Cristian Camilo Garcia Profesor en formación

Presentación del tema: "Cristian Camilo Garcia Profesor en formación"— Transcripción de la presentación:

1 Cristian Camilo Garcia Profesor en formación
El enlace químico Cristian Camilo Garcia Profesor en formación

2 En nuestra cotidianidad encontramos sustancias en las cuales existen fuerzas que las mantienen estables y por ello podemos hacer uso de ellas para nuestro beneficio, claro ejemplo son la sal y el azúcar de la cocina. Dichas sustancias tienen unas interacciones a nivel microscópico que las caracterizan y determinan sus propiedades físicas y químicas; estas interacciones se denominan enlaces, de tipo iónico en la sal y de tipo covalente entre los átomos de carbono e hidrogeno en el azúcar.

3 ¿ a partir de la estructura electrónica es posible determinar las características del tipo de enlace? Retomando el trabajo de Pauli y su principio de exclusión, Heisenberg y relación de la indeterminación de la posición de un electrón, Aufbau y su principio para la ubicación de los electrones en los orbitales de un átomo. Gilbert N. lewis quería representar de manera grafica la unión entre 2 o mas átomos por medio de los electrones de valencia, que son los que interactúan en el enlace químico. De esta manera poder explicar la naturaleza del enlace y clasificarlos como IONICO, COVALENTE O METALICOS.

4 Símbolos de lewis y la regla del octeto
Es una representación simplificada de los enlaces de una molécula, utilizando un punto por cada electrón que forman el enlace de la molécula.

5 REGLA DEL OCTETO En general los elementos representativos adquieren configuraciones electrónicas de gases nobles. Los átomos se unen compartiendo, ganando o perdiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 (a excepción de el helio)

6 TIPOS DE ENLACES Covalente Iónico Metalico
polar No todas las sustancias químicas poseen las características de los materiales iónicos. Por ello es necesario un modelo diferente para el enlace entre los átomos donde hay una compartición de pares electrónicos. apolar Iónico gran diferencia de electronegatividades entre átomos, lo que genera atracciones entre iones con diferente carga. Metalico

7 TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE
Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

8 RESONANCIA No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicar las propiedades de una molécula o ion. Existen moléculas que pueden tener varias estructuras equivalentes sin que se pueda dar preferencia a una sobre las demás

9 Formas resonantes No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo. Las estructuras son equivalentes. Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos. Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.

10 Como dibujar estructuras de Lewis
1. sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso de un anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva. 2. escriba los símbolos de los átomos para indicar cuales átomos esta unidos entre si, y conéctelos con un enlace sencillo. 3. complete los octetos de los átomos unidos al átomo central. 4. coloque los electrones que sobre en el átomo central. Incluso si ello da lugar a mas de un octeto. 5. si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples.

11 Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto: Moléculas con nº de e- impar. NO (5+6=11 e- de valencia) Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto. BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

12 c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.
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. XeF4 PCl5 nº de e- de v  5+7x5= 40 e- nº de e- de v  8+7x4= 36 e- Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

13 Excepciones a la teoría de Lewis
Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).

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15 OCTETO INCOMPLETO El boro el berilio y otros elementos forman compuestos sin que se cumpla la regla del octeto. El boro tiene 6 electrones en su última capa en lugar de 8 cuando forma enlaces covalentes. F B

16 OCTETO AMPLIADO La regla del octeto se basa en que el último nivel es s2p6 pero a partir del tercer nivel existen otros orbitales d , f al que pueden promocionar electrones. Se obtiene estructuras que aunque no tienen configuración de gas noble, también son estables P Cl

17 REGLA DEL DUETO Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto. La regla del dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.

18 Enlace covalente dativo o coordinado