Unión química I

Unión química I

Química General e InorgánicaClase del 16 de marzo de 2005

Dr. Pablo Evelson

Enlace químico

Fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos

en las moléculas.

Tipos de enlace químico

•Enlace iónico: Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones. Hay una transferencia de electrones de un átomo a otro.

•Enlace covalente: Resulta de compartir un par de electrones.

Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica (regla del octeto).

El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre

los átomos que forman el compuesto.

Fuerza de atracción relativa de cada átomo

El átomo Btiene los electrones más cerca

Electronegatividad

Tipos de enlaces químicos en relación a la diferencia de electronegatividades

Diferencia de electronegatividad

Tipo de unión Ejemplo

0 a 0,4 Covalente no polar

H2 (0)

0,4 a 1 Covalente

moderadamente polar

HCl (0,9)

1 a 2 Covalente muy

polar HF (1,9)

> 2 Iónica NaCl (2,1)

Diferencia de electronegatividad

entre los átomos que forman la unión

Tipo de unión

Carácter covalente

Carácter iónico

Covalente Covalente polar Iónico

Ninguna Intermedia Alta

Aumenta

Aumenta

Polaridad de los enlaces

Enlace covalente

+ +Repulsión

Atracción Núcleo

Electrón

Cambio en la energía potencial de dos átomos de H

En

ergí

a P

oten

cial

Distancia de separación

0,74 Ǻ, -436 kJ/mol

Teorías que explican la formación del enlace covalente

•Teoría de repulsión de pares electrónicos del

nivel de valencia (TREPEV)

•Teoría del enlace de valencia (TEV)

•Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV)

Nos permite comprender y predecir la disposición espacial de los átomos.

NO explica cómo se produce el enlace dónde se producecuál es la influencia de de los pares de electrones no compartidos

Molécula Estructura Número de regionesde Lewis de elevada densidad

electrónica

CH4 4

NH3 4 H N H

H

H C H

H

H

Cl Be Cl

Cloruro de berilio, BeCl2

Geometría lineal

Trifluoruro de boro, BF3

Geometría plana trigonal

Ion carbonato, CO32-

H C H

H

H

Metano, CH4

Geometría tetraédrica

Pentacloruro de fósforo, PCl5

Geometría trigonal bipiramidal

Hexafluoruro de azufre, SF6

Geometría octaédrica

Par solitario

Par enlazante

Influencia de los pares solitarios

SO O

Dióxido de azufre, SO2

.. ..

..

CH4

Tetraédrica

109,5°

NH3

Pirámide trigonal107°

H2OAngular104,5°

Influencia de los pares solitarios

Trifluoruro de nitrógeno, NF3

H O H

Agua, H2O

NH3

N

H N H

H

:

Estructura de Lewis

Geometríaelectrónica

Geometríamolecular

Momento dipolar

• Medida de la polaridad

• Producto de la carga (Q) por la distancia (r) = Q • r

• Expresado en Debye (D) 1 D = 3,33 x 10-30 C•m

• = 0 para un molécula no polar

Momento dipolar

• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.

Capítulos 7 a 10.• Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulos 9 y 10.

Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson)

BibliografíaBibliografía