Gilbert Lewis

1875-1946

Waltre Kossel

Reglas de estabilidad

OctetoDuetoátom

os

Ceder

Comparten Capta

nElectrones

Forman enlaces

ESTABILIDAD

Regla del octeto y dueto

Regla del octeto: ”Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones y así adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica”.n2p6 (Ne = 10; Ar =18)

En el caso de los átomos de los elementos hidrógeno, litio y berilio, cuando establecen enlaces, tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones y alcanzar la configuración electrónica del gas noble helio. Esta situación la conocemos como regla del dueto.

ESTRUCTURAS DE LEWIS

Na z= 11

1S22S2 2P6

3S1

Na .

Fz =9

1S2 2S2 2PX 2PY 2PZ

¿ F ?

N z= 7

Cl z= 17

ENLACE QUIMICO

•Enlace iónico.•Enlace covalente.•Enlace Metálico.•Estructuras de Lewis.•Geometría molecular•Polaridad de las moléculas•Uniones Intermoleculares

ENLACE QUÍMICO

Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.

O2 diatómica

SO2 triatómica

NH3 tetraatómica

Puentes de hidrogeno

Ion-dipolo

Dipolo-dipolo

Polar

Apolar (sin polos)

Enlace metálico

Enlace covalente

Enlace ionico

FUERZASINTERMOLECULARES

INTERATOMICOS

ENLACE QUIMICO

Fuerzas de dispersión de London o transitivas

Dativo o coordinado

ELECTRONEGATIVIDAD

Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.

Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw1.3

Elemento menos electronegativo

ENLACE COVALENTE

Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2

Enlace covalente H-H

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s#dipole

Clasificación de los Enlaces Covalentes

Enlaces covalentes puros (apolares)Enlaces covalentes polares

Enlaces covalentes coordinados o dativos)

Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

Clasificación del Enlace Covalente

Según número de electrones que participen en el enlace:

ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X

ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X

ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

Según la diferencia de electronegatividad,

se clasifican en:

• Enlace Covalente Polar

• Enlace covalente Apolar

Rango de Electronegatividad:

• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0 Enlace covalente Polar

•Diferencia de electronegatividad = 0

Enlace Covalente Apolar

Enlace Covalente Polar Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 1,7 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O

HEN= 2,1 ClEN=2,9

H. + .Cl: H+ :Cl: - . .

. .

. .

. .

ENLACE COVALENTE COORDINADO (DATIVO)

Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos.

Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo.

Ejemplo: O

H O S O H

O

Planteamiento del problema

1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.

¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?

…

ENLACE IÓNICO

Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

∆ E.N.> 1,7

k + Cl kClE.N =;0,8 3,0

∆ E.N KCl = ?

ENLACE IÓNICO

METALESNOMETALES

FORMULAGENERAL

IONESPRESENTES

EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII AIII A

+++

VII AVII AVII A

MXMX2

MX3

(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)

LiBrMgCl2GaF3

547708800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

M2XMXM2X3

(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)

Li2OCaOAl2O3

>170026802045

I AII AIII A

+++

V AV AV A

M3XM3X2

MX

(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)

Li3NCa3P2

AlP

8431600

                                                                         

El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos

del villano, Sr. Sodio.

Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y

cloro.

+

Na(s) + 1/2 Cl2(g) NaCl(s)

http://www.hschickor.de/nacl.html

http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1349&mid=55

ENLACE METALICO

Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos

ENLACE METALICO

Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son:

1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. “ELECTROPOSITIVOS”

2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad

ENLACE METALICO

Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales:

1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior.

COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de

fusión altos (por lo general, > 400ºC)

2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..

3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES

1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

electronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0,5 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

0<0,5

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo.

Referente a los enlaces. I. En el enlace iónico se comparten electronesII. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantesIII. Si el enlace es covalente polar se comparten

igualmente los electrones

Es (son) correcta (s)A) Sólo IB) Sólo IIC) Sólo IIID) Sólo I y IIE) Sólo I y III B

En la figura se representan los modelos moleculares de tres halógenos, numerados 1, 2 y 3

Los halógenos representados podrían ser:1 2 3

A) flúor cloro bromoB) bromo cloro flúorC) clorobromo flúorD) cloroflúor bromoE) bromo flúor cloro C

ATRACCIONES MOLECULARES

Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (moléculas o iones) constituyentes de una sustancia.

Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.

UNIONES INTERMOLECULARES

•INTERACCION DIPOLO – DIPOLO•ÍÓN DIPOLO•PUENTES DE HIDRÓGENO•FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON o TRANSITIVAS•FUERZAS DE VAN DER WALLS

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO

Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas dipolo-dipolo

Fuerzas de atracción entre moléculas polares

Orientación de moléculas polares en un sólido

11.2

INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO

Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa.

Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias

INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO

La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.

Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas ion-dipolo

Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar

11.2

Interacción ion-dipolo

COMPORTAMIENTO DE UN COMPUESTO IONICO EN

PRESENCIA DE AGUA

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/molvie1.swf

PUENTE DE HIDROGENO

Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.

Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y nitrógeno.

Fuerzas intermolecularesPUENTE de hidrógeno

11.2

El PUENTE de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F.

A H…B A H…Ao

A y B son N, O, o F

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas

En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de dispersión de Lodon o Transitivas

Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales (MOMENTANEOS) inducidos en átomos o moléculas

11.2

Interacción ion-dipolo inducido

Interacción dipolo-dipolo inducido

Dipolo inducido

Dipolo inducido

Catión

Dipolo

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo:

CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3

También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.

file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.844/bonding1.html

file:///C:/DOCUME~1/alumnos/CONFIG~1/Temp/Rar$EX00.141/periodicTbl2.html

http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/VSEPR/ejercicios.htmReconocimiento de geometría

http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/animations/CHE1.7-an-H2Obond.shtml agua

2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

3. Predice el tipo de enlace que ocurre entre el hidrógeno y el flúor.

H-FEN H: 2.1EN F: 4.0