2. El Enlace Químico
Tipos de enlace químico
Símbolos de puntos de Lewis
El enlace iónico
El enlace covalente
Estructuras de Lewis
El concepto de resonancia
Polaridad del enlace covalente.
Electronegatividad.
3. El enlace químico
Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La
formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre
partículas de distinta carga.
Tipos de enlace químico:
Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un
metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones
entre los átomos (generalmente entre no metales)
NaCl
Sólido
iónico
H2O NaCl
Compuesto
Compuesto
iónico
covalente
4. Símbolos de puntos de Lewis
Una forma de representar los electrones de valencia de un
átomo
..
Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo
. F.
del átomo
X . ..
El número de electrones disponibles para el enlace se
representa por puntos aislados
Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en
el lugar de los cuadrados que se representan en la figura
5. Símbolos de puntos de Lewis
Símbolos de Lewis para los elementos del segundo
periodo (n = 2).
Li Be B C
N O F Ne
6. El enlace iónico
Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización
(forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas
afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos
con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de
Coulomb)
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+ tiene la
configuración electrónica del He y el F− la del Ne
Li + F Li+ F LiF
7. El enlace iónico
Otros ejemplos de compuestos iónicos:
Ca + O Ca2+ O 2 CaO
2 Li + O 2 Li+ O 2 Li2O
3 Li + N 3 Li+ N 3 Li3N
8. Propiedades de los compuestos iónicos
Compuestos cristalinos
Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos
que se repiten periódicamente en el espacio
Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de
unión entre los iones de la red cristalina)
Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se
rompen sin deformarse)
Fuerza
Fuerza repulsiva Fractura
externa del cristal
9. 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 Sólido iónico
fundido disuelto en agua
10. El enlace covalente
G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma
cuando dos átomos comparten un par de electrones
Par de electrones
Electrones 1s compartido
Dos átomos de hidrógeno Una molécula de hidrógeno
H + H HH
En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace
covalente los electrones de valencia
F + F F F
11. El enlace covalente
Los pares de enlace que no forman parte del enlace se
denominan pares libres (no enlace)
F + F F F Pares libres
Par enlace
Tipos de enlace:
Sencillo (1 par de d electrones) H2
Doble (2 pares de electrones) O2
Triple (3 pares de electrones) N2
12. El enlace covalente / iónico
átomos átomos
Compartición Transferencia
de electrones de electrones
Ion Ion
Enlace covalente positivo negativo
Enlace iónico
13. Estructuras de Lewis
Forma estructural plana de una
molécula que muestra cómo están
unidos los átomos entre sí.
No representa la forma tridimensional
de la molécula
e- de
O C O valencia
He 2
Para escribir una estructura de Lewis
se aplica la regla del octeto: cada Ne 8
átomo llena su último nivel con ocho Ar 8
electrones (o dos para el helio)
Funciona para elementos del 2º periodo, Kr 8
principalmente Xe 8
Rn 8
14. Estructuras de Lewis: ejemplos
Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos
químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre
posiciones terminales
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
8 pares de electrones
15. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2
Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos.
Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Hemos colocado
O C O todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo su octeto
Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el
octeto del átomo central:
Estructura de Lewis
O C O del CO2
16. Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo- amoniaco NH3
Paso 1- Paso 2-
H N H N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno
H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos
H número total de e- 8 e-⇒ 4 pares de e-
Paso 3-
N completa su octeto
H N H H tiene su capa completa
con 2 electrones
H
17. Concepto de resonancia
A veces hay moléculas que no se describen por una única
estructura de Lewis
Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se
pueden escribir estructuras que difieren en la posición de los
enlaces dobles o triples.
Estas estructuras que se diferencian en la posición de los
enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia
Ejemplo:la molécula de ozono (O3)
B B
Ambas formas
O O de resonancia
O O O O
son posibles
A C A C
I II
18. Concepto de resonancia
Los datos experimentales indican que las distancias OO en la
molécula de O3 son iguales:
1.21 Å
1.48 Å
Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de
Lewis para representar a la molécula de ozono
O O Híbrido de
O O O O resonancia
19. Resonancia
La molécula de O3 es una superposición de ambas
estructuras:
Color primario Color primario Estructura Estructura
de resonancia de resonancia
Molécula de ozono
La necesidad de más de una estructura O
de Lewis es el resultado de la O O
deslocalización del par de electrones
20. Enlaces covalente polares
En un enlace covalente implica compartir electrones entre
dos átomos
En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual
entre los dos átomos de H
nube electrónica Asimetría de la
simétrica nube electrónica
HH H Cl
En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte
por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos.
El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos
21. Electronegatividad
Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia
sí los electrones de un enlace químico
La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta
en la transferencia parcial de carga hacia el átomo más
electronegativo
En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un
enlace polar
Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo
positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo.
H F
• •
Menor densidad electrónica Mayor densidad electrónica
Polo positivo (δ+) Polo negativo (δ−)
22. Tendencias periódicas de la electronegatividad
Linus Pauling desarrolló
un sistema para medir Elementos más
electronegatividades electronegativos
Electronegatividad
(0.7 (Cs) al 4.0 (F))
La electronegatividad
aumenta:
electronegatividad
electronegatividad
Aumento de la
Aumento de la
Variación de la electronegatividad
de Pauling en los grupos principales
Aumento de la electronegatividad
23. Electronegatividad y polaridad de enlaces
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
Si la diferencia de EN =0 ⇒ ENLACE COVALENTE (compartición
por igual de los electrones)
Si la diferencia de EN > 2 ⇒ ENLACE IÓNICO (transferencia
electrónica de electrones)
Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ⇒ ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
E. covalente E. iónico
EN(Li) = 1.0
EN(H) = 2.1
F2 HF LiF
EN(F) = 4.0