PERÍODO III

ACUMULATIVA QUÍMICA 701 A PERIODO IV – 2024

PLAN DE MEJORAMIENTO POR ASIGNATURA - 2024

    

CONTENIDO

• Enlace Químico

           Enlace Covalente

          

           Enlace Iónico

           Enlace Metálico       

ENLACE QUÍMICO

Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

 Es la unión que se produce entre los átomos que constituyen un elemento o un compuesto.

Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

Cuando se forma un enlace químico se desprende energía. Por el contrario, si deseamos romper el enlace formado, debemos aportar externamente esa misma cantidad de energía. Así, se define la energía de enlace como la energía liberada cuando se forma un mol de enlaces a partir de los átomos en estado gaseoso y fundamental. A estas energías de enlace se las llama también entalpías de enlace.

La formación de compuestos y elementos estables se debe a Ia atracción y a la unión de los átomos que los constituyen.

Si los átomos que se enlazan son semejantes dan lugar a Io que denominamos un elemento.

Si los átomos que se enlazan son de elementos diferentes dan lugar a un compuesto.

Regla del Octeto - Estructura de Lewis

Los átomos para formar enlaces ganan, pierden o comparten electrones alcanzando la configuración electrónica estable del gas noble más cercano, es decir con ocho electrones de valencia. Para todos los átomos exceptuando el hidrogeno. el litio y el berilio.

Ejemplos:

Regla del Octeto-Lewis

La tendencia de los átomos es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal que adquieren configuración semejante a la de un gas noble:

Escalas de Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto, es una propiedad de los átomos enlazados.

Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un Valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

·        Covalente no polar:

·        Covalente polar:

·        Iónico: 

 

 Enlace Iónico

Características.

ü Está formado por metal y no metal.

ü No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

ü Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

Formación de enlaces iónicos.

 ü Ejemplo: Fluoruro de Sodio 

Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de cada átomo: 

Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el segundo (n=2), y en éste tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na⁺¹.

El flúor con 7 electrones de valencia solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo de flúor) F^-1.

Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor permite que ambos elementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.

La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:

Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican, pero en el anión si, ya que está ganando electrones. Se representa con rojo el electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.

ü Ejemplo: Formación de Dibromuro de Magnesio MgBr₂

 

Mg: metal del grupo ll A

Br: no metal del grupo VIIA

No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.

El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto.

Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo. 

Propiedades de los compuestos iónicos

 Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características:

 

·      Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.

·      Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

·      Son solubles en solventes polares como el agua.

·      En disolución acuosa, son buenos conductores de la corriente eléctrica.

 

 

ü Ejemplo: Formación del Fluoruro de Litio

ü Ejemplo del enlace Iónico del ClNa (sal de cocina) mostrando todos sus niveles de energía y electrones.

 

Enlace Covalente

El enlace covalente es el enlace en el que uno o más pares de electrones son compartidos por dos átomos.

Características.

 

ü  Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, comparten.

ü  Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 0 3 no metales.

ü  Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo del compuesto que se forma.

 

Formación de enlaces covalentes.

Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas. 

Cl₂, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes. El cloro es un elemento del grupo VII A.

El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos.

Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.

La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos.

 

O₂ La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxígeno es:

Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto, el total de electrones disponibles es:

2 x 6 e^- = 12 e^-, menos dos que se ocupan para el enlace inicial, restan 10.

 

Estos 10 e^- se colocan por pares al azar entre los dos átomos.

Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos que el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierda tiene solo seis. Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambos átomos. Entonces uno de los pares que rodean al oxígeno de la derecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones.

La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares de electrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados.

N2   El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por lo tanto,             cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos los dos del          enlace inicial son un total de 8 electrones. Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple enlace. La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares de electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados. En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas:    · El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula). ·  El oxígeno y el hidrógeno no pueden ser átomos centrales. · El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos. ·  En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser éste el segundo elemento más electronegativo. · El hidrógeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel. · Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más simétrica posible.   ü Ejemplos:   CO2 (dióxido de carbono)  Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son: El carbono es un elemento muy especial, y sus características han demostrado que acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada. Total, de electrones de valencia:

El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.

En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los pares no enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígeno para que éstos también completen su octeto. La estructura final sería:

La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 4 pares enlazados.

¿Qué debo saber sobre los enlaces químicos?

DIFERENCIAS entre covalente polar y no polar

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