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Química
               2012




     Clase Nº 5
    Enlace químico

Profesor: Antonio Huamán
                      1
CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
 Los enlaces químicos, son las fuerzas que
  mantienen unidos a los átomos.

 Cuando los átomos se enlazan entre si, pierden,
  ganan o comparten electrones. Son los electrones
  de valencia quienes determinan de que forma se
  unirá un átomo con otro y las características del
  enlace.

 Los átomos se unen con la finalidad de lograr un
  sistema (estructura) más estable debido a que
  logran adquirir un estado de menor energía.
Ejemplo: Formación del HCl
Observación:
 En la formación del enlace, se libera energía
  (proceso exotérmico)

    H(g) + Cl(g)     HCl(g) + 431,9 kJ/mol

 En la disociación del enlace, se absorbera energía
  (proceso endotérmico)

    HCl(g) + 431,9 kJ/mol      H(g) + Cl(g)

En ambos casos la cantidad de energía es la misma , y
se denomina energía de enlace.
FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE ENLACE

 ENERGÍA DE ENLACE: Es la energía que se libera o
  se absorbe durante la formación o disociación de un
  enlace químico.

 ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): Se define como la
  tendencia general de los núcleos de los átomos para
  atraer electrones hacia si mismo cuando forma un
  enlace químico. La escala de electronegatividad más
  conocida es la de Pauling la cuál se asigna al flúor el
  valor de 4,0.

  Metales           baja E.N
  No metales        alta E.N
ELECTRONEGATIVIDAD DE ALGUNOS ELEMENTOS
 ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones
  que se encuentran ubicados en el último nivel de
  energía de los elementos representativos, estos
  participan en forma activa en la formación de
  enlaces.

 Ejemplo:

  11Na :


   35Br:


   52Te:
 NOTACIÓN DE LEWIS: Es la
  representación convencional de los
  electrones de valencia (electrones
  que intervienen en los enlaces
  químicos), mediante el uso de
  puntos o aspas que se colocan
  alrededor del símbolo del elemento.

 Ejemplo:                               Gilbert Newton Lewis

    8O :


    17Cl:


    33As:
NOTACIÓN LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS




                       Inestables          Estables
 REGLA DEL OCTETO: Kossel y Lewis
  establecen que los átomos adquieren
  estabilidad química al completar 8
  electrones en su nivel más externo
  (configuración electrónica semejante
  a la de un gas noble), para lo cuál el
  átomo gana , pierde o comparte
  electrones durante la formación del        Walther Kossel
  enlace químico.

  Ejemplo:                               Excepciones:

                                   H2
   CO2

                                  BeH2
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS



         ENLACE QUÍMICO    IÓNICO

                          COVALENTE

                          METÁLICO
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
    Son interacciones de naturaleza eléctrica muy
    intensa que se da entre un catión y un anión.

 Se caracteriza por la transferencia de electrones
 desde el metal (pierde electrones) hacia el no metal
 (gana electrones).

 Generalmente se da entre un elemento metálico (IA
 y IIA) y un elemento no metálico (VIA y VIIA).

 Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N > 1,9

 No forman moléculas verdaderas, existe como un
 agregado de aniones y cationes.
Ejemplo: Formación del LiF
                                .
3Li   : 1s22s1
                               .
                              ..F..
                               Li
                                       transfiere un electrón

9F   : 1s22s22p5                 .

                                         catión
         metal          no metal                       anión
       (ΔE.N = 1,0)     (ΔE.N = 4,0)
                                           enlace iónico
                 ΔE.N = 3,0


Otros ejemplos: NaCl , CaO, K2O, NaHCO3, NH4OH, etc
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
 A condiciones ambientales son sólidos cristalinos
  con una estructura definida.
 Poseen alta temperatura de fusión (generalmente
  mayores a 400 C).
 Son solubles en solventes polares, como el agua
 En estado sólido no conducen corriente eléctrica,
  pero si lo hacen cuando están fundidos o disueltos en
  agua.
 Son sólidos duros y quebradizos.




     NaCl                  CaO            NaHCO3
ENLACE COVALENTE
 Son interacciones de naturaleza electromagnética
 Se caracteriza por la compartición de electrones de
  valencia
 Generalmente se da entre elementos no metálicos
 Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N < 1,9
Ejemplo: Formación del F2



  no metal no metal
  (ΔE.N = 4,0) (ΔE.N = 4,0)   compartición de electrones
            ΔE.N = 0            ( enlace covalente)
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES

 1. ENLACE COVALENTE SIMPLE
  Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
  enlazados se comparte un par de electrones.
  Ejemplo: Formación del CH4



                                              4 E.C.
                    <>                      SIMPLES
2. ENLACE COVALENTE MULTIPLE
   Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos
   enlazados se comparte 2 o más pares de
   electrones, estos pueden ser: doble y triple

    a) Enlace doble: Compartición de dos pares
       de electrones
       Ejemplo: Formación del O2


                                          <>

    b) Enlace triple: Compartición de tres pares
       de electrones
Ejemplo: Formación del N2


                                  <>

3. ENLACE COVALENTE NORMAL
 Este tipo de enlace se da cuando cada átomo
 aporta igual cantidad de electrones en la
 formación del enlace.
 Ejemplo: Formación del CO2
4. ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)

 Este tipo de enlace se da cuando uno de los
 átomos aporta el par de electrones enlazantes.

 Ejemplo: Formación del NH4+1
                                                  +1
5. ENLACE COVALENTE POLAR
 Es cuando los electrones enlazantes no son
 compartidos en forma equitativa por los átomos,
 de este modo lo átomos adquieren cargas parciales
 de signo opuesto.
 En forma práctica: ΔE.N ≠ O
 Ejemplo: Formación del HCl




   (ΔE.N = 2,1)   (ΔE.N = 3,0)
                                  compartición desigual
          ΔE.N = 0,9             (enlace covalente polar)

  Otros ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF, etc.
6. ENLACE COVALENTE APOLAR
 Es cuando los electrones enlazantes son
 compartidos en forma equitativa por los átomos.
 En forma práctica: ΔE.N = O
 Ejemplo: Formación del H2


 (ΔE.N = 2,1)   (ΔE.N = 2,1)
        ΔE.N = O               compartición equitativa
                               (enlace covalente apolar)

 Otros ejemplos: N2 , O2, Cl2, PH3 , etc.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
 A condiciones ambientales pueden ser sólidos,
  líquidos o gases.
 Generalmente tienen bajo punto de fusión y
  ebullición.
 Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.
 Mayormente sus soluciones no son conductores de la
  electricidad.
 Constituyen moléculas que son agregados de un
  número definido de átomos iguales o diferentes.
 La mayoría son insolubles en disolvente polares
  como el agua.
 La mayoría son solubles en solventes no polares tal
  como el tetracloruro de carbono (CCl4) y el hexano
  (C6H14)
ENLACE METÁLICO
Para explicar las propiedades características de los metales
(su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y
maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace
metálico conocido como modelo de la nube o del mar de
electrones: Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos
átomos pierden fácilmente esos electrones (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 de
valencia desprendidos de los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De
este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal
queda unido mediante la nube de electrones con carga
negativa que los envuelve.
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ENLACE QUÍMICO

  • 1. Química 2012 Clase Nº 5 Enlace químico Profesor: Antonio Huamán 1
  • 2. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO  Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.  Cuando los átomos se enlazan entre si, pierden, ganan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.  Los átomos se unen con la finalidad de lograr un sistema (estructura) más estable debido a que logran adquirir un estado de menor energía.
  • 4. Observación:  En la formación del enlace, se libera energía (proceso exotérmico) H(g) + Cl(g) HCl(g) + 431,9 kJ/mol  En la disociación del enlace, se absorbera energía (proceso endotérmico) HCl(g) + 431,9 kJ/mol H(g) + Cl(g) En ambos casos la cantidad de energía es la misma , y se denomina energía de enlace.
  • 5. FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE ENLACE  ENERGÍA DE ENLACE: Es la energía que se libera o se absorbe durante la formación o disociación de un enlace químico.  ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): Se define como la tendencia general de los núcleos de los átomos para atraer electrones hacia si mismo cuando forma un enlace químico. La escala de electronegatividad más conocida es la de Pauling la cuál se asigna al flúor el valor de 4,0. Metales baja E.N No metales alta E.N
  • 7.  ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones que se encuentran ubicados en el último nivel de energía de los elementos representativos, estos participan en forma activa en la formación de enlaces. Ejemplo: 11Na :  35Br:  52Te:
  • 8.  NOTACIÓN DE LEWIS: Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento. Ejemplo: Gilbert Newton Lewis  8O :  17Cl:  33As:
  • 9. NOTACIÓN LEWIS PARA LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Inestables Estables
  • 10.  REGLA DEL OCTETO: Kossel y Lewis establecen que los átomos adquieren estabilidad química al completar 8 electrones en su nivel más externo (configuración electrónica semejante a la de un gas noble), para lo cuál el átomo gana , pierde o comparte electrones durante la formación del Walther Kossel enlace químico. Ejemplo: Excepciones: H2 CO2 BeH2
  • 11. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS ENLACE QUÍMICO IÓNICO COVALENTE METÁLICO
  • 12. ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE  Son interacciones de naturaleza eléctrica muy intensa que se da entre un catión y un anión.  Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el metal (pierde electrones) hacia el no metal (gana electrones).  Generalmente se da entre un elemento metálico (IA y IIA) y un elemento no metálico (VIA y VIIA).  Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N > 1,9  No forman moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones y cationes.
  • 13. Ejemplo: Formación del LiF . 3Li : 1s22s1 . ..F.. Li transfiere un electrón 9F : 1s22s22p5 . catión metal no metal anión (ΔE.N = 1,0) (ΔE.N = 4,0) enlace iónico ΔE.N = 3,0 Otros ejemplos: NaCl , CaO, K2O, NaHCO3, NH4OH, etc
  • 14. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS  A condiciones ambientales son sólidos cristalinos con una estructura definida.  Poseen alta temperatura de fusión (generalmente mayores a 400 C).  Son solubles en solventes polares, como el agua  En estado sólido no conducen corriente eléctrica, pero si lo hacen cuando están fundidos o disueltos en agua.  Son sólidos duros y quebradizos. NaCl CaO NaHCO3
  • 15. ENLACE COVALENTE  Son interacciones de naturaleza electromagnética  Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia  Generalmente se da entre elementos no metálicos  Para compuestos binarios se cumple: ΔE.N < 1,9 Ejemplo: Formación del F2 no metal no metal (ΔE.N = 4,0) (ΔE.N = 4,0) compartición de electrones ΔE.N = 0 ( enlace covalente)
  • 16. CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES 1. ENLACE COVALENTE SIMPLE Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos enlazados se comparte un par de electrones. Ejemplo: Formación del CH4 4 E.C. <> SIMPLES
  • 17. 2. ENLACE COVALENTE MULTIPLE Este tipo de enlace se da cuando entre los átomos enlazados se comparte 2 o más pares de electrones, estos pueden ser: doble y triple a) Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones Ejemplo: Formación del O2 <> b) Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones
  • 18. Ejemplo: Formación del N2 <> 3. ENLACE COVALENTE NORMAL Este tipo de enlace se da cuando cada átomo aporta igual cantidad de electrones en la formación del enlace. Ejemplo: Formación del CO2
  • 19. 4. ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO) Este tipo de enlace se da cuando uno de los átomos aporta el par de electrones enlazantes. Ejemplo: Formación del NH4+1 +1
  • 20. 5. ENLACE COVALENTE POLAR Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, de este modo lo átomos adquieren cargas parciales de signo opuesto. En forma práctica: ΔE.N ≠ O Ejemplo: Formación del HCl (ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 3,0) compartición desigual ΔE.N = 0,9 (enlace covalente polar) Otros ejemplos: H2O, NH3, HCl, CH4, HF, etc.
  • 21. 6. ENLACE COVALENTE APOLAR Es cuando los electrones enlazantes son compartidos en forma equitativa por los átomos. En forma práctica: ΔE.N = O Ejemplo: Formación del H2 (ΔE.N = 2,1) (ΔE.N = 2,1) ΔE.N = O compartición equitativa (enlace covalente apolar) Otros ejemplos: N2 , O2, Cl2, PH3 , etc.
  • 22. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES  A condiciones ambientales pueden ser sólidos, líquidos o gases.  Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición.  Son muchos más compuestos covalentes que iónicos.  Mayormente sus soluciones no son conductores de la electricidad.  Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes.  La mayoría son insolubles en disolvente polares como el agua.  La mayoría son solubles en solventes no polares tal como el tetracloruro de carbono (CCl4) y el hexano (C6H14)
  • 23. ENLACE METÁLICO Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (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 de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.