ENLACE QUIMICO Prof: Erwin Bertin

Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado. ¿Qué es un enlace químico?

Interaccion entre elementos Distancia no óptima Hay repulsión entre elementos Distancia óptima hay formación de un enlace químico

Tipos de Enlaces Químicos 1. Iónico 2. Covalente Ejemplo: NaCl Ejemplo: Azúcar

Enlace Iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura R esultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas .

Formación de enlace iónico Na Cl + - Formación de un enlace iónico, El Na pierde un electrón que lo capta el Cl. Se forma un enlace electrostático

Esquema de la transferencia de electrones

Esquema de un enlace iónico

Propiedades de un enlace iónico Puntos de fusión y ebullición elevados . Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza. Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en disolventes apolares. Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son frágiles.

Formulación iónica

Enlace Iónico y 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. Los elementos que entre sí tienen gran diferencia de electronegatividad, forman enlaces iónicos

Escala de Pauling H 2.1 Elemento más electronegativo Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 K 0.8 Ca 1.0 Sc 1.3 Ti 1.5 V 1.6 Cr 1.6 Mn 1.5 Fe 1.8 Co 1.8 Ni 1.8 Cu 1.9 Zn 1.6 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 Y 1.2 Zr 1.4 Nb 1.6 Mo 1.8 Tc 1.9 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 1.2 Ag 1.9 Cd 1.7 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 La 1.1 Hf 1.3 Ta 1.5 W 1.7 Re 1.9 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.2 Au 2.4 Hg 1.9 Tl 1.8 Pb 1.8 Bi 1.9 Po 2.0 At 2.2 Fr 0.7 Ra 0.9 Ac 1.1 Th 1.3 Pa 1.5 U 1.7 Np – Lw 1.3 Elemento menos electronegativo

Enlace Covalente Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de electrones de valencia. La pareja de electrones (generalmente un electrón de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

Formación de un enlace covalente

Tipos de enlace covalente Enlace Covalente Polar Enlace Covalente Apolar

Tipos de enlace covalente Enlace Covalente Dativo o Coordinado Un átomo aporta un par de electrones para el enlace

Teoría de Lewis Enlace Covalente Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 electrones en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Clasificación de enlaces covalentes 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

Tipos de enlace covalente Enlace covalente σ

Tipos de enlace covalente Enlace covalente π Enlace covalente σ

Estructura de Lewis

Estructura de Lewis

Estructura de Lewis H H C O O O

Propiedades de Sustancias Covalentes Moleculares Puntos de fusión y ebullición bajos. Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. Conductividad parcial sólo en compuestos polares. Atómicos Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un electrón de cada átomo).

Polaridad de una molécula Covalente

Polaridad de una molécula Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. Cada enlace tiene un momento dipolar “  ” Momento Dipolar  Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos. La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “  –”.

Polaridad de una molécula Moléculas Apolares : ų dipolar igual cero Ų = 0 Ų = 0

Ejemplos de moléculas apolares CO 2 BF 3 CH 4

Polaridad de una molécula Moléculas polares : ų dipolar distinto de cero Ų ≠0, pues posee electrones libres Ų ≠ 0,pues la molécula es asimétrica

Ejemplo de moléculas polares H 2 O NH 3