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ENLACE QUÍMICO

El documento resume los principales tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y las fuerzas intermoleculares. Describe cómo se forman los enlaces iónicos y covalentes, así como las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. También explica los diferentes tipos de enlaces covalentes y moléculas, así como las fuerzas intermoleculares como los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de London.

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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA
                                         TEMA: ENLACE QUÍMICO




ENLACE QUÍMICO                                                Es la fuerza de atracción electrostática que se da
Es la fuerza de unión entre dos átomos de un mismo            entre un catión y un anión.
elemento o de elementos diferentes que desean                 Se produce transferencia de electrones.
alcanzar una configuración estable. Cuando los                Generalmente se da entre un metal (IA, IIA) y
átomos se unen se desprende una cantidad de energía           un no metal (VIIA, VIIA)
de enlace.                                                    Generalmente se cumple que la diferencia de
Representación gráfica de la formación de un enlace:          electronegatividad entre los átomos que forman
                                                              enlace iónico es elevada (∆EN ≥ 1,9 )
                                  LIBERACIÓN
                                  DE ENERGÍA                  Ejemplo: Cloruro de sodio, NaCl.



                  +
              A       B          AB

NOTACIÓN DE LEWIS                                        Propiedades de los Compuestos Iónicos
Los diagramas de Lewis constituyen una forma
sencilla de representar simbólicamente cómo están               A condiciones ambientales se encuentran en
distribuidos los electrones de la última capa en un             estado sólido.
átomo. Para los elementos representativos (grupos A)            Posee alta temperatura de fusión
se cumple:                                                      Ejemplo: NaCI ; Tf = 801º C
                                                                Son solubles en agua y en otros solventes
                                                                polares mediante el proceso de solvatación
                                                                iónica
                                                                Al estado sólido no conducen la corriente
                                                                eléctrica, pero si son buenos conductores
                                                                cuando están disueltos en agua o cuando están
                                                                fundidos.
                                                                Son duros y frágiles por su estructura
NOTA:                                                           empaquetada y porque sus iones no se pueden
El helio (grupo VIIIA) tiene 2 electrones de valencia,          deslizar cuando son sometidos a presión
por lo que su notación de Lewis es He:                          externa.

REGLA DEL OCTETO                                         II. ENLACE COVALENTE
Se dice cuando se forma un enlace químico los
átomos ganan, pierden o comparten electrones de tal             Es la fuerza de atracción electromagnética que
forma que la capa más externa de cada átomo                     se da generalmente entre átomos no metálicos
contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura          Se produce compartición de uno o más pares
electrónica del gas noble más cercano en el sistema             de electrones
periódico.                                                      Generalmente se cumple: 0 ≤ ∆EN ≤ 1,9

TIPOS DE ENLACES                                                Ejemplo: Molécula de hidrógeno, H2:

I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE


                                                                                                       Página | 1
“Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”




                                                                   C) ENLACE COVALENTE TRIPLE
                                                                      Se comparte tres pares de electrones entre los
                                                                      átomos enlazantes.
 CLASES DE ENLACES COVALENTES                                         Ejemplo: Molécula de nitrógeno, N2

1. SEGÚN LA FORMA DE COMPARTIR
   LOS PARES DE ELECTRONES

 A) ENLACE COVALENTE PURO
    Cada átomo aporta un electrón para la
    formación del enlace.                                        3. SEGÚN LA POLARIDAD DEL ENLACE
    Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr
                                                                    A) ENLACE COVALENTE POLAR(∆EN ≠ 0)
                                                                       Ocurre entre átomos distintos (compartición no
                                                                       equitativa de electrones)
                                                                       Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno,
                                                                                 HCI
 B) ENLACE COVALENTE DATIVO O
    COORDINADO
    Es cuando sólo uno de los átomos aporta los 2
    electrones para la formación del enlace. El
    átomo que aporta electrones se llama dador y
                                                                    B) ENLACE COVALENTE APOLAR(∆EN=0)
    el otro átomo que acepta electrones es llamado
    aceptor.                                                           Ocurre entre átomos iguales (compartición
                                                                       equitativa de electrones)
    Ejemplo: Ión amonio, NH4+1
                                                                       Ejemplo: Molécula de bromo, Br2 .




2. SEGÚN EL NÚMERO DE PARES DE                                   Propiedades de los Compuestos covalentes
   ELECTRONES COMPARTIDOS
                                                                      Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de
 A) ENLACE COVALENTE SIMPLE                                           fusión bajos
    Se comparte de 1 par de electrones entre los                      Los compuestos polares se disuelven en el agua,
    átomos enlazantes.                                                y los compuestos apolares se disuelven en
    Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2                                   solventes apolares
                                                                      No conducen la corriente eléctrica ni el calor


                                                                 TIPOS DE MOLÉCULAS

                                                                 1. MOLÉCULA APOLAR
                                                                    Son aquellas moléculas que presentan una
 B) ENLACE COVALENTE DOBLE                                          estructura simétrica, puesto que sus centros de
    Se comparte de 2 pares de electrones entre los                  cargas positivo y negativo coinciden. Presentan
    átomos enlazantes.                                              un momento dipolar resultante igual a cero (µ≠0)
    Ejemplo: Molécula de oxígeno, O2                                Ejemplo:


                                                                                                            Página | 2
“Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”




    Nota: En las moléculas apolares el átomo central
    no posee electrones libres; si es diatómico debe
    de estar formado por átomos iguales
                                                                   2. ENLACE           PUENTE        DE   HIDRÓGENO
2. MOLÉCULA POLAR                                                     (E.P.H)
   Son aquellas moléculas que presentan una
   estructura asimétrica, puesto que sus centros de                    Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace
   cargas positivo y negativo no coinciden.                            Dipolo – Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente
   Presentan un momento dipolar resultante                             de hidrógeno se forman entre las moléculas
   diferente de cero (µ≠0)                                             polares que contienen “H” unidas a elementos de
   Ejemplo:                                                            alta electronegatividad como F, O y N.




   Nota: En las moléculas polares el átomo central                 3. FUERZAS DE LONDON
   posee electrones libres, y si es diatómico debe
                                                                       Se denominan así en honor al físico-químico Fritz
   estar formado por átomos diferentes.
                                                                       London. También denominadas fuerzas de
                                                                       dispersión; también fuerzas de Van Der Walls.
                                                                       Son fuerzas débiles que permiten la unión de
                                                                       moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo
    FUERZAS INTERMOLECULARES                                           de moléculas se produce debido a la aparición de
                                                                       Dipolos instantáneos e inductivos. La fuerza de
Las fuerzas intermoleculares corresponden a                            Londón explica por qué los gases apolares como
atracciones electrostáticas entre moléculas iguales o                  el O2, N2, H2, etc, pueden licuarse.
diferentes; estos enlaces son más débiles que los
enlaces interatómicos o enlaces covalentes que
existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo
de interacciones se pueden explicar a variación de las
propiedades de los líquidos como el punto de
ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de
vaporación. Se relaciona también con algunas
propiedades de los sólidos como el punto de fusión y
el calor de fusión.
                                                                       Nota: Se pueden establecer el siguiente orden
 TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES                                     respecto a la intensidad de las fuerzan
                                                                       intermoleculares.

1. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D-D)                                       Enlace Puente de Hidrógeno > Enlace Dipolo –
                                                                       Dipolo > Enlace por Fuerzas London
   Es una fuerza de atracción eléctrica
   (electrostática) entre los polos opuestos de
   moléculas polares. En comparación con la fuerza
                                                                          Profesor: Antonio Huamán Navarrete
   de atracción electrostática del enlace iónico es
   más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a                                   Lima, Marzo del 2013
   distancia muy cortas.



                                                                                                                Página | 3

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ENLACE QUÍMICO

  • 1. PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA TEMA: ENLACE QUÍMICO ENLACE QUÍMICO Es la fuerza de atracción electrostática que se da Es la fuerza de unión entre dos átomos de un mismo entre un catión y un anión. elemento o de elementos diferentes que desean Se produce transferencia de electrones. alcanzar una configuración estable. Cuando los Generalmente se da entre un metal (IA, IIA) y átomos se unen se desprende una cantidad de energía un no metal (VIIA, VIIA) de enlace. Generalmente se cumple que la diferencia de Representación gráfica de la formación de un enlace: electronegatividad entre los átomos que forman enlace iónico es elevada (∆EN ≥ 1,9 ) LIBERACIÓN DE ENERGÍA Ejemplo: Cloruro de sodio, NaCl. + A B AB NOTACIÓN DE LEWIS Propiedades de los Compuestos Iónicos Los diagramas de Lewis constituyen una forma sencilla de representar simbólicamente cómo están A condiciones ambientales se encuentran en distribuidos los electrones de la última capa en un estado sólido. átomo. Para los elementos representativos (grupos A) Posee alta temperatura de fusión se cumple: Ejemplo: NaCI ; Tf = 801º C Son solubles en agua y en otros solventes polares mediante el proceso de solvatación iónica Al estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero si son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos. Son duros y frágiles por su estructura NOTA: empaquetada y porque sus iones no se pueden El helio (grupo VIIIA) tiene 2 electrones de valencia, deslizar cuando son sometidos a presión por lo que su notación de Lewis es He: externa. REGLA DEL OCTETO II. ENLACE COVALENTE Se dice cuando se forma un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones de tal Es la fuerza de atracción electromagnética que forma que la capa más externa de cada átomo se da generalmente entre átomos no metálicos contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura Se produce compartición de uno o más pares electrónica del gas noble más cercano en el sistema de electrones periódico. Generalmente se cumple: 0 ≤ ∆EN ≤ 1,9 TIPOS DE ENLACES Ejemplo: Molécula de hidrógeno, H2: I. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE Página | 1
  • 2. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” C) ENLACE COVALENTE TRIPLE Se comparte tres pares de electrones entre los átomos enlazantes. CLASES DE ENLACES COVALENTES Ejemplo: Molécula de nitrógeno, N2 1. SEGÚN LA FORMA DE COMPARTIR LOS PARES DE ELECTRONES A) ENLACE COVALENTE PURO Cada átomo aporta un electrón para la formación del enlace. 3. SEGÚN LA POLARIDAD DEL ENLACE Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr A) ENLACE COVALENTE POLAR(∆EN ≠ 0) Ocurre entre átomos distintos (compartición no equitativa de electrones) Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno, HCI B) ENLACE COVALENTE DATIVO O COORDINADO Es cuando sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones para la formación del enlace. El átomo que aporta electrones se llama dador y B) ENLACE COVALENTE APOLAR(∆EN=0) el otro átomo que acepta electrones es llamado aceptor. Ocurre entre átomos iguales (compartición equitativa de electrones) Ejemplo: Ión amonio, NH4+1 Ejemplo: Molécula de bromo, Br2 . 2. SEGÚN EL NÚMERO DE PARES DE Propiedades de los Compuestos covalentes ELECTRONES COMPARTIDOS Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de A) ENLACE COVALENTE SIMPLE fusión bajos Se comparte de 1 par de electrones entre los Los compuestos polares se disuelven en el agua, átomos enlazantes. y los compuestos apolares se disuelven en Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2 solventes apolares No conducen la corriente eléctrica ni el calor TIPOS DE MOLÉCULAS 1. MOLÉCULA APOLAR Son aquellas moléculas que presentan una B) ENLACE COVALENTE DOBLE estructura simétrica, puesto que sus centros de Se comparte de 2 pares de electrones entre los cargas positivo y negativo coinciden. Presentan átomos enlazantes. un momento dipolar resultante igual a cero (µ≠0) Ejemplo: Molécula de oxígeno, O2 Ejemplo: Página | 2
  • 3. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” Nota: En las moléculas apolares el átomo central no posee electrones libres; si es diatómico debe de estar formado por átomos iguales 2. ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO 2. MOLÉCULA POLAR (E.P.H) Son aquellas moléculas que presentan una estructura asimétrica, puesto que sus centros de Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace cargas positivo y negativo no coinciden. Dipolo – Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente Presentan un momento dipolar resultante de hidrógeno se forman entre las moléculas diferente de cero (µ≠0) polares que contienen “H” unidas a elementos de Ejemplo: alta electronegatividad como F, O y N. Nota: En las moléculas polares el átomo central 3. FUERZAS DE LONDON posee electrones libres, y si es diatómico debe Se denominan así en honor al físico-químico Fritz estar formado por átomos diferentes. London. También denominadas fuerzas de dispersión; también fuerzas de Van Der Walls. Son fuerzas débiles que permiten la unión de moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo FUERZAS INTERMOLECULARES de moléculas se produce debido a la aparición de Dipolos instantáneos e inductivos. La fuerza de Las fuerzas intermoleculares corresponden a Londón explica por qué los gases apolares como atracciones electrostáticas entre moléculas iguales o el O2, N2, H2, etc, pueden licuarse. diferentes; estos enlaces son más débiles que los enlaces interatómicos o enlaces covalentes que existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo de interacciones se pueden explicar a variación de las propiedades de los líquidos como el punto de ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de vaporación. Se relaciona también con algunas propiedades de los sólidos como el punto de fusión y el calor de fusión. Nota: Se pueden establecer el siguiente orden TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES respecto a la intensidad de las fuerzan intermoleculares. 1. FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D-D) Enlace Puente de Hidrógeno > Enlace Dipolo – Dipolo > Enlace por Fuerzas London Es una fuerza de atracción eléctrica (electrostática) entre los polos opuestos de moléculas polares. En comparación con la fuerza Profesor: Antonio Huamán Navarrete de atracción electrostática del enlace iónico es más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a Lima, Marzo del 2013 distancia muy cortas. Página | 3