SEMANA 2 UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS QUÍMICA 2016

Semana 2 UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS Definición de electronegatividad. Ejercicio sobre su variación en los grupos y periodos y diferencias de electronegatividad en compuestos binarios. Regla del Octeto. Estructura de Lewis (iones y elementos) Clasificación de enlaces: Enlace iónico Enlace covalente: Polar y No polar Simple, doble, triple y coordinado Comparación de propiedades físicas de compuestos iónicos y covalentes.   Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente. Laboratorio: Equipo básico de laboratorio de química.

ENLACE QUÍMICO ES LA UNIÓN DE DOS O MÁS ÁTOMOS PARA FORMAR COMPUESTOS. Tipos de Enlaces: Iónico y Covalente Los átomos libres son poco estables. Por esto tienden a formar enlaces con otros átomos, formando compuestos y así ganar estabilidad. Cumplen la REGLA DEL OCTETO.

REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden llenar con 8 electrones su último nivel para que su configuración electrónica se parezca a la del gas nobles mas cercano en la tabla periódica. Los gases nobles se encuentran en la columna VIII A, son estables porque tiene 8 electrones de valencia (octeto) en su último nivel. No tienen que formar compuestos para llegar a ser estables.

OCTETOS DE LOS GASES NOBLES

Para cumplir la regla del octeto, los átomo que se enlazan deben: ganar o perder electrones (enlace iónico) ó compartir electrones (enlace covalente). Esto dependerá de la ELECTRONEGATIVIDAD.

Chapter 5, Table 5.2

ELECTRONEGATIVIDAD Es la medida de la capacidad que tiene un átomo para atraer los electrones de enlace. El átomo menos electronegativo es el Francio y el más electronegativo el Flúor. En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha en los períodos y disminuye de arriba hacia abajo en las columnas .

Figure 5.5 The electronegativities of the representative elements in Group 1A (1) to Group 7A (17), which indicate the ability of atoms to attract shared electrons, increase across a period and decrease going down a group.

Figure 5.2 On the periodic table, positive ions are produced from metals and negative ions are produced from nonmetals.

TABLA PARA CLASIFICAR LOS ENLACES SEGÚN LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

TIPOS DE ENLACES Según la diferencia de electronegatividad de los átomos del enlace se clasifican en: Enlace iónico y Enlace covalente ENLACE COVALENTE PURO: Diferencia de 0 ENLACE COVALENTE APOLAR: de 0 a 0.4 ENLACE COVALENTE POLAR: de mayor de 0.4 a menor de 1.8 ENLACE IÓNICO: De 1.8 en adelante

ENLACE IÓNICO Diferencia de electronegatividad 1.8 o más. Hay transferencia de electrones. Se forman iones + (catión) y iones - (anión). Las cargas eléctricas opuestas se atraen y forman el enlace. Generalmente se forma entre Metal y Nometal. Forma COMPUESTOS IÓNICOS.

Chapter 5, Unnumbered Figure 1, Page 165

Chapter 5, Unnumbered Figure 2, Page 165

ENLACE COVALENTE Diferencia de electronegatividad: 0 a menor de 1.8. Se comparten electrones. Generalmente se forma entre dos Nometales ó Hidrógeno con Nometal. Se forman MOLÉCULAS. Forma COMPUESTOS COVALENTES.

Forma las moléculas covalentes polares y apolares

Ejercicio: El Mg forma enlace iónico cuando se une a ¿cuál de estos átomos? O, S, As

Clasificación de ENLACE COVALENTE COVALENTE PURO: Diferencia de 0 COVALENTE APOLAR: de 0 a 0.4 COVALENTE POLAR: de mayor de 0.4 a menor de 1.8 COVALENTE SIMPLE COVALENTE DOBLE COVALENTE TRIPLE COVALENTE DATIVO o COORDINADO

ESTRUCTURAS DE LEWIS Diagrama utilizado para representa los electrones de valencia de los átomos. Se escribe el símbolo del átomo con sus electrones de valencia con figuras. Permite representar el tipo de enlace covalente que formarán los átomos en los compuestos.

Ejemplos de Estructuras de Lewis para algunos elementos representativos

TIPOS DE ENLACES COVALENTES según los pares de e- compartido COVALENTE SIMPLE: COVALENTE DOBLE: Se comparte un par de electrones (uno de cada átomo) Ej: H-Cl Se comparten dos pares de electrones. Ej: CO2

COVALENTE TRIPLE: Se comparten tres pares de electrones. Ej: N2 COVALENTE DATIVO O COORDINADO: El par de electrones del enlace los aporta un solo átomo. Ej: SO3

COMPARACIÓN DE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES

FIN