SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
Es la representación de los electrones de valencia.
12Mg: 1s2
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ENLACE IÓNICO
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Generalmente el catión provien...
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K SK+
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ENLACE COVALENTE
Enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos.
Generalmente se produce entre no metales....
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Bromo cumple con el octeto
Hidrógeno se rodea solamente de 2 e-
Ejemplo: Estructura de Lewis de HBr
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TIPOS DE ENLACES COVALENTES:
1.SENCILLO ó SIMPLE
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2.1 DOBLE: Dos átomos comparten dos pares de e-
2.2 TRIPLE: D...
Enlaces covalentes múltiples
• Simple 1,54Å 348kJ/mol
• Doble 1,34Å 614kJ/mol
• Triple 1,20Å 839kJ/mol
C C
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COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES
(O MOLECULARES)
Formado por una red de cationes
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Formados por moléculas...
Agua, H2O
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hidrógeno, HCl Cloruro de sodio, NaCl
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POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
Enlace apolar o no polar (entre átomos del mismo
elemento): Los electrones se comparten en ...
Periodo
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ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPOS DE ENLACE
Na Cl
Ejm cloruro de sodio
0,9 3,0
Diferencia = 2,1 (enlace iónico)
H Br
Ejm bromuro ...
O OS
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Es la carga que tendría un átomo si los electrones fueran 
transferidos por completo al átomo más electronegativo.
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REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE
OXIDACIÓN
El N.O. de los elementos libres es cero
1) La suma de los N.O. de todos los átomos...
Ejercicio: Determine el N.O. de cada elemento en las
siguientes especies: H2SO4 , CaCO3 , PO4
3-
H2SO4 CaCO3
+1 x -2 +2 x ...
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL
OCTETO
EL OCTETO INCOMPLETO: Be , B y Al tienden a formar
moléculas en los cuales están rodeado...
ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
1. Escriba un esqueleto de la molécula ion poliatómico.
2. Determine el número total...
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  1. 1. SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS Es la representación de los electrones de valencia. 12Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2 ↑↓ s3 Mg 7N: 1s2 2s2 2p3 ↑↑↑↑↓ p2s2 N
  2. 2. • • Ra • Fr • • • Bi • • • • Pb • • • • Tl • • • Ba • Cs • • • Sb • • • • Sn • • • • In • • • Sr • Rb • • • As • • • • Ge • • • • Ga • • • Ca • K • • • P • • • • Si • • • • Al • • • Mg • Na • • C • • • • B • • • Be • Li • • He • H VIIIAVIIAVIAVAIVAIIIAIIAIA Br Cl F I At O S Se Te • • • N • • Ne Ar Kr Rn Xe NOTACIÓN DE LEWIS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Po
  3. 3. ENLACE IÓNICO Fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iònico. Generalmente el catión proviene de un metal Generalmente el anión proviene de un no metal Ejemplo: Estructura de Lewis de cloruro de sodio, NaCl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio Na Cl Na Cl 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 + - pierde e- gana e- En la sal, NaCl, ambos átomos cumplen con la regla del octeto
  4. 4. K S K SK+ K+ 2- Ejemplo: Estructura de Lewis de sulfuro de potasio, K2S Ejemplo: Estructura de Lewis de óxido de calcio, CaO OCa * * O* * 2- Ca 2+ STambién: 2K+ 2-
  5. 5. ENLACE COVALENTE Enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Generalmente se produce entre no metales. Cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. I Cl enlace Par libre * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * Iodo (no metal) Cloro (no metal) I ICl Cl I Cl Tiende a ganar e- Tiende a ganar e- Comparten e- Cumplen con el octeto Ejemplo: Estructura de Lewis de ICl La molécula de ICl tiene 1 enlace y 6 pares libres de e-
  6. 6. *H Br Bromo cumple con el octeto Hidrógeno se rodea solamente de 2 e- Ejemplo: Estructura de Lewis de HBr * hidrógeno (no metal) Bromo (no metal) H Br Tiende a ganar e- Tiende a ganar e- Comparten e- *H Br H Br En cada molécula de HBr hay un enlace simple (o sencillo) y tres partes libre de electrones.
  7. 7. TIPOS DE ENLACES COVALENTES: 1.SENCILLO ó SIMPLE 2.MÙLTIPLE: 2.1 DOBLE: Dos átomos comparten dos pares de e- 2.2 TRIPLE: Dos átomos comparten tres pares de e- * * * * * * oxígeno (no metal) O O Tiende a ganar e- Tiende a ganar e- * * * * * * O O Comparten e- Cumplen con el octeto Ejemplo: Estructura de Lewis de O2 * * * * * * O O O O
  8. 8. Enlaces covalentes múltiples • Simple 1,54Å 348kJ/mol • Doble 1,34Å 614kJ/mol • Triple 1,20Å 839kJ/mol C C C C C C Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace Longitud de Energía de enlace enlace
  9. 9. COMPUESTOS IÓNICOS COMPUESTOS COVALENTES (O MOLECULARES) Formado por una red de cationes y aniones. Formados por moléculas Son sólidos. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Sólidos, líquidos o gases Bajos puntos de fusión y ebullición. La mayoría es soluble en solventes polares como el agua Algunos son solubles en solventes polares como el agua. Otros son solubles en solventes no polares. Fundidos o en solución acuosa son buenos conductores de la electricidad (son electrolitos) La mayoría es mala conductora de la electricidad
  10. 10. Agua, H2O C 1 N a Cloruro de hidrógeno, HCl Cloruro de sodio, NaCl Compuesto covalente o molecular, conformado por moléculas Compuesto iónico, conformado por una red de cationes y aniones.
  11. 11. POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE Enlace apolar o no polar (entre átomos del mismo elemento): Los electrones se comparten en forma equitativa.  Enlace polar (entre átomos de diferentes elementos): Compartición desigual de los electrones que comparten −+ − δδ BrH H HO Enlace polar Enlace polar Enlace polar H H H C H H H C Enlace polar Enlace apolar La molécula de etano, C2H6, tiene: 6 enlaces covalentes polares y 1 enlace covalente apolar
  12. 12. Periodo 1 H 2,1 Periodo 2 Li 1,0 Be 1,5 C 2,5 N 3,0 O 3,5 F 4,0 Periodo 3 Na 0,9 Mg 1,2 P 2,1 S 2,5 Cl 3,0 Periodo 4 K 0,8 Ca 1,0 Se 2,4 Br 2,8 Periodo 5 Rb 0,8 Sr 1,0 I 2,5 Periodo 6 Cs 0,7 Ba 0,9 Periodo 7 Fr 0,7 Ra 0,9 ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad de un átomo para atraer hacía sí los electrones de un enlace químico * En recuadro sombreado están los no metales * Sin sombra los metales
  13. 13. ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPOS DE ENLACE Na Cl Ejm cloruro de sodio 0,9 3,0 Diferencia = 2,1 (enlace iónico) H Br Ejm bromuro de hidrógeno 2,1 2,8 Diferencia = 0,7 (enlace covalente polar) DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIDAD TIPO DE ENLACE Cero Cov. apolar (o cov. puro) Menor que 2,0 Hay casos de enlace  cov. Polar y casos de  enlace iónico Mayor que 2,0 Iónico
  14. 14. O OS O Es la carga que tendría un átomo si los electrones fueran  transferidos por completo al átomo más electronegativo. Ejemplo: Determine el número de oxidación de cada átomo: ELECTRONEGATIVIDAD Y NÚMERO DE OXIDACIÓN C = -4 H = +1 H H H C H S = +6 O = -2 H-O-O-H O = -1 H = +1
  15. 15. REGLAS PARA ASIGNAR NÚMERO DE OXIDACIÓN El N.O. de los elementos libres es cero 1) La suma de los N.O. de todos los átomos en una especie, es igual a la carga neta. 2) Li, Na, K = +1 Be, Mg, Ca = +2 B, Al = +3 F = -1 3) H = +1 (excepto en hidruros metálicos donde vale -1) 4) El N.O. del oxígeno es -2 (excepto en peróxidos donde vale -1)
  16. 16. Ejercicio: Determine el N.O. de cada elemento en las siguientes especies: H2SO4 , CaCO3 , PO4 3- H2SO4 CaCO3 +1 x -2 +2 x -2 2(+1) + x + 4(-2) = 0 x = +6 +2 + x + 3(-2) = 0 x = +4El E.O. de Azufre es +6 El E.O. de carbono es +4 ( PO4 )3- x -2 x + 4(-2) = -3 x = +5 El E.O. de fósforo es +5
  17. 17. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO EL OCTETO INCOMPLETO: Be , B y Al tienden a formar moléculas en los cuales están rodeados por menos de ocho electrones. Ejm BeH2, BF3 y AlI3 MOLÈCULAS CON NÙMERO IMPAR DE ELECTRONES: Ejm NO y NO2. EL OCTETO EXPANDIDO: Se produce en átomos del tercer periodo en adelante. Ejm SF6, PCl5
  18. 18. ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 1. Escriba un esqueleto de la molécula ion poliatómico. 2. Determine el número total de electrones en la molécula o ion poliatómico. 3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre todos los átomos. 4. Complete los octetos de todos los átomos. 5. Verifique que el número total de electrones es igual al descrito en el paso 2. 6. Si se ha excedido de electrones agregue dobles o triple enlaces en el átomo central. Si le falta dibujar electrones, hágalo en el átomo central como par libre. EJERCICIO: Escriba la estructura de Lewis de: SCl2, NF3, HNO3, XeF2, C2H4, SO2, ion carbonato, ion sulfato, ion nitrato, ion amonio y ion I3 1-

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