UNIDAD 4B Enlace químico

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QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA
UNIDAD 4
TEMA 4: ENLACES QUÍMICOS. Enlace químico. Símbolos de puntos de Lewis. Enlace iónico: energía reticular. Enlace covalente. Enlace metálico. Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Teoría electrónica de la valencia. Estructuras de Lewis y carga formal. Fuerza del enlace covalente: polar y apolar. Momento dipolar. Geometría molecular.
ENLACE QUÍMICO
ÁTOMO 
Menor porción material de un elemento químico 
MOLÉCULAS 
Combinación de, al menos, dos átomos en una proporción definida
Repasando….
Se mantienen unidos a través de fuerzas químicas llamadas ENLACES QUÍMICOS. 
ELECTRONEGATIVIDAD
Un concepto que vamos a utilizar mucho…electronegatividad
2
¿Porqué reaccionan los átomos de los distintos elementos? 
…Para alcanzar configuraciones electrónicas más estables …
  Gas Noble mas próximo
Lewis y Kossel observaron que los gases nobles (cuya configuración electrónica contiene 8 e-) no se combinaban con otras sustancias. Postularon que un átomo se une a otro si logra obtener la configuración electrónica del gas noble más cercano. 
Con esta regla fue posible explicar y representar las uniones de elementos representativos
ENLACE QUÍMICO 
ENLACE QUÍMICO 
Dos o más átomos se unen entre sí formando una especie química, mediante una fuerza denominada:
 unión o ENLACE QUÍMICO
Un átomo se une a otro si en ese proceso puede ganar, perder o compartir electrones hasta llegar a completar con ocho electrones su configuración electrónica más externa
1s2
2s2 2p6
5s2 5p6
4s2 4p6
3s2 3p6
6s2 6p6
 🡪 🡪 🡪 Gas Noble mas próximo
8 e-
Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
	SÍMBOLO	ESQUEMA MODELO DE CAPAS	C.E.E. (Configuración electrónica externa)	Representación de Estructura de LEWIS
	16S2-		1s2 2s2 2p6
3s2 3p6	[:¨S:]2-
 ¨
	19K+		1s2 2s2 2p6
3s2 3p6	 K+
16+
19+
ANIÓN
CATIÓN
5
Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
		Nº PROTONES (+)	Nº ELECTRONES (-)	CARGA NETA
	16S2-	 16 (+)
	18 (-)	2-
NEGATIVA
ANIÓN
	19K+	19 (+)
	18 (-)	 1+
POSITIVA
CATIÓN
16+
19+
ANIÓN
CATIÓN
6
Cuando una especie química adquiere carga eléctrica neta, por ganancia o pérdida de electrones, se la denomina IÓN 
Los iones pueden ser de carga negativa, llamados ANIONES
… o … pueden ser de carga positiva, llamados CATIONES
		Nº PROTONES (+)	Nº ELECTRONES (-)	CARGA NETA
	17Cl-	 17 (+)
	18 (-)	1-
NEGATIVA
ANIÓN
	20Ca2+
	20 (+)
	18 (-)	 2+
POSITIVA
CATIÓN
17+
20+
ANIÓN
CATIÓN
7
TIPOS DE ENLACE 
Iónico
Covalente
Metálico
Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el Enlace Químico.
Y EN EL TIPO DE ENLACE 
TIPOS DE ENLACE 
 ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un elemento de atraer 	electrones de un enlace cuando se encuentra
 	 unido a otro formando un compuesto
TIPO DE ENLACE en función de la ELECTRONEGATIVIDAD (X)
 Enlace IÓNICO (X) ≥ 2
Enlace COVALENTE (X) ＜2
9
Electronegatividad
ELECTRONEGATIVIDAD: Capacidad de un elemento de atraer electrones de un enlace cuando se encuentra unido a otro formando un compuesto
NM Iones negativos … M iones positivos
10
Enlace covalente 
 Entre átomos iguales: 
ENLACE COVALENTE PURO
Entre átomos distintos
Aspecto a tener en cuenta: 
ELECTRONEGATIVIDAD de cada elemento
ENLACE COVALENTE POLAR
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Cl
H
F
H
Incrementa caracter iónico
Incrementa caracter covalente
Enlace covalente puro
Enlace
Iónico
puro
Enlace covalente polar |
Diferencia de electronegatividad
0
1
2
3
3,3
Diferencia de Electronegatividades entre dos átomos (X e Y) que forman el Enlace X-Y
				
 El enlace iónico está constituido por fuerzas de atracción electrostáticas muy potentes, 
entre iones positivos y negativos. 
Ocurre mediante la transferencia completa de electrones de un átomo al otro formando iones.
Se produce entre átomos con diferencia de Electronegatividad 
(X) en valor absoluto mayor o igual a 2. ∆X = |XA-XB| ≥ 2
Los sólidos iónicos pueden estar compuestos por iones simples, (xej: NaF), o por iones poliatómicos.
Cuando se forma una unión iónica, uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana, hasta que ambos alcanzan la configuración electrónica de un gas noble. 
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE IÓNICO 
Se produce entre átomos con diferencia de electronegatividad (X) en valor absoluto igual o mayor o igual a 2.
 
 
 Por ejemplo entre que tiene electronegatividad X = 4.0 y de electronegatividad X = 0,82
 
 ∆X = |4.0 – 0.82| = 3,18
 
 A cierta distancia de interacción: y se forman los iones y 
 
 Que se aproximan por fuerzas de atracción coulómbicas formando la molécula par-iónica
 
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE IÓNICO 
F
K
K
F
e
-
K
+
F
-
K
+
F
-
∆X = |XA-XB| ≥ 2
Moléculas diatómicas - Enlace COVALENTE 
				
Los átomos implicados comparten sus electrones más externos para formar el enlace, siendo muy difícil separarlos. 
Uno de los mejores ejemplos de fortaleza de dicho enlace es la estructura del diamante, en la cual, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro vecinos
coparticipación de electrones de valencia entre átomos iguales o diferentes
Cantidad de pares de electrones que participan en un enlace:
UN par: 		Enlace Simple
DOS pares: 	Enlace Doble
TRES pares: 	Enlace Triple
H2  H-H
O2  O=O 
N2  N≡N 
Enlace COVALENTE 
Enlace COVALENTE 
				
Se produce por la coparticipación de electrones de valencia entre átomos iguales o diferentes:
La coparticipación de electrones de valencia para formar un enlace covalente, permite que cada elemento adquiera la configuración electrónica del gas noble más próximo y se representa mediante las llamadas Estructuras Electrónicas de Lewis o regla del octeto*.
 Para moléculas 
Diatómicas HOMONUCLEARES: 
|∆X| = 0 µ = 0 Ejemplo: H(g) + H(g) H H (g)
Para moléculas 
Diatómicas HETERONUCLEARES: 
 0 < |∆X| < 2 µ > 0 Ejemplo: H(g) + Cl(g) H Cl (g)
La teoría de lewis la desarrollaremos en quimica general pero les do
17
Tipos de Enlaces COVALENTES 
La polaridad de las moléculas depende de dos factores:
a) La existencia de enlaces covalentes polares
b) Una geometría que lo permita
Enlace COVALENTE 
Estructuras de Lewis
				
Estructuras de Lewis
				
Reglas para representar la Estructura de Lewis
1.- A partir de la nomenclatura de una molécula o ion, escribir la fórmula química y determinar el número total de electrones de valencia a distribuir entre los átomos
Molécula: se suman los electrones de valencia de todos los átomos que la forman.
2.- Distribución de los átomos: en moléculas poliatómicas, se ubica como átomo central el menos electronegativo (excepto H y halógenos que nunca son átomos centrales), y los átomos restantes se distribuyen simétricamente alrededor del átomo central.
3.- Distribución del total de electrones de valencia de a pares: se ubica un par de electrones entre átomos y luego comenzando por el más electronegativo, se rodea cada átomo no central con pares de electrones, hasta completar el octeto (dos para H).
Excepciones a la Regla del Octeto de Lewis
Moléculas poliatómicas
				química gral e inorgánica
UNIDAD 4
GEOMETRIA MOLECULAR
La geometría moleculares la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. 
Está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo,
* Punto de ebullición, 
* Densidad, 
* Solubilidad, etc
TEORIA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (trpecv) 
Explica la distribución geométrica de los pares de electrones que rodean al átomo central en términos de repulsión electrostática entre dichos pares
TRPECV
POSTULADO 1.- Los pares de electrones de valencia que rodean al átomo central en la molécula, se 
 clasifican en:
 Par enlazado: par de electrones compartidos por dos átomos, localizado entre ambos núcleos.
 Par aislado: par de electrones atraídos solamente por el núcleo del átomo central. La nube electrónica 
 es más esparcida y ejerce mayor repulsión que la nube electrónica de un par enlazado
POSTULADO 2.- Debido a la repulsión eléctrica, los electrones de valencia se distribuyen de a pares alrededor del átomo central, lo más alejados posible entre sí, definiendo las distintas geometrías. 
	Repulsión entre 2 pares de electrones aislados
 Repulsión entre 1 par de electrones aislado y par de electrones enlazado
 Repulsión entre 2 pares de electrones enlazados
POSTULADO 3.- Esta teoría es aplicable a moléculas poliatómicas e iones poliatómicos
 De acuerdo a la TRPECV, las moléculas se simbolizan: ALmNn
 A = átomo central
 L = ligando enlazado con A
 N = par de electrones de valencia aislados, sobre A
 m = número de ligandos o número de pares de electrones enlazados σ
 n = número de pares de electrones de valencia aislados, sobre A
ENLACES EQUIVALENTES son los enlaces del átomo central con iguales ligandos, que tiene igual longitud, igual ángulo de enlace y la misma energía
m + n = distribución espacial o geometría de la molécula
m = forma de la molécula determinada por los pares enlazados tipo σ (los pares enlazados tipo π no se tienen en cuenta para la forma)
PARA MOLECULAS:
Determinación de los valores de m y de n 
A partir de la Estructura de Lewis de una molécula o ion poliatómico
PARA IONES
	NUMERO TOTAL DE PARES ELECTRONICOS
(m+n)	DISTRIBUCION ESPACIAL DE PARES ELECTRONICOS
 GEOMETRIA MOLECULAR
			
 LINEAL 
 Ej: BeCl2, HgCl2
 
 
			 TRIANGULAR 
 Ej: BF3
 
 
 
			 TETRAEDRICA 
 Ej: CH4, NH4+
 
 
		 BIPIRAMIDE DE BASE
 TRIANGULAR 
 
 Ej: PCl5
 
 
 
		 OCTAEDRICA 
 Ej: SF6
 
 
GEOMETRÍA
MOLECULAR
2
3
4
5
6
a-	Moléculas AL2 Ejemplo: BeCl2
MOLÉCULAS CON TODOS SUS ENLACES COVALENTES SIMPLES 
(Y SIN PARES DE ELECTRONES AISLADOS SOBRE A)
 
 1.- Moléculas tipo ALm (Geometría y Forma coincidentes)
La molécula de BeCl2 tiene dos enlaces σ equivalentes Be-Cl, separados por un ángulo de 180° 
 V = 2
m = L = 2
Geometría: Lineal 
Forma: Lineal 
σ
σ
σ
σ
b- 	Moléculas AL3 Ejemplo: BF3
La molécula de BF3 tiene tres enlaces σ equivalentes B-F dirigidos hacia los vértices de un triángulo, separados por ángulos de 120° 
 V = 3
m = L = 3
Geometría: Triangular 
Forma: Triangular 
σ
σ
σ
c- 	Moléculas AL4 Ejemplo: CH4
Geometría: Tetraédrica 
Forma: Tetraédrica 
σ
σ
σ
d- 	Moléculas AL5 				 Ejemplo: PCl5
σ
Geometría: BBT 
Forma: BBT 
σ
σ
σ
σ
e-	Moléculas AL6 Ejemplo: SF6
Geometría: Octaédrica 
Forma: Octaédrica 
σ
σ
σ
σ
MOLÉCULAS CON TODOS SUS ENLACES COVALENTES SIMPLES 
(CON PARES DE ELECTRONES AISLADOS SOBRE A)
 
 2.- Moléculas tipo ALmNn (Geometría y Forma diferentes)
a- 	Molécula AL2N 				Ejemplo: SnCl2
Geometría: Triangular 
Forma: en “V” 
m = 2 (dos pares de electrones enlazados)
n = 1 (un par de electrones aislados)
σ
σ
Esta molécula presenta 2 enlaces σ equivalentes Sn-Cl, con ángulo entre enlaces de 95°, 
debido a la mayor repulsión del par de electrones aislado sobre los pares enlazados
 c- 	Molécula AL2N2 			 Ejemplo: H2O
La molécula tiene 2 enlaces σ equivalentes O-H, con ángulo entre enlaces de 104,5°, 
por la mayor repulsión de los pares de electrones aislados sobre los pares enlazados
Geometría: Tetraédrica 
Forma: en “V” 
σ
σ
d- 	Molécula AL4N	 				 Ejemplo: SF4
σ
σ
σ
e- 	Molécula AL4N2 			 Ejemplo XeF4
Esta molécula presenta 4 enlaces σ equivalentes Xe-F, separados 90° entre sí. Los pares aislados se ubican a 180° entre sí, 
compensando la repulsión hacia los pares enlazados
 V = 8
m = L = 4
Geometría: Octaédrica 
Forma: Cuadrada
m = 4 (cuatro pares de electrones enlazados)
n = 2 (dos pares de electrones aislados, el 
 segundo se ubica opuesto al primero, 
 debido a la menor repulsión)
σ
σ
σ
σ
180º
LLA
120º
L
A
L
LL
109,5º
L
L
A
L
L
 
90º
120º
 
 
L
L
A
L
 
L
L
 
L
90º
L
L
L
L
A
90º
 
L
 
2
2
2
2
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
180°
BeBeClClClCl
geometríayformalineal
3
2
3
3
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
 
120°
B
L
 
F
FF
B
L
F
FF
geometríayformatriangular
4
2
4
4
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
geometríayformatetraédrica
109,5°
H
H
C
H
H
H
H
C
H
H
 
5
2
5
5
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
a
a
e
e
e
geometríayformabipirámidedebasetriangular
 
90°
P
120°
 
 
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
 
6
2
6
6
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
 
90°
S
90°
 
 
F
F
F
F
F
F
S
F
F
F
F
F
F
geometríayformaoctaédrica
 
3
2
2
4
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
 
>120°
A
L
 
<120°
Sn
L
 
95°
geometría triangularforma en "V"
LL
ClCl
4
2
2
6
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
geometríatetraédricaformaen"V"
>109,5°
<109,5°
104,5°
H
O
H
H
 
O
H
5
2
4
6
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
 
>90°
 
geometríabipirámidedebasetriangular
formatetraédricairregular
odistorsionada
a
a
e
e
<120°
S
F
F
F
FF
F
F
F
S
6
2
4
8
2
L
 
 
V
n
m
=
+
=
+
=
+
 
geometríaoctaédricaformacuadrada
90°
90°
 
Xe
90°
F
F
F
F
 
Xe
F
F
F
F