ESTRUCTURA DE LA MATERIA
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ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVO
Diferenciar los distintos tipos de enlace químico para establecer las propiedades de cada compuesto.
1. Generalidades de los enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
2. Regla del octeto.
EL ultimo grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
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Características:
- Esta formado por metal + no metal
- No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
- Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.
- Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
- Son buenos conductores del calor y la electricidad.
- Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
- Son solubles en solventes polares como el agua
Disposición de los iones en un cristal de cloruro de sodio | Modelo de esperas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diámetro de un ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio | El cloruro de sodio es un solido cristalino de forma cubica que tiene un punto de fisión de 808 grados C |
FORMACIÓN DE ENLACES IONICOS
Ejm: NaF
Na: metal del grupo IA |
ENLACE IONICO
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F: no metal del grupo VIIA |
11Na: | 1s, 2s, 2p, 3s | Electrones de valencia | = 1 |
9F: | 1s, 2s, 2p | Electrones de valencia | = 5 +2 = 7 |
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un cation (ion positivo) |
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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) |
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La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
[Na]
| 1+ |
..
[:F:] .. | 1- |
En forma gráfica podríamos representarlos así:
(Insertar figura 1, p. 229, Hein )figura 1
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
METAL + NO METAL | IONICO |
No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el numero de grupo en romano, para los representativos, indica el numero de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.
:Mg
|
..
:Br: . |
| ||||||||
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Ejercicio: Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. Escribe sobre la linea el nombre del compuesto.
a) K2S _________________________
b) Cs2O ________________________
c) CaI2 _________________________
d) Al2O3 ________________________
Características:
- Esta basado en compartir electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
- Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
- Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.
- Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
- Son malos conductores del calor y la electricidad.
- Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
- Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
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.
..
:Cl: . |
El cloro es un elemento del grupo VII A.
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..
: Cl .. |
-
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..
: Cl .. |
O2 La molécula de oxigeno cambien es diatomica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es:
..
: O . . |
Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno 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.2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
..
: O .. |
-
|
..
: O |
..
: O |
=
|
..
O: |
N2 El nitrógeno, otra molécula diatomica, esta 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.
..
: N |
-
|
..
N: |
: N
|
=
|
N :
|
La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o mas, siempre debe seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas:
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Ejms:
CO2 (dioxido de carbono)
TRES NO METALES | COVALENTE |
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones= | 4 electrones |
O 2 x 6 electrones= | 12 electrones + |
16 electrones |
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, ambos oxígenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formándose dos dobles enlaces.
La estructura esta formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.
[NO3] | 1- |
(ion nitrito)
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Electrones de valencia totales:
N 1 x 5 e- = | 5 | |
O 3 x 6 e- = | 18 + | |
23 e- | + 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones |
Al nitrógeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace.
Tipos de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se clasifican en:
- COVALENTES POLARES
- COVALENTES NO POLARES
- COVALENTES COORDINADO
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer químico que desarrolle una escala numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al flúor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla periódica.
La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. |
El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en términos, generales es el siguiente:
Diferencia de electronegatividad
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Tipos de enlace
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Menor o igual a 0.4
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Covalente no polar
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De 0.5 a 1.7
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Covalente polar
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Mayor de 1.7
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Iónico
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Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo ionico puro.
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Ejemplo: La molécula de HCl.
Átomos
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H
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Cl
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Electronegatividad
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2.2
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3.0
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Diferencia de electronegatividad
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3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.
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d+ d-
H – Cl
El átomo mas electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. el hidrógeno la carga parcial positiva.
Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico.
Enlace | Electronegatividades | Diferencia de electronegatividad | Tipo de enlace | |
N -O | 3.0 | 3.5 | 3.5 - 3.0 = 0.5 | Polar |
Na -Cl | 0.9 | 3.0 | 3.0 - 0.9 = 2.1 | Ionico |
H - P | 2.1 | 2.1 | 2.1 - 2.1 = 0 | No polar |
As -O | 2.0 | 3.5 | 3.5 - 2.0 = 1.5 | Polar |
Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa. |
Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:
Para el ion amonio |
| tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado. |
Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las características del enlace no se modifican.
Enlace del vídeo: