DEFINICIÓN Son
fuerzas de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética) , los cuales mantienen unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y liquido)
H2O Compuesto covalente
NaCl Compuesto iónico
NaCl Sólido iónico
PRINCIPIO
FUNDAMENTAL
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía pero mayor estabilidad en el caso de los átomos, la estabilidad se refleja en un cambio de su configuración electrónica externa .
NOTACIÓN de Lewis
Consiste en representar los electrones de valencia ( último nivel )de un átomo
Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo
X
. . .. F. ..
Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura
Símbolos de puntos de Lewis
en los elementos representativos (el número de dichos electrones de valencia coincide con el número de grupo al cual per tenece el elemento en la Tabla periódica).
Li
Be
B
N O F
C
Ne
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VI A
VII A
VIII A
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
REGLA
Regla
DE
ESTABILIDAD
del octeto
Es un criterio genérico propuesto por Kössell que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar ocho electrones en su nivel más externo (configuración electrónica semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría de elementos representativos enlazados. Posteriormente Lewis dio la regla de Dueto.
Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos, mediante los siguientes mecanismos.
TIPOS
DE
ENLACES
* Ionico o Electrovalente Interatomi cos * Covalente * Metalico TIPOS DE ENLACES * Interacció n dipolo − dipolo Intermoleculares * Enlace puente de hidrogeno * Fuerzas de dispersión o London
ENLACES ENLACE
INTERATÓMICOS
IÓNICO
Fuerza de atracción electrostática que existe entre METALES (Cationes IA y IIA) y NO METALES (Aniones IIIA Y VIIA) por lo general.
Resulta de la transferencia de uno o mas electrones de valencia del metal ( que pierde e -) al no metal ( que gana e).
LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F gana un electrón y forma F−. Nótese que el Li + F Li+ F Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F− la del Ne
El enlace iónico
Otros ejemplos de compuestos iónicos:
CaO
Ca
Li2O
2 Li + O
2 Li+
O2
Li3N
3 Li + N
3 Li+
N3
+
O
2
Ca2+ O
Propiedades de los compuestos iónicos
A condiciones ambientales son sólidos cristalinos, duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin deformarse)
la atracción iónica es polidireccional
no forma moléculas; solo agregado ordenado de iones
en compuestos iónicos binarios, generalmente la diferencia de electronegatividades ( ∆ E.N.≥1.7) Fuerza externa
Fuerza repulsiva
Fractura del cristal
Propiedades de los compuestos iónicos
No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución
Sólido iónico
Sólido iónico fundido
Sólido iónico disuelto en agua
El enlace covalente
Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que compar ten electrones. Generalmente se produce entre no metales. Par de electrones Electrones 1s
Dos átomos de hidrógeno H + H
F
+
F
compartido
Una molécula de hidrógeno HH
F
F
Propiedades de los compuestos covalentes •A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases •Generalmente tienen bajo punto de fusión •Son muchos más los compuestos covalentes que los iónicos •Mayormente sus soluciones no son conductores de electricidad Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, , H2O
CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes
POR El NUMERO DE PARES COMPARTIDOS
Enlace Covalente Normal
Cuando los dos átomos que se unen aportan el mismo número de electrones a compartirse
Ejem: para el BeCl2 Cl
Be
Cl →
Cl –Be - Cl
Hay 2 enlaces normales
Enlace Covalente Coordina do o Dativo
Un solo átomo aporta el par electrónico. Se representa mediante una flecha que va desde el átomo que aporta los electrones hasta el átomo que no aporta
Ejem: SO2
CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes POR LA POLARIDAD DEL ENLACE Enlace Covalente Apolar *(compartición equitativa de electrones) *Se produce entre átomos de igual E.N. * Generalmente no metales iguales
Enlace Covalente Polar * (compartición desigual de electrones) * Producido entre átomos de diferente E.N. los electrones compartidos se aproximan más al de mayor E.N • Generalmente no metales diferentes
CLASIFICACIÓN DEL ENLACE covalentes POR EL NÚMERO DE PARES COMPARTIDOS
Enlace
Simple
Un solo par de compartidos (enlace sigma σ)
electrones
Enlace doble. Se comparte dos
Enlace
Múltiple
pares de electrones (1 sigma y 1 pi)
Enlace triple. Se comparte tres pares de electrones (1 sigma y 2 pi)
A
A
σ B
σ = B π
σ A≡B π
Comparación entre enlace covalente e El enlace covalente / iónico iónico átomos
Compartición de electrones
Enlace covalente
átomos
Transferencia de electrones
Ion Ion positivo negativo Enlace iónico
REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS (COMPUESTOS COVALENTES) El enlace covalente / iónico DE ACUERDO A LA ESTRUCTURA LEWIS
REPRESENTACIÓN DE LAS MOLÉCULAS (COMPUESTOS COVALENTES) El enlace covalente / iónico DE ACUERDO A LA ESTRUCTURA LEWIS Para moléculas de 3 o más átomos tendremos que ubicar al átomo central que es el que tiene menor cantidad de átomos y menor electronegativo diferente de “H” y “O”.
Molécula Apolar: El enlace covalente / iónico Moléculas en la cual los átomos que rodean al átomo central coinciden en un punto el centro de cargas positivas y negativas. En moléculas heteroatómicas cuyo átomo central sostiene átomos idénticos el átomo central no tiene pares libres
Molécula El enlace covalente / iónico polar: Molécula en la que los átomos rodean al átomo central se disponen asimétricamente, por lo que Los centros de cargas positivas y negativas no coinciden y la molécula presenta dos polos de signo opuesto (dipolo). Y un momento dipolar resultante diferente de cero
ENLACES
INTERMOLECULAR
Es la fuerza que une a dos moléculas idénticas o diferentes.
Por lo general estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas interatómicas.
Tradicionalmente las fuerzas intermoleculares también se les denomina fuerzas de Van der Walls.
TIPOS :
DIPOLO – DIPOLO (D – D) Enlace Puente Hidrógeno (EPH). Enlace por fuerza de London (F.L.)
ENLACES
INTERMOLECULAR
ENLACE DIPOLO – DIPOLO (D – D) Es
la fuerza Son fuerzas que actúan entre moléculas polares, es decir moléculas con dipolo permanente, su origen es electrostático
HCl - HCl - HCl
ENLACES
INTERMOLECULAR
ENLACE PUENTE HIDRÓGENO Es
un tipo de enlace especial de enlace dipolo – dipolo es muy fuerte y se manifiesta entre el par electrónico de un átomo de F, O ó N y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones.
ENLACES
INTERMOLECULAR
ENLACE POR FUERZA DE LONDON O FUERZAS DE VAN DER WALLS Es
la fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas APOLARES . Debido a estás fuerzas débiles los gases se pueden licuar es decir pasar al estado líquido.
Generalmente el orden respecto a la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Enlace Puente
Enlace
de Hidró ge no
>
Enlace por Dipolo – Dipolo
>
fuer za de Lo ndon
FIN