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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.
7N: 1s2 2s2 2p35 electrones de valencia
Grupo VAcapa 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
Cl Be Cl
F B F
F
H
H C H
H
Cl P
Cl Cl
Cl Cl
F S F
F F
F F
Moléculas con pares de electrones libres y pares de electrones de enlace
SnCl2 PE=2
PL=1
Angular ángulo menor 120º
NH3 PE=3
PL=1
Pirámide trigonal
107º
H2O PE=2
PL=2
Angular
105º
Cl Sn Cl
H N H
H
H O H
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
PL=1
Pirámide cuadrada
XeF4 PE=4
PL=2
Plano cuadrada
F Br F
F
F F
F Xe F
F F
F S F
F F
F Cl F
F