Unidad Enlace Qumico Enlaces Interatmicos Uniones intermoleculares Recordar

Unidad “Enlace Químico” Enlaces Interatómicos Uniones intermoleculares

Recordar: Conceptos de: l Electrón de valencia l Electronegatividad

Enlace Químico l l Es un conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones o moléculas Tipos de Enlaces Interatómicos Iónico Covalente Polar Apolar Metálico

Estructuras de Lewis Gilber Lewis ideó un sistema de símbolos para representar en forma simple los electrones de valencia con puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento. l Ejemplo 22 s 2 2 p 63 s 1 Na : 1 s Na • 11 Ø

Reglas del Octeto y del Dueto l Cuando los átomos se enlazan, ceden, aceptan o comparten electrones para adquirir la configuración de un gas noble. l Cuando completan 8 electrones un su última capa se dice que cumplen con la ley del Octeto Cuando completan 2 electrones en su última capa de dice que cumplen con la ley del Dueto. ( H , Li , Be y B) l l Ejemplo 22 s 2 2 p 63 s 1 Na : 1 s 11 22 s 2 2 p 6 Na : 1 s 11 Na • Na+

Formación de Iones l l Los átomos que presentan entre 1 a 3 electrones de valencia CEDEN sus electrones para adquirir la configuración de un gas noble. Los átomos que tienen entre 4 y 7 electrones de valencia ACEPTAN los electrones necesarios para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano

1. -Enlace iónico l l Unión que se produce por Transferencia de electrones de un átomo a otro, formándose dos iones con cargas opuestas que se unen por fuerzas electrostáticas Este tipo de enlace se produce entre átomos con gran diferencia de electronegatividad. Igual o superior a 1, 7 Ej: Na. Cl : Cl = 3, 0 Na = 0, 9 2, 1 Enlace Iónico

Cloruro de sodio ( Sal )

Estructura Cristalina

Propiedades de los compuestos iónicos l l l Son sólidos a temperatura ambiente Solubles en agua y otros solventes polares Conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución , pero no en estado sólido Tienen altos puntos de fusión y ebullición Al disolverse en agua se disocian

Disolución de sal en agua

2. -Enlace Covalente l l l Unión entre átomos que comparten electrones de valencia Ocurre con átomos de tendencia a ganar electrones( muy electronegativos) Los átomos comparten electrones para adquirir la configuración electrónica de un gas noble

Enlace Covalente

¿Cómo diferenciar un enlace covalente de un enlace iónico? l l l Por la diferencia de electronegatividad Inferior a 1, 7 Enlace Covalente Igual o superior a 1, 7 Enlace Iónico l Ej: Na. Cl : Cl = 3, 0 Na = 0, 9 2, 1 Enlace Iónico l Ej: HBr Br = 2, 8 H = 2, 1 0, 7 Enlace Covalente

Forma de escribir los enlaces Iónicos y Covalentes l l l Mediante las estructuras de Lewis Enlace Iónico : mediante iones(+ y -) Enlace Covalente : ordenando los electrones para que se demuestre que están compartiendo electrones

Ejercitemos l Para cada compuesto indicar el tipo de enlace y la forma de escribirlo según Lewis. l 1) KF l 2)Al. Cl 3 l 3)HBr l 4)I 2 l 5)Mg. O

Tipos de Enlaces Covalentes De acuerdo a la polaridad del enlace l l Polar: se produce cuando los átomos que comparten electrones presenta una diferencia de electronegatividad Apolar: se produce cuando la diferencia de electronegatividad sea 0

Tipos de enlaces covalentes De acuerdo al número de enlaces l Simple: si comparten un par de electrones l Ej. H 2 l l Doble: si comparten dos pares de electrones Ej. O 2 Triple : si comparten tres pares de electrones Ej. N 2

Enlace covalente Dativo l Se produce cuando un elemento comparte sus electrones con otro átomo que aporta solo el orbital

Sustancias Covalentes l Reticulares : Sustancias formadas por un número indefinido de átomos unidos unos con otros por enlace covalente l Ej Grafito l Moleculares: Sustancias formadas por l moléculas individuales unidas entre si por enlaces intermoleculares Ej. H 2 O N 2 CH 4 Diamante

3. - Enlace metálico l Se produce en elementos “ metálicos”, en donde el salto de electrones de un átomo a otro genera atracción entre ellos que los mantiene unidos

Geometría de Enlace l l Ya sabemos que el enlace iónico forma estructuras cristalinas ordenadas. pero ¿Qué estructuras forman los compuestos covalentes?

Nomenclatura ALx : A= átomo central L= átomo unido al átomo central x= cantidad de át. unidos al átomo central El O es el átomo central y los átomos de hidrógeno son los ligandos

a) Geometría lineal l l Dos átomos unidos a un átomo central Fórmula AL 2 Ángulo de Enlace 180º Ej. CO 2

b) Geometría angular l l l Dos átomos unidos a un átomo central En el átomo central existen 2 pares de electrones No enlazante Fórmula AL 2 Ángulo de Enlace 104, 5° Ej. Agua

c) Geometría Plana trigonal l l Un átomo Central unido a tres átomos Fórmula AL 3 El átomo Central no presenta electrones No Enlazantes Ángulo de Enlace 120° Ej. BF 3

d) Geometría piramidal trigonal l l El átomo Central unido a tres átomos El átomo Central presenta un par de electrones No Enlazantes Fórmula AL 3 Ángulo de Enlace 107° Ej. NH 3

e) Geometría tetraédrica l l Un átomo Central unido 4 átomos Fórmula AL 4 El átomo central no presenta electrones No enlazantes Ángulo de Enlace 109, 4°

Completemos el siguiente cuadro resumen Tipo de Geometría Lineal Angular Plana trigonal Piramidal trigonal Tetraédrica Nºe enlazante Nº e NO enlazante Ángulo de Esquema enlace Ejemplo

Ejercitemos l Indicar el tipo de geometría que tienen los siguientes compuestos 1)CCl 4 2) BF 3 3) SF 2

l 4) PH 3 l 5) Cl 2

Polaridad de las moléculas

Uniones intermoleculares Enlaces Intermoleculares Puentes de Hidrógeno Dipolo - Dipolo Ión- Dipolo Fuerzas de Dispersión

Molécula de agua

1. - Puentes de hidrógeno

Definición l l l Unión intermolecular Moléculas que tienen átomos de Hidrógeno Unido a un elemento muy electronegativo como el N, O , F

2. - Dipolo

Definición l l Enlace Intermolecular Moléculas polares Unión por polos opuestos Unión electrostática

3. - Ión - Dipolo

Definición l l l Unión entre un ión y una molécula polar Unión electrostática A través de las cargas opuestas

Dipolo- Dipolo Inducido l l Entre una molécula polar y una apolar La molécula polar distorsiona la nube electrónica de la molécula apolar, lo que crea en ella un polo instantánea y una atracción entre ambas moléculas

l Nitrógeno líquido

Fuerzas de dispersión l l Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London

Fuerzas de dispersión l l Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de London