Enlace Químico Y Moléculas CLASE 3 Enlace Químico Y Moléculas

Enlace Químico Es la forma de unión entre dos o más átomos. Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa. O bien, 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía.

La “capa de valencia” es la última capa electrónica de un átomo y la denominación “electrón de valencia” designa los electrones existentes en dicha capa. 5 electrones de valencia 7N: 1s2 2s2 2p3 Grupo VA capa de valencia

Para establecer un enlace químico, se deben cumplir dos reglas: Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos electrones en su entorno. Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor.

Estructura de Lewis Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa del átomo. Se relaciona con el grupo al cual pertenece el elemento.

Estructura de Lewis

Enlace Iónico Se establece entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7) Hay transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa. El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos: I A - VI A II A - VI A I A - VII A II A - VII A Ejemplo: la sal de mesa (NaCl).

Enlace Covalente Los átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto. Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua y no conducen la corriente eléctrica. Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos: Enlace covalente apolar. Enlace covalente polar.

Enlace Covalente Apolar Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0). Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.

Enlace covalente polar Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades muy similares (diferencia de E.N. entre 0 y 1,7). Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y otro negativo, lo que se conoce como “dipolo”. Ejemplo: H2O y NH3

Enlace Covalente Dativo En enlace sólo un átomo aporta electrones para el enlace, mientras que el otro átomo sólo aporta orbitales vacíos. Ejemplo: NH4+

Geometría molecular La geometría que adoptará una molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima. Se establecen dos reglas generales: Los enlaces dobles y triples, se pueden tratar como enlaces sencillos. Los electrones libres repelen a los electrones enlazantes.

Según el Modelo de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia, las moléculas se dividen en dos categorías: Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central. Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central.

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 libres y 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 libres y 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