El documento proporciona una introducción al enlace químico, describiendo los tres tipos principales de enlace (iónico, covalente y metálico) y sus características. Explica que el enlace químico es el resultado de las interacciones eléctricas entre átomos y cómo esto da lugar a diferentes estructuras y propiedades en los compuestos. También presenta conceptos clave como la electronegatividad y las estructuras de Lewis para representar enlaces.

1. EL ENLACE QUÍMICO Andrea Martínez Díaz Mª José Miranda Fernández Matías Vega Gracia

3. Las posibilidades del enlace químico

10. Tipos de enlace IONICO COVALENTE METÁLICO

11. ENLACE QUÍMICO METÁLICO IÓNICO COVALENTE sólidos iónicos sustancias moleculares redes solidas cristalinas sólidos metálicos

15. ÁTOMOS MUY E.N GANAN ELECTRONES ANIONES CATIONES ÁTOMOS MUY E.P PIERDEN ELECTRONES

16. Ejemplo:

20. Ejemplos :

25. Diagrama de energía en la formación de una molécula de H 2

28. Enlace homonuclear X-X (H 2 )

29. Comparativa Covalente-Iónico

36. Momentos dipolares CO 2 BF 3 H 2 O NH 3

42. Estructuras de Lewis Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementos participantes: Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea:

47. Carga formal La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos). C f = X – ( Y + Z /2) X= nº de e- de valencia Y= nº de e- no compartidos Z= nº de e- compartidos En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma molécula: Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable:  El valor de C f sea mas proximo a 0  La C f negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo (I) (II)

48. Ejemplos I) Para C: C f = 4-(0+8/2)= 0 Para O: C f = 6-(4+4/2)= 0 II) Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 Para O: C f = 6-(2+6/2)= +1 Correcta! Otro ejemplo: Para C: C f = 4-(2+6/2)= -1 Para N: C f = 5-(2+6/2)= 0

49. Excepciones a la regla del octeto I) Moléculas con nº de e- impar. NO (5+6=11 e- de valencia) Otros ejemplos: ClO 2 , NO 2 II) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

50. III) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. PCl 5 nº de e- de v  5+7x5= 40 e- Otros ejemplos: ClF 3 , SF 4 , XeF 2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

52. Ejercicio 2. Dibujar las siguientes estructuras de Lewis SiO 4 -4 SO 2 Si: 3s 2 p 2  4e- O: 2s 2 p 4  6e-x4 = 24 + 4 cargas neg. 32 e- 1) 3) e- de v. libres: 32-8= 24 2) 4) S: 3s 2 p 4  6e- O: 2s 2 p 4  6e-x2 = 12 + 4 cargas neg. 18 e- 1) 3) e- de v. libres: 18-4= 14 2) 4)

54. Tipos de fuerzas intermoleculares

65. Fuerzas de Debye o interacciones dipolo-dipolo inducido