Unidad III Enlace Químico Tema: Tipos de enlace y Estructura de Lewis Colegio San Fernando de Peñalolén Departamento de Ciencias Química Unidad III Enlace Químico Tema: Tipos de enlace y Estructura de Lewis Profesora : María Fernanda Fuentes Peralta Curso : 1°Medio Unidad III : Enlace Químico Año : 2014

Objetivo de Aprendizaje - Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interacción con otros átomos. - Conocer y comprender la estructura de Lewis

¿Qué mantiene unidos a los átomos? Todo lo nos rodea está formado por átomos que son la unidad constitutiva de la materia, los cuales deben estar ligados o enlazados para formar las diferentes sustancias químicas. ¿Qué mantiene unidos a los átomos?

Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas (Elementos, compuestos) de manera estable, se conocen como Enlaces Químicos

Enlace Químico Enlace Iónico Enlace Covalente Apolar Polar Coordinado o Dativo Enlace Metálico

Moléculas Redes Cristalinas Los átomos al enlazarse forman distintas clases de agrupaciones que se diferencian entre sí por el número y el tipo de átomo que las componen, así como por la forma en que se disponen en el espacio. Según estos criterios, las agrupaciones resultantes se clasifican en dos grandes grupos: Moléculas Redes Cristalinas

Moléculas Están formadas por un número definido de átomos iguales o diferentes unidos por un Enlace Químico, que es la parte más pequeña de una sustancia que conserva sus propiedades químicas. Molécula Diatómica Molécula Poliatómica

Redes Cristalinas Están formadas por un número indefinido de átomos o moléculas

¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen entre sí porque en conjunto son más estables que los átomos aislados, ya que tienen menos energía. La formación de un enlace entre dos átomos es un proceso en el que hay una variación de energía en dichos átomos.

Cuando los átomos se acercan dominan las fuerzas de atracción y se desprende energía debido a que disminuye la Energía Potencial del sistema formado por los átomos. Cuando están separados solo por una cierta distancia, la distancia intermolecular de enlace, la energía es mínima y la estabilidad es máxima. En el proceso de formación de un enlace ocurre un desprendimiento de energía llamado Energía de Enlace

Electrones de Valencia En la formación de un enlace químico participan solo los electrones del último nivel de energía, es decir, los llamados electrones de valencia.

Representación de los electrones de valencia: Estructura de Lewis Para facilitar el estudio de los enlaces químicos, Gilber Lewis (1875-1946), un químico estadounidense, ideo un sistema de notación para representar a los electrones de valencia, es decir, los que participan en los enlaces químicos

En los símbolos de Lewis, los electrones de valencia se representan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento. Para el elemento Nitrógeno por ejemplo, su símbolo de Lewis es el siguiente:

Si se analiza la configuración electrónica del último nivel de energía de los gases nobles, veremos que a excepción del helio, todos poseen 8 electrones. Los gases noble no forman enlaces, es decir no reaccionan con otros átomos, se puede deducir que estos 8 electrones deben constituir una estructura electrónica estable.

Walther Kossel y Gilbert Lewis propusieron en 1916, que cuando los átomos forman enlaces químicos hay una tendencia a alcanzar configuraciones similares a las de los gases nobles, por lo tanto dicha tendencia explica los enlaces químicos entre los átomos. La conclusión que realizaron estos científicos quedo expresada como Regla del Octeto.

Regla del Dueto y del Octeto Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga 8 electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica. En el caso de los átomos de los elementos H, Li, Be, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio. Esta situación se conoce como Regla del Dueto

Clasificación de enlaces 0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e- Covalente polar transferencia parcial de e- Iónico transferencia e- Química www.raulher.wordpress.com

Unión entre iones de cargas opuestas Transferencia de electrones ENLACE IÓNICO Unión entre iones de cargas opuestas Se establece entre elementos con gran diferencia de electronegatividades 1,7 Transferencia de electrones Metal No Metal IA – IIA VIA – VIIA

Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente COMPUESTOS IÓNICOS Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente Tienen altos puntos de fusión y ebullición Son solubles (se disuelven) en agua y otros solventes polares Al entrar en contacto con el agua se separan en sus iones, o sea, se disocian. Fundidos o disueltos son buenos conductores de la electricidad Son duros y frágiles. www.raulher.wordpress.com

ENLACE COVALENTE Unión por “compartición” de electrones Núcleos y electrósferas de átomos se repelen entre sí Núcleos atraen electrósferas de átomos opuestos Unión existe si fuerza de atracción es mayor que fuerza de repulsión Enlace Covalente Apolar Enlace Covalente Polar Enlace Covalente Coordinado

ENLACE COVALENTE Apolar Δ E.N. ≈ 0 Δ E.N. ≤ 1,7 núcleos ejercen una fuerza de atracción equivalente (enlace perfecto) un núcleo tiene mas fuerza que otro para atraer electrones de enlace Enlace Covalente Polar e.g. moléculas monoelementales diatómicas (O2, H2, N2) se establecen dipolos También es un enlace covalente polar Coordinado Los electrones “compartidos” provienen de un solo átomo.

GEOMETRÍA MOLECULAR Explica la forma tridimensional de la molécula Modelo de Repulsión de Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR) Sin pares de electrones libres en el átomo central Con pares de electrones libres en el átomo central tipos de moléculas Electrones enlazantes mantienen equidistancia Electrones libres repelen a electrones enlazantes

BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace MOLÉCULAS SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace 180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica

SnCl2 PE=2 PL=1 Angular ángulo menor 120º NH3 PE=3 Pirámide trigonal MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES DE ENLACE SnCl2 PE=2 PL=1 Angular ángulo menor 120º NH3 PE=3 Pirámide trigonal 107º H2O PL=2 105º

SF4 PE=4 PL=1 Balancín ClF3 PE=3 PL=2 Forma de T BrF5 PE=5 MOLÉCULAS CON PARES DE ELECTRONES DE ENLACE SF4 PE=4 PL=1 Balancín ClF3 PE=3 PL=2 Forma de T BrF5 PE=5 Pirámide cuadrada XeF4 Plano cuadrada

SÍNTESIS electrones de la última capa octeto otorga estabilidad Valencia enlace químico enlace iónico enlace covalente transferencia de electrones “compartición” de electrones

Enlace Iónico Cuando el sodio metálico, Na(s), se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl2(g), ocurre una reacción violenta El producto de esta reacción es cloruro de sodio, NaCl(s).

Enlace Iónico La estructura cristalina del cloruro de sodio. Cada uno de los iones Na+ está rodeado por seis iones Cl-, y cada ion Cl- está rodeado por seis iones Na+

Enlace Iónico “Un enlace iónico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.”

Enlace Iónico y Electronegatividad

Propiedades Periódicas u Enlace Iónico Este enlace se forma cuando los átomos participantes presentan una apreciable diferencia de electronegatividad (ΔEN) igual o mayor a 1,7. Ej: LiF ΔEN = 4,0 – 1,0 ΔEN = 3,0

Propiedades Periódicas u Enlace Iónico

Propiedades periódicas y Enlace Iónico Debido a estas propiedades de los elementos se forma un catión que pierde electrones y un anión que capta electrones estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza y da origen a los compuestos iónicos. Elementos del grupo I A (1) o II A (2) con los elementos del grupo VI A (16) o VII A (17)

Enlace Ionico

Tamaño de los iones

Tamaño de Iones

Predicción de Compuestos Iónicos 1. Se puede predecir la estructura de Los compuestos iónicos teniendo en cuenta los iones que forman. 2. Teniendo presente las electronegatividades en la formación de estos iones 3 .Reconocer que los compuestos químicos son siempre electrónicamente neutros.

Predicción de compuestos Iónicos 4.El enlace iónico se da entre un metal y un no metal.

Compuestos Iónicos En la formación de un compuesto iónico el metal cede electrones, quedando como un catión, y el no metal capta electrones, quedando como un anión. Metal Grupo I No Metal Grupo VII Compuesto Iónico LiF

Compuestos Iónicos “Cada familia metálica se puede combinar con cada familia no metálica”.