ENLACES

QUÍMICOS

Prof.: Grettel Azofeifa Lizano

Estructura de Lewis

• Es una representación de símbolos y

puntos, propuesta pro Gilbert Lewis.

• Según las configuraciones electrónicas, se

tiene el tronco electrónico (núcleo y capas

internas) y la capa de valencia (nivel más

externo e incompleto).

• Estos electrones de la capa de valencia se

colocan con puntos alrededor del símbolo

para elementos REPRESENTATIVOS

Estructura de Lewis

• Para lograr estabilidad, los elementos

tienden a alcanzar la configuración

semejante al gas noble, por ello, Lewis

planteó la regla del octeto, que dice:

• « Al formarse un enlace químico, los

átomos ganan, pierden o comparten

electrones para adquirir una

configuración de ocho electrones en el

nivel externo »

• Fuerzas de atracción, superan las de

repulsión.

• Con esta interacción atractiva neta

entre dos átomos adyacentes se le

conoce como Enlace Químico

¿Por qué es importante esto?

• Esta interacción se da para formar una

especie de menor energía, que sea

más estable que los átomos que le

dieron origen.

Energía de Enlace

• Para romper estos enlaces, es

necesario suministrar una cantidad de

energía igual a la que se liberó a la

hora de la formación.

ENLACE IÓNICO

• Se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

• El átomo que pierde electrones se transforma en un ión positivo (Catión) y el átomo que acepta electrones se convierte en un ión negativo (Anión).

• La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático, se les conoce como electrovalente.

Analicemos…

• Los elementos de los grupos I, II y III

pueden formar la estructura del gas

noble anterior, al perder electrones.

• Poseen bajo potencial de ionización,

requieren poca energía para perder su

último electrón.

𝑛𝑠1𝑛𝑠2 𝑛𝑝1

• Los elementos de los grupos V, VI y VII

ganan electrones para adquirir la

configuración del gas noble mas

cercano.

• Poseen afinidad electrónica alta, liberan

mucha energía cuando ganan un

electrón.

𝑛𝑝5𝑛𝑝6 𝑛𝑝7

Características del enlace iónico

• Se da entre elementos que tienen baja

energía de ionización con elementos de alta

afinidad electrónica (METAL Y NO METAL)

• Se origina por atracción electrostática entre

iones de carga opuesta.

• Enlaza números inmensos de átomos, por lo

que origina conglomerados gigantes

llamadas redes cristalinas que pueden

extenderse en todas direcciones.

Propiedades de los compuestos

iónicos • Todos son sólidos a temperatura

ambiente.

• Generalmente poseen altospuntos de fusión (por encima delos 350 °C.

• Son frágiles y duros.

• La mayoría son solubles en aguae insolubles en disolventesorgánicos (gasolina, benceno,éter, alcohol etílico).

• Son buenos conductores de lacorriente eléctrica (en estadofundido y disolución) y malosconductores (en estado sólido,se limita el movimiento)

• Represente la ecuación iónica y la

estructura de Lewis para los siguientes

pares de elementos:

– Flúor y litio

– Magnesio y oxígeno

Enlace Covalente

• Se da cuando los átomos que se

combinan comparten electrones.

Teoría de Repulsión de los pares de

Electrones de la capa de valencia

(TRPECV)

• Propone que al formarse la molécula,

los átomos se acomodan lo más

alejados posibles, de tal manera que no

se presente repulsión entre los

electrones de átomos contiguos,

originando la geometría molecular.

Características del enlace Covalente

• Se presenta entre átomos no metálicos,

con una alta y parecida afinidad

electrónica y electronegatividad.

• Se forma al compartir electrones entre dos

átomos responsables del enlace.

• La atracción va de un átomo a otro.

• Los átomos se unen por medio de un

enlace dirigido que va de un átomo a otro.

• Se les denomina compuesto moleculares.

Propiedades de los enlaces covalentes

• A temperatura ambiente se encuentran en los tres estados de la materia.

• Sólo un porcentaje muy pequeño es soluble en agua, la mayor parte es soluble en disolventes orgánicos.

• No conducen la corriente eléctrica ni en disolución ni fundidos.

• Sus puntos de fusión están por debajo de los 350°C.

• Los sólidos son suaves y quebradizos

Práctica

• Represente las estructuras de Lewis

para representar la unión por

covalencia.

• a) Cloro diatómico

• b) Agua

Reglas para determinar estructuras moleculares

1. ELECTRONES DE VALENCIA

Determinar el número total de electrones

de valencia (es igual al número del grupo

de la tabla periódica)

Se multiplica el número total de electrones

de valencia por el número de átomos que

hay de cada especie.

2. NÚMERO DE ELECTRONES

Se determina el número de electrones

necesarios para que cada átomo tenga 8

electrones, con excepción del H que solo

debe tener 2 electrones (gas He)

Esto se hace multiplicando el número de

átomos por 8 (o por 2 en el Hidrógeno)

3. ELECTRONES ENLAZANTES:

La diferencia entre el número total de

electrones (paso 2) menos el número de

electrones de valencia (paso 1) da el

número de electrones que se enlazan.

4. ENLACES

Como los enlaces se forman en pares

de electrones, entonces se divide entre

dos el valor determinado en el punto

anterior.

5. ESTRUCTURA PRELIMINAR

Se forma una estructura preliminar con

los átomos que participan en el

compuesto. Eligiendo un átomo central

(el de mayor tamaño, el que está en

menor cantidad o el que tenga mayor

número de electrones desapareados.

Y luego los demás átomos, el hidrógeno

siempre es terminal

6. ESTRUCTURA ENLAZADA

Se distribuye el número de enlaces entre

los átomos por medio de rayitas (que

indican un par de electrones)

7. ELECTRONES NO ENLAZANTES

Se determina el número de electrones

que no enlazan y que se deben ubicar

alrededor de los átomos.

Para ello se restan los electrones de

valencia (del paso 1) y los electrones

enlazantes (paso 3)

8. ESTRUCTURA FINAL

• Se colocan los electrones no

enlazantes (paso 7) alrededor de los

átomos.

Práctica

• Represente la estructura de Lewis por medio de los ocho pasos para:

a) 𝐻2𝑆𝑂4b) 𝐶𝐶𝑙4c) 𝐻3𝐴𝑠𝑂3d) N𝐻3

e) C𝐻4

*Para fórmulas con iones*

• 1. Se suma el electrón (si es anión) o se

resta (si es catión) a los electrones de

valencia.

• Todos los pasos son iguales, pero al

final (paso 8) se debe colocar la

estructura dentro de un paréntesis

cuadrado y como superíndice se

coloca la carga.

Práctica

• Determine la estructura por medio de

los 8 pasos.

a)𝑁𝐻4+1

b)𝐵𝑟𝑂3−1

*Excepciones a la Regla*

1. Un átomo con menos de ocho electrones al formar una molécula o ión (ejemplo: Be + 2Cl )

2. Átomos con más de ocho electrones al formar una molécula o ión (ejemplo 𝑷𝑪𝒍𝟓 )

Realicen:

a. B + 3F

b. 𝑺𝑭𝟔

-Enlace Covalente Coordinado

«Enlace covalente en el que sólo un

átomo aporta el par de electrones»

• El átomo que da los electrones se llama

donador y el que los recibe receptor.

• Se representa con una flecha que va

desde el que da los electrones hasta el

que los recibe.

Por ejemplo: H2SO4

Práctica

• Realice la estructura y señale los enlaces

covalentes coordinados.

a) 𝐻𝐶𝑙𝑂4

Tabla de Electronegatividad

-Enlace Covalente Polar

• Se presenta cuando los átomos que se unen son diferentes y las electronegatividades (habilidad de un átomo para atraer electrones) también los son.

• El par de electrones se desplaza hacia el átomo más electronegativo, lo que forma dos polos en la molécula.

• Se da una distribución Asimétrica.

• H=2,1

• Cl=3,0

-Enlace Covalente No Polar

• Se da entre átomos de un mismo

elemento o átomos de diferentes

elementos con IGUAL electronegatividad.

• El par de electrones es compartido

igualmente entre ambos átomos.

• H-H

• Cl-Cl

Regla para distinguir

NO POLAR

•Diferencia de electronegatividad de 0 a 0,3

POLAR

•Diferencia de electronegatividad de 0,4 a 1.6

IÓNICO

•Diferencia de electronegatividad mayor a 1.7

(HAY EXCEPCIONES, NO CONFIAR)

-Práctica

1. Clasifique los siguientes enlaces como: iónicos, covalentes polares y no polares. Marque el extremo positivo y negativo en los polares.

a) P—I

b) O—H

c) Na—Br

d) C—I

e) F—F

II. Indique cuáles son iónicos, covalentes

polares y no polares. Marque los

extremos positivos y negativos.

a) As—O

b) C—I

c) Mg—F

d) P—S

e) C—O

«Igual disuelve a igual»

• Los compuestos no polares se disuelven

entre compuestos no polares (benceno,

éter)

• Los compuestos polares se disuelven en

compuestos polares (agua)

Dobles y triples enlaces

• Se tiene claro que para formar un

enlace simple, hay un par de

electrones.

• Algunos átomos solo pueden alcanzar

su configuración electrónica estable

(completar octeto) cuando

comparten más de un par de

electrones entre ellos.

Enlaces dobles y triples

Desarrolle la estructura de las siguientes

moléculas e indique la formación de

dobles o triples enlaces:

• O2

• CO2

• N2

O

O

Con estos

electrones se

forman los

dos enlaces