Semana # 2 (clase # 2) UNIONES Y ENLACES QUÍMICOS Profesora Licda. QB Lucrecia C. de Leiva Unidad Didáctica de Química 2015

ENLACE QUÍMICO Es la atracción, fuerza ó unión que se forma entre átomos ó iones para formar compuestos ó moléculas y así ganar estabilidad. La mayoría de elementos químicos no existen libres sino combinados, enlazados formando compuestos (excepción, los gases nobles porque ya son muy estables por tener un octeto en su último nivel o nivel de valencia). Tipos de enlaces (que estudiaremos): Iónico, Covalente e Intermolecular.

ELECTRONEGATIVIDAD aplicaciones y ejercicios Es la capacidad de los átomos de atraer o acercar hacia él, los electrones en un enlace. Ver y analizar en la tabla periódica los valores de electronegatividad de metales, no-metales y predecir que pasará con sus electrones de valencia al formar compuestos. Calcular diferencias de electronegatividades. ¿Cuáles son los más y menos electronegativos?

Variación de la Electronegatividad en la tabla periódica Analizar como cambia en los grupos y períodos

REGLA DEL OCTETO Los átomos alcanzan su estabilidad cuando tienen ocho electrones en su último nivel (como los gases nobles de la columna 8 A, ver sus configuraciones). Para lograrlo forman compuestos y pueden : Perder electrones (si son metales) Ganar electrones (si son no-metales) Compartir electrones (entre no-metales)

ESTRUCTURAS DE LEWIS Diagrama que representa los electrones de valencia de un átomo o compuesto permite analizar y visualizar el tipo de enlace que pu den formar y los octetos que completan. ∧ º Al º ..  Cl  Na ∧ .

Los electrones de valencia para los elementos representativos corresponden al número de grupo EJEMPLO IA Tiene 1 electrón de valencia, entonces se dibuja 1 punto IIA Tienen 2 electrones de valencia, entonces se dibuja 2 puntos IIIA Tienen 3 electrones de valencia , entonces se dibujan 3 puntos IVA Tienen 4 electrones de valencia , entonces se dibujan 4 puntos . H . . Mg . . . B . . . Si .

. . . . S . . . . . F . . . . . . . . : N . : : Kr : . GRUPO EJEMPLO V A Tienen 5 electrones de valencia, entonces se dibujan 5 puntos VI A Tienen 6 electrones de valencia, entonces se dibujan 6 puntos VII A Tienen 7 electrones de valencia, entonces se dibujan 7 puntos VIII A Tienen 8 electrones de valencia, entonces se dibujan 8 puntos . . . : N . . . . . S . . . . . : F . . . . : Kr : . .

EJERCICIOS ¿Con cual de los siguientes átomos el Mg, formará un enlace iónico? O,S,As : _________ COMPLETE EL CUADRO:

Diferencia de electronegatividad Con esta diferencia se puede predecir el tipo ó clasificación del enlace químico que se formará entre los átomos de un compuesto. Diferencia de electronegatividad TIPO DE ENLACE 0 – 0.4 ENLACE COVALENTE NO POLAR (apolar) 0.4 – 1.8 ENLACE COVALENTE POLAR MAYOR DE 1.8 ENLACE IONICO

Tipos de enlace según la diferencia de electronegatividad

EJERCICIOS ¿Con cual de los siguientes átomos el Mg, formará un enlace iónico? O,S,As : _________ SIGA COMPLETANDO EL CUADRO:

¿Cuándo y cómo se forma un Enlace Iónico entre átomos? DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD de 1.8 ó más. Cuando uno de los dos átomos que se enlazarán tiene una electronegatividad muy alta, atrae y hay una transferencia de los electrones del enlace hacia su orbital; gana estabilidad con el octeto y se parece a un gas noble. El otro átomo pierde esos electrones, gana estabilidad con el octeto que le queda en el subnivel anterior, se parecerá a un gas noble. METAL con NoMetal ¿Qué pasa con estos átomos? El que gana electrones adquiere carga negativa (una por cada electrón) y se convierte en un ión negativo ó anión. Ej: Cl + 1e- = Cl-1 (ver como cambia la configuración electrónica).

17Cl(neutro tiene17e-)=1s22s22p63s2 3p5 El ión negativo ó anión Cl-1 (tiene 18 e- y 17 p+) = 1s22s22p63s2 3p6 (config. Semidesarrollada) ó [Ne] 3s2 3p6 (abreviada). ¿A cuál gas noble de la columna 8 A se parece? ¿Es más ó menos estable que el átomo? El que pierde electrones adquiere carga positiva (una por cada electrón) y se convierte en un ión positivo ó catión. Na -1e- = Na+1 tiene un protón en el núcleo sin neutralizar.

11Na(neutro tiene 11 e-) = 1s22s22p63s1 El ión positivo ó catión Na+1 (tiene 10 e- y 11 p+) = 1s22s22p6 (semidesarrollada) ¿A cuál gas noble de la columna 8 A se parece? ¿Es más ó menos estable esta partícula? ¿Cómo se enlazarán estos dos átomos? Cargas eléctricas opuestas se atraen. (E.iónico) Na+ Cl- = Na+ Cl- Cloruro de sodio NaCl

Ejemplo de lo que sucede con los electrones al enlazarse (¿será iónico ó covalente?) Ca + F2  Ca F2 (formado de Ca+2 y 2F - ) 20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s23p64s2 20Ca +2 = 1s22s22p63s23p6 ( pierde 2e-) 9F = 1s2 2s2 2p5 9F - = 1s22s22p6 ( ganó 1 e-)

ENLACE IÓNICO escribir con símbolos lo que se ve en el dibujo

¿Cuándo y cómo se forma un Enlace covalente entre átomos? DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD MENOR DE <1.8 Cuando los dos átomos que se enlazarán tienen electronegatividades semejantes, se compartirán pares de electrones (uno de cada átomo), entrelazan sus orbitales, no hay ganancia ni pérdida; ambos ganan estabilidad al completar sus octetos y se parecerán a un gas noble. No METAL con No Metal Tipos: Enlace covalente polar ó no polar (apolar) Enlace covalente simple, doble, triple y coordinado.

Perdida y ganancia de electrones Diferencia entre la formación de un enlace iónico y un covalente ver los octetos Perdida y ganancia de electrones ENLACE IONICO

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

Tipos de enlace covalente según la diferencia de electronegatividad: B. De acuerdo a diferencia de electronegatividad: Covalente no polar( apolar) : Diferencia de 0.0-0.4. Covalente polar diferencia >0.4 y < 1.8. (Si es de 1.8 a más qué forma) Nota: Todo enlace covalente: simple, doble, triple, coordinado puede a la vez ser Polar ó No 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 un guión entre los átomos que lo forman. Ejemplo: H-Cl

Enlaces covalentes múltiples : Dobles ó triples Son múltiples cuando entre ellos forman enlaces: A-Dobles CH2=CH2  Cada átomo pone un par de e- : Se com- parten dos parejas de e- ( 4 e-) B- Triples NN  Se comparten 3 parejas de e- Cada átomo pone 3 e- ( 6 e-)

Enlace Covalente coordinado ó 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.

Enlace covalente polar Los electrones se comparten de manera desigual entre átomos , debido a que poseen diferente electronegatividad, pero no llega a ser 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 (mayor>0.4 y menor< 1,8) Ejemplo : HCl SO2 CO2

Enlace covalente no polar (apolar) Se da 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 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

Tratar de armar las estructuras de Lewis de estos ejemplos. 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 SO2: Posee un covalente doble polar y un coordinado polar. N2 : covalente triple NO polar. Tratar de armar las estructuras de Lewis de estos ejemplos.

COMPARACIÓN DE LAS PROPIEDADES GENERALES QUE PRESENTAN LOS COMPUESTOS IÓNICOS Y LOS COVALENTES

Algunas recomendaciones Estudien en su libro de texto y guíense con los temas que vimos hoy. No se queden solo con lo que vemos en clase. Aprenderán mucho para la vida leyendo los ejemplos y aplicaciones del libro. NO COMPREN FOTOCOPIAS, EL LIBRO ORIGINAL LO DAN A UN BUEN PRECIO Y VALE LA PENA. Resuelvan sus guías de estudio y lean el laboratorio de la siguiente semana para saber qué van a hacer. Si tienen dudas no DUDEN en preguntarme en clase (si dá tiempo) ó a horas fuera de clase siempre que estemos libres. Con confianza.