Uniones y ENLACE QUÍMICO SEMANA 2 - 2017 Licda: Isabel Fratti de Del Cid Diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda. Lilian Guzmán 2017

ENLACE QUÍMICO Son las atracciones, fuerzas, uniones e interacciones, que mantienen unidas a las partículas (átomos , iones ó moléculas)en la materia. Estas partículas al unirse, tienden a formar estructuras más estables. El enlace químico puede ser: Covalente Iónico Se da entre átomos y Metálico Iones Intermolecular :se da entre moléculas

REGLA DEL OCTETO Se aplica a la unión entre átomos, ya sea que generen moléculas ó iones: Cuando dos o más átomos se combinan para formar compuestos tienden a ganar, perder ó compartir electrones, en número suficiente para llegar a tener capas externas con 8 electrones ( octeto) similares a las de los gases nobles ó inertes.

Note que en la tabla periódica los gases nobles(VIIIA) sus configuraciones terminan en xs2 xp6 ( 8 e- es decir un octeto). Ejemplo: Ne = 1s2 2s2 2p6 ( 8 e- en su último nivel) Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( 8e- en su último nivel)

Electronegatividad Capacidad relativa de un átomo para atraer los electrones de otro ú otros átomos al formar un enlace. Esta posee un valor numérico dado en la tabla periódica. Los valores numéricos , presentan las siguientes tendencias: En un período aumenta de izquierda a derecha.  En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.  Con esto concluimos que los elementos : más electronegativos se hallan en la parte superior derecha de la tabla periódica ej: los no metales F y O ( se excluyen de ésta regla a los gases nobles) Los menos electronegativos en la parte inferior izquierda (los metales Cs y Fr).

Tendencias del valor de la electronegatividad en la tabla periódica.

Criterio usando la electronegatividad para definir si un enlace es iónico ó covalente. A-Reste le electronegatividad mayor de la menor, sin importar el orden en que los átomos aparecen en la fórmula del compuesto. B- No debe multiplicar la electronegatividad por el número de veces que aparece el elemento en el compuesto. Solo se toma en cuenta una vez. Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace 0.0 a 0.4 Covalente no polar ( apolar) >0.4 y < 1.8 Covalente polar 1.8 en adelante Iónico.

EJEMPLO DE ENLACES Y SU RANGO DE DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD ENLACE IONICO Se transfieren electrones ENLACE COVALENTE NO POLAR Los electrones se comparten por igual ENLACE COVALENTE POLAR Los electrones se comparten de modo desigual CARÁCTER IONICO CRECIENTE DIFERENCIA EN ELECTRONEGATI-VIDAD 1.8 3.3

Ejercicios usando diferencia de electronegatividad para predecir enlaces: 1- Con cual(es) de los siguientes átomos ( O, S, As, Cl) el Mg, formará un enlace iónico? ____ Un enlace covalente polar?_________ 2- Complete el siguiente cuadro Compuesto Coloque los valores de la ectronegatividad de C/ átomo participante en el compuesto Diferencia de electronega tividad Enlace Iónico, covalente polar ó no polar. / Se comparten electrones en forma igual o desigual.? Se transfieren electrones.? BaF2 Ba = 0.89 F= 3.98 3.98 - 0.98 3.09 IONICO / Se transfieren electrones Bario pierde e- F: gana e- PCl5 P________Cl _________ SiH4 Si_________ H________ Al2O3 Al_________ O_________ NH3 N_________ H__________ Br 2 Br________ Br_________

Enlace iónico Al unirse átomos muy electronegativos con átomos de poca electronegatividad ; el más electronegativo «gana» electrones y se convierte en un ión con carga negativa ( anión) y el menos electronegativo «pierde» electrones y se convierte en un ión con carga positiva ( catión). Recordar que esto sucede generalmente si la diferencia de electronegatividad es de 1.8 en adelante. Hay transferencia de electrones ( uno gana otro pierde). Lo que mantiene unidos a cationes (+) y aniones (-) es la fuerza de atracción electrostática entre cargas opuestas. ( Ley de Coulomb : cargas opuestas se atraen)

Perdida y ganancia de electrones Esquema de la formación de un enlace iónico entre un metal (M) y un no metal ( Nm) Perdida y ganancia de electrones Note: aquí pierde electrones el metal se convierte en catión (M+), y el no metal gana e- y se convierte en anión ( Nm- ) . En el no metal, se observa la formación del octeto. El metal también alcanza el octeto, pero queda interno, por eso no se representa en éste tipo de fórmulas.. ENLACE IONICO

Ejemplo de ENLACE IONICO a) Ca + F2  Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - ) 20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2 20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6 ( pierde 2e-) 9 F = 1s2 2s2 2p5 9F - = 1s22s22p6 ( ganó 1 e-) La formación de éstos iones también puede predecirse por la diferencia de electronegatividad: Ca=1.0 y F=3.98, diferencia 2.98, por lo tanto es iónico el Ca, pierde 2 electrones por ser menos electronegativo y el F, gana electrones por ser mas electronegativo. Se requieren 2 F- ya que el Ca +2 perdió 2 e - y cada Flúor necesita solo 1 e- para completar octeto su fórmula queda: CaF2

Ejemplo como se forma un enlace iónico . . .Na + .Cl :  Na+ + : Cl : - . . . . . .  t

ENLACE COVALENTE Si los átomos poseen electronegatividades similares, éstos no ganan ni pierden electrones entonces se comparten los e- del enlace á esto se le conoce como enlace covalente. Por eso no se generan iones ( partículas con carga) Para efectos prácticos se considera que un enlace covalente se forma cuando la diferencia de electronegatividades es< de 1.8 Estos enlaces se representan con líneas H-H ó puntos H:H

Tipos de enlace covalente I-De acuerdo al numero de parejas de electrones que comparten: A-Covalente simple se comparte una pareja de electrones. Cada átomo pone un electrón. B-Covalente doble: se comparten dos parejas de electrones. Cada átomo pone dos electrones. C-Covalente triple: se comparten tres parejas de electrones. C / átomo pone tres electrones. D-Covalente coordinado ó dativo: Se comparte una pareja de electrones, pero éstos provienen de uno solo de los átomos.

Cont. Tipos de enlace covalente II- De acuerdo a diferencia de electronegatividad: A- Covalente no polar( apolar) : Diferencia de 0.0-0.4. B-Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8. Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple, coordinado puede a la vez ser No polar ó polar.

Enlaces Covalentes simple Un Enlace covalente simple es cuando se comparte un par de electrones, donde cada átomo aporta un electrón. El enlace simple se puede representar con dos puntos ó con un guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo: Note el octeto completo en el Cloro. H-Cl

Esquema general que representa la formación de un enlace covalente entre dos No metales Note: no se forman iones, se comparten los electrones. En éste caso, se comparte un par de e-los dos átomos, forman un enlace simple entre ellos. Ambos átomos forman octeto ( 8e- alrededor de c/ átomo.)

Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples Se da cuando entre ellos forman enlaces: A-Dobles CH2=CH2  C/átomo pone un par de e- : Se com- parten dos parejas de e- ( 4 e-) Note los octetos completos en cada átomo Carbono. B- Triples NN  Se comparten 3 parejas de e- c/ átomo pone 3 e- ( 6 e-), note los octetos completos en los átomos de Nitrógeno.

Enlace Covalente coordinado: También llamado DATIVO. Los átomos comparten un par de electrones, pero estos han sido aportados por un solo átomo. Ejemplo :SO3 presenta 1 enlace doble y 2 coordinados ó dativos. En éste caso el Azufre ( S) es el que pone las parejas de electrones.

Enlace covalente polar Los electrones se comparten de manera desigual entre átomos, ya que poseen diferente electronegatividad, pero no hay suficiente diferencia para forman enlaces iónicos. Los enlaces covalentes polares pueden ser: simples, coordinados, dobles ó triples. Para efectos prácticos son polares si la diferencia de electronegatividad Oscila de (>0.4 y < 1,8). Ejemplo: HCl ; SO2 CO2

Diagrama de como se forma y representa un enlace covalente polar. Se comparten electrones de forma desigual, generando moléculas polares o «dipolos» los e- están más cerca del átomo más electronegativo, Pero no se han transferido a ese átomo, por eso esa región esta parcialmente negativa y se representa con el símbolo - Quedando el átomo menos electronegativo, parcialmente positivo :  +.. Estas moléculas se atraen entre ellas. El extremo + con el, extremo  -. Forman Moléculas polares conocidas como «dipolos»

Enlace covalente no polar (apolar) Se dan cuando los pares de electrones se comparten de manera equitativa ó muy pareja. Se da en todas las moléculas diatómicas. Para efectos prácticos es no polar si la diferencia de electronegatividad está en el rango : (0.0 a 0.4) Ejemplo : Cl2 , SiH4 , SbH3

Enlace covalente puro Enlace covalente “puro”, También es un enlace No polar donde la diferencia de electronegatividad es 0.0 debido a que el enlace se da entre átomos idénticos: Ejemplo todos los elementos diatómicos: N2, O2, F2, H2 , Cl2 , I2 , Br2

H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar Los enlaces covalentes simples, dobles ó triples, a su vez pueden ser polares ó NO polares. H2 * y SiH4 : Covalente simple NO polar HCl ; NH3 : Covalente simple polar. O2 * : Covalente doble NO polar ( en éste caso covalente «puro» SO2: Posee un covalente doble polar y un coordinado polar. N2 *: covalente triple NO polar. * : en éstos casos los enlaces covalente apolares también son conocidos como covalentes puros, debido a que la diferencia de electronegatividad es 0.0, pues son átomos idénticos

PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES Propiedad ó característica Compuestos iónicos Compuestos covalentes Tipo de partícula Iones ( cationes y aniones ) Moléculas Estado físico Sólidos Gases, líquidos y sólidos Solubilidad en agua Alta Baja (covalente no polar) Mayor ( covalente polar) Solubilidad en solventes no polares Muy baja Alta (Covalente no polar), Muy baja (covalente polar) Conductividad eléctrica Alta ( fundidos ó en solución) Muy baja ó no existente

ESTRUCTURAS DE LEWIS de átomos Es la representación de un elemento y sus electrones de valencia. El símbolo de cada elemento se utiliza para representar el núcleo y todos los electrones internos. Los electrones de valencia ( los que se hallan en el último nivel de energía) se representan como puntos alrededor del símbolo. Ejemplos: º Al º  Cl  Na ∧ .. º .

Estructura electrónica del ultimo nivel termina en Los electrones de valencia para los elementos representativos corresponden al número de grupo GRUPO Estructura electrónica del ultimo nivel termina en Estructura de Lewis IA S1 Tiene 1 electrón de valencia, entonces se dibuja 1 punto IIA S2 Tienen 2 electrones de valencia, entonces se dibuja 2 puntos IIIA S2P1 Tienen 3 electrones de valencia , entonces se dibujan 3 puntos IVA S2 P2 Tienen 4 electrones de valencia , entonces se dibujan 4 puntos . H . . Mg . . . B . . . Si .

Estructura electrónica del ultimo nivel termina en GRUPO Estructura electrónica del ultimo nivel termina en NúmerNúde Estructura de Lewis V A S2 p3 Tienen 5 electrones de valencia, entonces se dibujan 5 puntos VI A S2 p4 Tienen 6 electrones de valencia, entonces se dibujan 6 puntos VII A S2 p5 Tienen 7 electrones de valencia, entonces se dibujan 7 puntos VIII A S2 p6 Tienen 8 electrones de valencia, entonces se dibujan 8 puntos . . : . N . . . . . S . . . . F . : . . . . : Kr : . .

Fin