Los átomos tienen la tendencia universal de buscar la estabilidad cuando estos átomos llegan a ser estables es porque se han formado moléculas. Se denomina enlace químico que mantiene unidos a los átomos con la intención de formar moléculas y llegar a la estabilidad. Cuando los átomos se unen forman moléculas y estos moléculas son estables debido a que presentan menor energía. H
N H
H
H H
CLASES DE ENLACE QUIMICO : Dentro de la naturaleza existe 2 clases o tipos : Enlace Interatómico Enlace Intermolecular Intermolecular .
1. ENLACE INTERATOMICO : Es aquel tipo de fuerza que tiende a unir o a agregar átomos con la intensión de formar moléculas en otras palabras es la fuerza que tiende a juntar a los átomos. En la naturaleza se conocen 3 clases de enlace : Ionico, Covalente, Metálico.
A. ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE : Na + CL Na CL Este tipo de enlace se forma siempre entre un elemento metálico y un elemento no metálico, es decir en este tipo de enlace el metal se comporta como un donador de electrones, en cambio un elemento no metálico se comporta como un recibidor o aceptador de metales. A este tipo de de enlace se le conoce conoce : “ Enlace Ionico Ionico ” , porque va a dar lugar lugar a la formación de Iones. El metal se convierte en un catión ( + ) y el no metal en anión que es un Ion negativo.
+1
Cl
Na
n=1
n=2
-1
n=3
( metal metal - no metal )
donar e - recibir e –
CARACTERISTICA DE LOS COMP. IONICOS : 1. Este tipo de enlace se forma siempre entre un metal y un no metal 2. El metal siempre siempre va a donar el electrón y el no metal metal va a recibir el e
–
3. este tipo de enlace no forma verdaderas moléculas, moléculas, solamente los átomos átomos están unidos por fuerzas electrostáticas .
4. Los compuestos compuestos Ionicos son compuestos compuestos sólidos que presentan presentan las siguientes características características . -
Solubles en agua Buenos conductores de la corriente eléctrica Son sólidos sólidos cristalinos cristalinos de de alto punto de fusión ( sólido - líquido ) Buenos conductores de calor.
5. Para que existe enlace enlace ionico siempre debe de existir existir una diferencia de electronegatividad electronegatividad mayor a 1,7 EN > 1,7
ENLACE COVALENTE : H2
F2
2
Floruro de Hidrógeno
HF
Par covalente F
H n=1
n=1 n=2
Se denomina enlace covalente aquel tipo de enlace que se forma entre elementos no metálicos y se caracteriza porque los átomos van a compartir electrones, los electrones que se comparten son los que están ubicados en el último nivel o última capa.
N+N
N
2
N N 1
1 2
2 FN
1,7 eV
Nota : Se debe tener presente que el enlace covalente se forma siempre entre elementos no metálicos y la diferencia de electronegatividad entre ellos tiene que ser menor a 1,7 eV.
CLASES DE ENLACE COVALENTE : El enlace covalente puede ser de dos tipos diferentes : E. Covalente Normal . E. Covalente Coordinado – Dativo.
A. ENLACE COVALENTE NORMAL : A . + . B A : B C : + : D C : : D Es aquel tipo de enlace donde cada uno de los átomos que forma la molécula aporta uno o más electrones para formar los pares covalentes. El enlace covalente se caracteriza porque puede ser de dos tipos diferentes.
1. E. Covalente no polar ( apolar ) : Este tipo de enlace que se forma entre elementos no metálicos iguales. La diferencia de electronegatividad es cero y los electrones que se comparten están distribuidos en una forma simétrica. Las moléculas covalentes de las moléculas es igual a cero. H . + . H H : H H2 H : H molécula simétrica.
Polaridad = 0 CO2
O = C = O|
se comparten 4 electrones. CH4 H
H H
H
2. ENLACE COVALENTE POLAR : Este tipo de enlace se forma entre elementos no metálicos diferentes, este enlace se caracteriza porque la diferencia de electronegatividad tiene que se mayor de cero pero siempre será menor a 1,7.
Polar Ionico
Normal No Polar ( Apolar )
Covalente
E. Interatómico
Coordinado Metalico Las moléculas se consideran polares cuando el centro de Todas las cargas positivas no coinciden con el centro de todas cargas negativas debido a que entre los átomos existe una diferencia de electronegatividades. Acidos Hidrácidos HCL, HBr, HF, H 2S, HCN, H 2O, NH3 Las moléculas polares se caracterizan porque son moléculas asimétricas es decir el par de electrones que se está compartiendo se encuentra más cerca de uno de los átomos y más lejos a otro. S+
S-
S-
CL
H
S+
A
104 40 S+
H
H
B
S-
Molécula Asimétrica
S+
B. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO : Es aquel tipo de enlace en el cual uno de los átomos es el que brinda el par de electrones para completar el octeto.
A
A
B
NH 3
B
NH 4
H H
H H
N Atomo Central
Amonio
4 enlaces covalentes 3 covalentes normales 1 dativo
Diagrama de Lewis
SO 2 S x x
x x
x x x
x x
2 enlaces cov. normales
x x
1 dativo
S
SO 3
x x
Diagrama de Vant Hofft
x x x x x x
x
x x
S
2 enlaces cov. normales 2 dativos
x x
x x xx
S
Na x
x
Na 2 SO 4
x x x x x x x
2 enlace Ionico 2 enlace covalente normal 2 dativos
x
x x x
x x
S
x
x
x x
x
x x
S
x x
S
Na
Na
EJERCICIOS DE APLICACIÓN : De las siguientes moléculas determine : covalente normales y dativos iónicos.
HNO 3 N
H
5 enlaces covalentes 4 normales 1 dativo
H2 SO 4 H
S
H
6 enlaces covalentes 4 normales 2 dativos
CL O 7 2
8 enlaces covalentes 2 normales 6 dativo
CL 0 CL
H 3 PO4 H
P
H
7 enlaces covalentes 6 normales 1 dativo
H
5 enlaces covalentes 2 normales 3 dativos
H H CLO4 CL
ENLACE METALICO : este tipo de enlace es un enlace propio de los elementos metálicos que les permite actuar como moléculas monoatómicas. Los electrones cedidos se encuentran trasladándose de un átomo a otro formando una densa nube electrónica. A este movimiento de los electrones se debe que los metales presenten una alta conductividad eléctrica. Enlace Metálico
2. ENLACE INTERMOLECULAR : Es aquel tipo de enlace que se encarga de unir molécula a molécula por esa razón se le denomina intermolecular. El enlace intermolecular puede ser de dos tipos.
A. Enlace Fuerzas de Vander Walls . B. Enlace Puente de Hidrógeno . A. FUERZAS DE VANDER WALLS : Se le denomina así a aquella fuerza que se utiliza para unir moléculas pero estas fuerzas son muy débiles es decir este tipo de enlace se efectúa solamente entre moléculas no polares debido a que estas fuerzas son muy débiles los gases se pueden licuar. -
Enlace débil Moléculas no polares.
B. PUENTE DE HIDROGENO Este es un enlace relativamente fuerte que sirve para unir moléculas polares. El enlace intermolecular se realiza siempre entre un átomo de hidrógeno y un elemento altamente electronegativo. X : F - CL - Br - I - S - O
Los compuestos que presentan un puente de Hidrógeno se caracteriza por que presentan un elevado punto de ebullición, es decir las moléculas polares se caracterizan por tener fuente de hidrógeno a este tipo de enlace se debe que la densidad del agua en el hielo disminuye y por está razón el hielo flota en el agua. - Enlace Fuerte - Moléculas Polares.
H
H
H
H
H
H
H
H
VALENCIA QUIMICA Y ESTADO DE OXIDACION Valencia : 3 Al
Estado de oxidación = ( + 3 ) Valencia : 2
Ca Estado de oxidación = ( + 2 ) Valencia : 1
F
Estado de oxidación = ( - 1 ) Valencia : 2
O
Estado de oxidación = ( - 2 ) Se define valencia como la capacidad que tiene un átomo para poder donar, recibir o compartir electrones. Estado de oxidación o también denominado número de oxidación viene a ser la carga neta que adquiere el átomo al haber transferido sus electrones. El signo positivo significa el átomo ha donado electrones y el signo negativo significa que el átomo ha recibido electrones.
PRÁCTICA DE CLASE 01. En un enlace covalente: a) b) c) d) e)
Los átomos que están formando el enlace se encuentra en forma de iones. Hay transferencia de electrones de un átomo a otro. Los electrones son compartidos en forma igual o relativamente igual a los dos átomos. Existe donación total de electrones. Todas son verdaderas.
02. ¿Qué tipo de enlace esperamos que se forme entre el H y F. DATO: En: H = 2,1, F = 4,0 a) Iónico d) Electro Valente
03.
b) Covalente polar e) Covalente dativo
Hallar el número de enlaces sigma en: H H
a) 4 d) 7
04.
c) Covalente apolar
b) 5 e) 8
H C=C-C
C-H
c) 6
¿Cuál de los siguientes compuestos presenta la mayor cantidad de enlaces covalentes dativos?
a) BCLO4 d) Cl2 O7
b) H3 PO4 e) O3
c) SO3