae y hay una
transferencia de los electrones del enlace hacia su orbital;
gana estabilidad con el octeto y se parece a un gas noble.
El otro átomo pierde esos electrones, gana estabilidad
con el octeto que le queda en el subnivel anterior, se
parecerá a un gas noble. METAL con NoMetal
¿Qué pasa con estos átomos?
• El que gana electrones adquiere carga negativa (una
por cada electrón) y se convierte en un ión negativo ó
anión. Ej: Cl + 1e- = Cl-1 (ver como cambia la
configuración electrónica).
13
22s22p63s2 3p5
Cl(neutro
tiene17e-)=
1s
17
El ión negativo ó anión Cl-1 (tiene 18 e- y 17 p+)
= 1s22s22p63s2 3p6 (config. Semidesarrollada) ó
[Ne] 3s2 3p6 (abreviada).
¿A cuál gas noble de la columna 8 A se parece?
¿Es más ó menos estable que el átomo?
• El que pierde electrones adquiere carga
positiva (una por cada electrón) y se convierte
en un ión positivo ó catión. Na -1e- = Na+1
tiene un protón en el núcleo sin neutralizar.
14
22s22p63s1
Na(neutro
tiene
11
e-)
=
1s
11
El ión positivo ó catión Na+1 (tiene 10 e- y 11 p+)
= 1s22s22p6 (semidesarrollada)
¿A cuál gas noble de la columna 8 A se parece?
¿Es más ó menos estable esta partícula?
¿Cómo se enlazarán estos dos átomos?
Cargas eléctricas opuestas se atraen. (E.iónico)
Na+
Cl- = Na+ Cl- Cloruro de sodio NaCl
15
Ejemplo de lo que sucede con los
electrones al enlazarse
(¿será iónico ó covalente?)
Ca + F2  Ca F2
(formado de Ca+2 y 2F - )
2 2s2 2p6 3s23p64s2
Ca
=
1s
20
+2 = 1s22s22p63s23p6 ( pierde 2e-)
Ca
20
2 2s2 2p5
F
=
1s
9
- = 1s22s22p6 ( ganó 1 e-)
F
9
16
ENLACE IÓNICO
escribir con símbolos lo que se ve en el
dibujo
17
¿Cuándo y cómo se forma un
Enlace covalente entre átomos?
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD MENOR DE <1.8
Cuando los dos átomos que se enlazarán tienen
electronegatividades semejantes, se compartirán pares
de electrones (uno de cada átomo), entrelazan sus
orbitales, no hay ganancia ni pérdida; ambos ganan
estabilidad al completar sus octetos y se parecerán a un
gas noble. No METAL con No Metal
Tipos: Enlace covalente polar ó no polar (apolar)
Enlace covalente simple, doble, triple y
coordinado.
18
Diferencia entre la formación de un
enlace iónico y un covalente ver los
octetos
Perdida y ganancia de electrones
ENLACE IONICO
19
Tipos de enlace covalente de acuerdo
al numero de parejas de electrones
que comparten en el enlace:
• Covalente simple se comparte una pareja de
electrones. Cada átomo pone un electrón.
• Covalente doble: se comparten dos parejas de
electrones. Cada átomo pone dos electrones.
• Covalente triple: se comparten tres parejas de
electrones. Cada átomo pone tres electrones.
• Covalente coordinado ó dativo: Se comparte
una pareja de electrones, pero éstos
provienen de uno solo de los átomos.
20
Tipos de enlace covalente según la
diferencia de electronegatividad:
B. De acuerdo a diferencia de electronegatividad:
• Covalente no polar( apolar) : Diferencia de
0.0-0.4.
• Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8.
(Si es de 1.8 a más qué forma)
Nota: Todo enlace covalente: simple, doble,
triple, coordinado puede a la vez ser Polar ó
No polar.
21
Enlaces Covalentes simple
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 un guión entre los átomos
que lo forman. Ejemplo:
H-Cl
22
Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó
triples
Son múltiples cuando entre ellos forman
enlaces:
A-Dobles CH2=CH2

Cada átomo pone un par de e- : Se comparten dos parejas de e- ( 4 e-)
B- Triples NN 
Se comparten 3 parejas de e-
Cada átomo pone 3 e- ( 6 e-)
23
Enlace Covalente coordinado ó
DATIVO
Los átomos comparten un par de electrones,
pero estos han sido aportados por un solo
átomo.
Ejemplo : SO3 ( presenta 1 enlace doble y 2
coordinados ó dativos.
24
Enlace covalente polar
Los electrones se comparten de manera desigual
entre átomos , debido a que poseen diferente
electronegatividad, pero no llega a ser suficiente
diferencia para forman enlaces iónicos. Los enlaces
covalentes polares pueden ser: simples,
coordinados, dobles ó triples.
Para efectos prácticos son polares
si la diferencia de electronegatividad
Oscila de (mayor>0.4 y menor< 1,8)
Ejemplo : HCl
SO2 CO2
25
Enlace covalente no polar (apolar)
Se da cuando los pares de electrones se comparten
de manera equitativa ó muy pareja. Se da en todas
las moléculas diatómicas. Para efectos prácticos
es no polar si la diferencia de electronegatividad
está en el rango : (0.0 a 0.4)
Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3
26
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
27
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.
Tratar de armar las estructuras de Lewis de
estos ejemplos.
COMPARACIÓN DE LAS PROPIEDADES
GENERALES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS
IÓNICOS Y LOS COVALENTES
29
Algunas recomendaciones
Estudien en su libro de texto y guíense con los
temas que vimos hoy. No se queden solo con lo que
vemos en clase. Aprenderán mucho para la vida
leyendo los ejemplos y aplicaciones del libro.
NO COMPREN FOTOCOPIAS, EL LIBRO ORIGINAL LO
DAN A UN BUEN PRECIO Y VALE LA PENA.
Resuelvan sus guías de estudio y lean el laboratorio
de la siguiente semana para saber qué van a hacer.
Si tienen dudas no DUDEN en preguntarme en
clase (si dá tiempo) ó a horas fuera de clase
siempre que estemos libres. Con confianza.
30
Descargar

S 2 2015 Lucky original