Enlaces Químicos

1. Enlaces Químicos

2. Contenidos • Enlace químico (iónico, covalente y metálico). • Estructura de Lewis, regla del dueto y del octeto. • Geometría molecular. • Fuerzas intermoleculares • Nomenclatura inorganica.

3. ENLACE QUÍMICO El enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. • Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa (o 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía). • Capa de valencia es la última capa electrónica de un átomo y la denominación electrón de valencia designa los electrones existentes en esa capa. 5 electrones de valencia 7N: 1s2 2s2 2p3 Grupo VA capa de valencia

5. ENLACE QUÍMICO Dos reglas que se deben cumplir son: • Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos electrones en su entorno. • Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor.

6. Estructura de Lewis • Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa (grupo del elemento), que participan en el átomo.

7. Ejemplo de la estructura de Lewis del CO2

8. Dueto Octeto

9. Pregunta P.S.U. 14. ¿Cuántos pares no enlazantes presenta la molécula de amoniaco (NH3)? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 A Aplicación

10. REALIZA LA ACTIVIDAD PROPUESTA DE LA PÁGINA 111

11. Mecanismos de Enlace Químico • Cuando los átomos se encuentran lo suficientemente cerca, sus electrones de valencia se reordenan, de forma en que cada uno de los átomos logre una configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y aumente así su estabilidad. • Fuerza de atracción entre los átomos que se denomina enlace químico. • El reordenamiento de los electrones de valencia en los átomos se realiza por algunos de los siguientes mecanismos: ceder, recibir o compartir electrones.

12. Mecanismos de Enlace Químico • Ceder electrones: los átomos que presentan uno, dos o res electrones de valencia, tienden a perderlos. Ej.: elementos metálicos. • Recibir electrones: los átomos con cinco, seis o siete electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones. Ej.: elementos no metálicos. • Compartir electrones: los elementos con mayor facilidad para compartir los electrones, son aquellos que poseen cuatro electrones de valencia. Ej.: el carbono

13. REALIZA LA ACTIVIDAD PROPUESTA DE LA PÁGINA 113

14. ENLACE IÓNICO • Entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7) • Transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. • Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

15. ENLACE IÓNICO • Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa. • El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos: I A - VI A II A - VI A I A - VII A II A - VII A • Ejemplo: la sal de mesa (NaCl), el salitre (KNO3), el sulfato de cobre (CuSO4). NaCl

17. Propiedades de los enlaces iónicos 1. Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a temperaturas elevadas

18. 2. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos 3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.

19. 4. Son frágiles y quebradizos.

20. 5.Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos). Cloruro de sodio disuelto en H2O

21. ANALIZANDO DISCO NIÑAS!!! PÁGINAS 116- 117

22. ENLACE COVALENTE • Átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto. • Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica. Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos: • Enlace covalente apolar. • Enlace covalente polar.

23. Dos átomos de Hidrógeno

24. Enlace covalente apolar • Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0). • Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.

29. Enlace covalente polar • Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades muy similares (diferencia de E.N. mayor a 0 y menor a 1,7). • Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y otro negativo o dipolo. • Ejemplo: H2O y NH3

30. En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Agua

31. Características del enlace covalente

32. Preguntas al instante!!! 9. Respecto de los enlaces. I. En el enlace iónico se comparten electrones. II. En el compuesto Cl2 existen 6 pares de electrones no enlazantes. III. Si el enlace es covalente polar , se comparten igualmente los electrones. Es (son) correcta (s) A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) Sólo I y II E) Sólo I y III B Comprensión

33. Preguntas al instante!!! 10. La electronegatividades del hidrógeno y el flúor son, respectivamente, 2,1 y 4. De acuerdo con la información, es posible deducir que la molécula de ácido fluorhídrico (HF) A) es iónica. B) es covalente polar. C) es covalente dativa. D) presenta geometría molecular lineal. E) forma redes cristalinas. B Aplicación

34. REALIZA LA ACTIVIDAD PROPUESTA DE LA PÁGINA 121

35. Geometría molecular • La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima. • Dos reglas generales: • Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces sencillos. • Electrones libres repelen electrones enlazantes.

36. Geometría molecular • En el modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) , las moléculas se dividen en dos categorías: • Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central. • Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central.

37. Moléculas sin pares de electrones libres

38. Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE).

39. Moléculas con pares de electrones libres y pares de electrones de enlace.

40. Preguntas al instante!!! 15. ¿Qué ángulo de enlace se establece entre los átomos en la molécula de BF3? A) 90° B) 104,5° C) 119,5° D) 120° E) 180° D Aplicación

41. REALIZA LA ACTIVIDAD PROPUESTA DE LA PÁGINA 127

42. Enlace Metálico Los átomos de los metales pierden fácilmente los electrones de valencia y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica.

43. Los electrones desprendidos forman una nube o mar de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Así el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. • El enlace no es entre átomos, sino más bien entre cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. -fuerzas de atracción-

44. Los núcleos de los metales se organizan en estructuras ordenadas

45. Características de los enlaces metálicos Conductividad eléctrica. Se da por la presencia de un gran número de electrones móviles. 2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia. Brillo. Puntos de fusión y ebullición altos.

46. Ductilidad y maleabilidad. En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Por lo tanto los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

47. 6. Tenacidad y deformabilidad. Aquí podemos observar cómo los enlaces metálicos son más fuertes que los enlaces iónicos cuando se someten a una fuerza, el enlace metálico simplemente sufre una deformación y el enlace iónico se rompe ante la misma fuerza.

48. Fuerzas Intermoleculares Son fuerzas de atracción entre las moléculas, y son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de las moléculas

49. Clasificación • Fuerzas de van der Waals • dipolo – dipolo • dipolo – dipolo inducido • Fuerzas de dispersión (fuerzas de London) • Enlace de Hidrógeno

50. Fuerzas de van der Waals 1) dipolo-dipolo: son las fuerzas de atracción entre moléculas polares