Contenidos
• Enlace químico (iónico, covalente y metálico).
• Estructura de Lewis, regla del dueto y del
octeto.
• Geometría molecular.
• Fuerzas intermoleculares
• Nomenclatura inorganica.
ENLACE QUÍMICO
El enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más
átomos y hace que funcionen como unidad.
• Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa
electrónica más externa (o 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía).
• Capa de valencia es la última capa electrónica de un átomo y la denominación
electrón de valencia designa los electrones existentes en esa capa.
5 electrones de valencia
2 2s2 2p3
N:
1s
7
capa de valencia
Grupo VA
ENLACE QUÍMICO
Dos reglas que se deben cumplir son:
• Regla del Dueto: Un átomo debe tener
dos electrones en su entorno.
• Regla del Octeto: Un átomo debe tener
ocho electrones alrededor.
Estructura de Lewis
• Es la representación de la distribución de los
electrones del último nivel o capa más
externa (grupo del elemento), que participan
en el átomo.
Ejemplo de la estructura de
Lewis del CO2
Molécula
Tipo y número
de átomos que
forman la
molécula
Electrones de
valencia de
cada átomo
Número total
de electrones
de valencia
CO2
C=1
C=4
C=1 x 4=4
O=2
O=6
O=2 x 6=12
TOTAL=16
Estructura
del
esqueleto
O-C-O
Arreglo de los
puntos
Dueto
Octeto
Pregunta P.S.U.
14. ¿Cuántos pares no enlazantes presenta la
molécula de amoniaco (NH3)?
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
A
Aplicación
Mecanismos de Enlace Químico
• Cuando los átomos se encuentran lo suficientemente
cerca, sus electrones de valencia se reordenan, de
forma en que cada uno de los átomos logre una
configuración electrónica externa similar a la de un gas
noble y aumente así su estabilidad.
• Fuerza de atracción entre los átomos que se denomina
enlace químico.
• El reordenamiento de los electrones de valencia en los
átomos se realiza por algunos de los siguientes
mecanismos: ceder, recibir o compartir electrones.
Mecanismos de Enlace Químico
• Ceder electrones: los átomos que presentan uno,
dos o res electrones de valencia, tienden a
perderlos. Ej.: elementos metálicos.
• Recibir electrones: los átomos con cinco, seis o
siete electrones de valencia tienden a recibir o
compartir electrones. Ej.: elementos no
metálicos.
• Compartir electrones: los elementos con mayor
facilidad para compartir los electrones, son
aquellos que poseen cuatro electrones de
valencia. Ej.: el carbono
ENLACE IÓNICO
• Entre dos átomos de electronegatividades muy
distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7)
• Transferencia de uno o más electrones, generalmente
desde un elemento metálico hacia otro no metálico.
• Un átomo cede electrones, quedando con carga
positiva y el otro átomo capta electrones, quedando
con carga negativa.
ENLACE IÓNICO
• Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica
(electrolitos) cuando están fundidos o en solución
acuosa.
• El enlace iónico se establece principalmente entre
átomos de los grupos:
I A - VI A
II A - VI A
I A - VII A
II A - VII A
• Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el
sulfato de cobre (CuSO4).
NaCl
Propiedades de los enlaces iónicos
1. Son sólidos a temperatura ambiente. Son
tan fuertes las fuerzas de atracción que los
iones siguen ocupando sus posiciones en la
red, incluso a centenares de grados de
temperatura. Por tanto, son rígidos y
funden a temperaturas elevadas
2. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica,
pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos
3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a
la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden
usarse como material refractario.
4. Son frágiles y quebradizos.
5.Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son
buenas conductoras de la electricidad (se
denominan electrólitos).
Cloruro de sodio disuelto en H2O
ANALIZANDO DISCO
NIÑAS!!!
PÁGINAS 116- 117
ENLACE COVALENTE
• Átomos enlazantes comparten electrones, formando
ambos un octeto y/o dueto.
• Las sustancias con enlaces covalentes son,
generalmente, insolubles en agua, no conducen la
corriente eléctrica.
Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos:
• Enlace covalente apolar.
• Enlace covalente polar.
Dos átomos de Hidrógeno
Enlace covalente apolar
• Se
da
entre
átomos
de
igual
electronegatividad (diferencia de EN = 0).
• Este enlace lo presentan, principalmente, los
gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2,
etc.
Enlace covalente polar
• Se
presenta
entre
átomos
que
tienen
electronegatividades muy similares (diferencia de
E.N. mayor a 0 y menor a 1,7).
• Al producirse la unión entre átomos con
electronegatividades similares, se establece una zona
donde se concentra una mayor densidad electrónica,
generándose un polo positivo y otro negativo o
dipolo.
• Ejemplo: H2O y NH3
• En un enlace polar covalente, los electrones
que se enlazan pasarán un mayor tiempo
alrededor del átomo que tiene la mayor
afinidad hacia los electrones.
Agua
Características del enlace covalente
9. Respecto de los enlaces.
I. En el enlace iónico se comparten
electrones.
II. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de
electrones no enlazantes.
III. Si el enlace es covalente polar , se
comparten igualmente los electrones.
Es (son) correcta (s)
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) Sólo I y II
E) Sólo I y III
B
Comprensión
10. La electronegatividades del hidrógeno y el
flúor son, respectivamente, 2,1 y 4. De
acuerdo con la información, es posible
deducir que la molécula de ácido
fluorhídrico (HF)
A) es iónica.
B) es covalente polar.
C) es covalente dativa.
D) presenta geometría molecular lineal.
E) forma redes cristalinas.
B
Aplicación
Geometría molecular
• La geometría que adopta la molécula es
aquella en que la repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia
(enlazantes o libres) es mínima.
• Dos reglas generales:
– Los dobles y triples enlaces se pueden
tratar como enlaces sencillos.
– Electrones libres
enlazantes.
repelen
electrones
Geometría molecular
• En el modelo de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia (RPECV) ,
las moléculas se dividen en dos categorías:
– Las que tienen pares de electrones libres
en el átomo central.
– Las que no tienen pares de electrones
libres en el átomo central.
Moléculas sin pares de electrones libres
BeCl2
Cl  Be  Cl
BF3
CH4
FBF
H
H C  H
F
H
PCl5
Cl
Cl  P
Cl
SF6
F
Cl
Cl
F
FSF
F
F
2 pares de
3 pares de
4 pares de
5 pares de
6 pares de
e- de enlace
e- de enlace
e- de enlace
e- de enlace
e- de enlace
180º
120º
109.5º
90 y 120º
90º
Lineal
Triangular Tetraédrica Bipirámide Octaédrica
plana
trigonal
Moléculas con pares de electrones libres
(PL) y pares de electrones de enlace (PE).
SnCl2
Cl  Sn  Cl
NH3
H N  H
PE=2
PL=1
HO H
ángulo menor
120º
PE=3
PL=1
Pirámide
trigonal
107º
PE=2
PL=2
Angular
105º
H
H2O
Angular
Moléculas con pares de electrones libres y
pares de electrones de enlace.
SF4
PE=4
Balancín
F S F
PL=1
F
F
ClF3
F  Cl  F
F
BrF5
F
F  Br  F
F
Forma de
T
PE=5
PL=1
Pirámide
cuadrada
PE=4
PL=2
Plano
cuadrada
F
XeF4
F  Xe  F
F
PE=3
PL=2
F
15. ¿Qué ángulo de enlace se establece entre
los átomos en la molécula de BF3?
A) 90°
B) 104,5°
C) 119,5°
D) 120°
E) 180°
D
Aplicación
Enlace Metálico
• Los átomos de los metales pierden fácilmente los
electrones de valencia y se convierten en iones
positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones
positivos resultantes se ordenan en el espacio
formando la red metálica.
• Los electrones desprendidos forman una nube o mar
de electrones que puede desplazarse a través de toda
la red. Así el conjunto de los iones positivos del metal
queda unido mediante la nube de electrones con carga
negativa que los envuelve.
• El enlace no es entre átomos, sino más bien entre
cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. fuerzasdeatracción-
Los núcleos de los metales se
organizan en estructuras
ordenadas
Características de los enlaces metálicos
1. Conductividad eléctrica.
Se da por la presencia de un gran número de electrones
móviles.
2.
Buenos conductores del calor.
El calor se transporta a través de los metales por las colisiones
entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.
3. Brillo.
4. Puntos de fusión y
ebullición altos.
5. Ductilidad y maleabilidad.
En un metal, los electrones actúan como un pegamento
flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los
cuales pueden desplazarse unos sobre otros.
Por lo tanto los cristales metálicos se pueden deformar
sin romperse.
6. Tenacidad y deformabilidad.
Aquí podemos observar cómo los enlaces metálicos son más fuertes
que los enlaces iónicos cuando se someten a una fuerza, el enlace
metálico simplemente sufre una deformación y el enlace iónico se
rompe ante la misma fuerza.
Fuerzas Intermoleculares
Son
fuerzas
de
atracción entre las
moléculas, y son las
principales
responsables de las
propiedades
macroscópicas de las
moléculas
Clasificación
Fuerzas de van der Waals
dipolo – dipolo
dipolo – dipolo inducido
Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)
Enlace de Hidrógeno
Fuerzas de van der Waals
1) dipolo-dipolo: son las
fuerzas de atracción
entre moléculas polares
Las moléculas polares tienen mayor punto de
ebullición, ya que cuesta más separar una molécula
de otra
Fuerzas de van der Waals
2) dipolo – dipolo
inducido: sucede
cuando una molécula
con dipolo permanente
repele los electrones de
otra molécula,
“induciendo” un
momento dipolar
Fuerzas de van der Waals
3) Fuerzas de London: aunque las moléculas no sean polares, el
movimiento azaroso de los electrones forma dipolos
instantáneos
Enlace de Hidrógeno
Es también un tipo de interacción dipolo –
dipolo, pero es especialmente fuerte e
importante en el comportamiento de muchas
moléculas
Se forma entre un enlace polar, como N-H, OH o F-H y un átomo electronegativo, O,N o F.
El enlace de Hidrógeno es responsable del elevado punto de
ebullición del agua
Enlace de Hidrógeno
Se simboliza mediante
una línea de puntos.
Es más fuerte cuando
forma una línea recta
con los átomos
involucrados
Nomenclatura inorgánica
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Enlaces Químicos