1. UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA EXPERIMENTAL LIBERTADOR
INSTITUTO PEDAGÓGICO LUÍS BELTRÁN PRIETO FIGUEROA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES
PROGRAMA DE QUÍMICA
Profa. Raiza Aldana
Fundamentos de Química
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2. Objetivos de la Unidad
Interpretar la concepción del enlace químico al aplicar
la teoría de Lewis y las teorías del enlace covalente.
Unidad Temática del Programa de Curso:
Unidad V. ENLACE QUÍMICO
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3. Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están
formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas (interacciones electrónicas) que
mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces
químicos.
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4. “Unión entre dos átomos que los mantiene juntos” Dr. Alonso M. El Enlace Covalente
en los compuestos del carbono: conceptos básicos. ULA, Mérida.
“Fuerza que mantiene unidos a dos átomos” Bifano, C et al. Enlace Químico,
editorial Miro, UCV. Caracas.
Fuerzas atractivas que
mantienen unidos a dos átomos,
se originan por la interacción
electrónica
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5. Visión General
Los electrones, especialmente los que están en la capa más externa o de valencia,
juegan un papel fundamental en el enlace químico.
Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren
una configuración electrónica especialmente estable. Generalmente se trata de la
configuración de un gas noble con ocho electrones en su nivel mas externo, lo que
constituye un octeto.
En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones
positivos y negativos que se atraen entre sí, mediante fuerzas electrostáticas
denominadas enlaces iónicos.
En otros casos se comparten entre los átomos uno o más electrones; esta compartición
de electrones se denomina enlace covalente. 5
6. Algunas informaciones previas:
Distribución Electrónica de los elementos.
Ley de Coulomb.
Propiedades Periódicas de los Elementos
Regla del octeto
Algunas Características de los Compuestos Iónicos:
Presentan elevados puntos de ebullición.
Generalmente dan a lugar a estructuras cristalinas.
En soluciones acuosas conducen la electricidad
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8. Algunas Características de los Compuestos Covalentes:
Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente.
En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
Suelen ser blandas y elásticas.
La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad similar.
En general, son malos conductores de la electricidad.
Éste tipo de enlace se basa en la compartición de
electrones
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10. H O H
Enlace covalente
sencillo
Enlace covalente
Doble
C OO OC
Enlace covalente
Triple
Enlace Covalente Normal
Enlace Covalente Coordinado
Las flechas en rojo nos
indican los enlaces dativos en
dichos compuestos
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11. Paso 1: Determine el total de electrones de Valencia de la estructura
Paso 2: Identifique el o los átomos centrales.
Paso 3: Escriba un esqueleto estructural adecuado y una los átomos del esqueleto
mediante enlaces covalentes simples ( un sólo trazo)
Paso 4: Por cada enlace del esqueleto reste dos electrones del número total de electrones
de valencia.
Paso 5: Con los electrones de valencia complete primero los octetos de los átomos
terminales y después complete, en la medida de lo posible, los octetos del átomo o átomos
centrales. Si los electrones de valencia existentes son justo los necesarios para completar los
octetos de todos los átomos, la estructura obtenida es satisfactoria.
Paso 6: Si completada la etapa 5, falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplace
electrones de pares solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes
múltiples con los átomos centrales.
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14. Las cargas formales son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una
estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número de
electrones al enlace covalente que los une.
A continuación se dan las reglas generales que ayudan a determinar si una
estructura de Lewis es aceptable en base a sus cargas formales:
• La suma de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis debe ser
igual a cero en una molécula neutra e igual a la carga para un Ion poliatómico
• De ser necesarias cargas formales, éstas deben ser lo menos posibles
• Las cargas negativas suelen aparecer en los átomos más electronegativos y las
cargas positivas en los átomos menos electronegativos.
• Las estructuras con cargas formales adyacentes son poco probables.
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15. Número Impar de Electrones de Valencia
N.E.V: N= 5e-
x 1= 5 e-
O= 6e- x 2=12 e-
17 e-
Átomo central con siete electrones,
un electrón solitario
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16. Menos de un Octeto
N.E.V: B= 3e-
x 1= 3 e-
F= 7e- x 3=21 e-
24 e-
Átomo central con seis electrones,
octeto incompleto.
Estructura satisfactoria
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17. Más de un Octeto (Octeto expandido)
N.E.V: As= 5e-
x 1= 5 e-
F= 7e- x 5=35e-
40 e-
Átomo central con cinco enlaces, que
equivalen a 10 electrones
octeto expandido.
Estructura satisfactoria
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18. Longitud de Enlace
La longitud de enlace se define como la distancia de equilibrio entre los
núcleos de átomos que se enlazan y dependen en gran medida de la
naturaleza de los átomos involucrados. Al aumentar el número de
enlaces entre dos átomo. Se vuelve más corto y más fuerte.
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19. Fuerza de los enlaces covalentes
Cualitativamente la fuerza de un enlace está determinada por la energía
necesaria para romper esa unión.
A mayor entalpía de enlace más fuerte es el enlace
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20. Los pares de electrones se repelen unos a otros, tanto si están en enlaces químicos
(enlazantes) como sino están compartidos (solitarios). se disponen alrededor de un átomo
(central) con orientaciones que minimicen las repulsiones.
Geometría electrónica
Se refiere a la distribución
geométrica de los grupos de
electrones
Geometría molecular
Se refiere a la distribución
geométrica de los núcleos
atómicos
Ángulo de enlace
Ángulo formados por
las líneas que unen los
núcleos de los átomos
de una molécula
Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
Polaridad
Se refiere al grado en que se
comparten los electrones en un
enlace. Para una molécula de
más de dos átomo depende de la
geometría molecular.
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21. Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
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22. Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
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23. Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
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24. Molécula de Dióxido de Carbono:
Simétrica y Apolar
Molécula de Agua:
Asimétrica y Polar
Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
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25. Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV)
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26. Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por
solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los
electrones con espines contrarios de orbitales semiocupados formando un espacio
común entre los núcleos donde se da el enlace covalente (región de traslape).
Orbital px
Orbital s
Región de Traslape
Teoría del Enlace Valencia (TEV)
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27. Hibridación: Es un proceso matemático que permite la sustitución de orbitales puros (s, p, d, f)
por orbitales redefinidos (híbridos) permitiendo explicar cómo ocurre el enlace entre los
átomos.
Para el Be=
1s2
2s2
2s
2p
Teoría del Enlace Valencia (TEV)
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