Enlace químico

“La unión hace La fuerza, La fuerza hace que se ganen batallas y el que gana Las bataLLas es eL Líder” anónimo T. Pilar Casafont.

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Enlace químico

Unión entre dos o más átomos, incluyendo iones para formar compuestos, en la que se requieren más de 80 kJ/mol para romperla.  Los átomos que participan buscan adquirir mayor estabilidad, perdiendo, ganando o compartiendo electrones y adquirir en tanto se pueda configuración externa de un gas noble (8e-).

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Una buena teoría del enlace debe poder explicar ciertos aspectos importantes: ¿Por qué se unen los átomos?. Estabilidad ¿Por qué la fórmulas de los compuestos son definidas? Ley de la Composición constante.

¿Por qué las moléculas de las diferentes sustancias tienen diferentes geometrías? TRPECV ¿Por qué se libera energía al exterior cuando se enlazan los átomos? Energía del sistema enlazado es menor que energía total de los átomos sin enlazar. ¿Qué propiedades de los compuestos se pueden predecir de acuerdo al tipo de enlace que presenten? Propiedades físicas.

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Regla del octeto

Los átomos pierden, ganan o comparten electrones al efectuar un enlace, para adquirir configuración electrónica de gas noble (ns 2 -np 6 ) y así adquirir estabilidad energética.

Excepciones: H  2 e Octeto Be  4 e (regla del 2 o dueto.) incompleto B  6 e _____________________________________________________________ Octeto P  10 e expandido S  12 e 3

Enlace iónico

Se da por

transferencia

de electrones.

• Entre un metal de baja energía de ionización y un no metal de alta electronegatividad y afinidad electrónica.

• Se forman catión (+) y anión (-) y la atracción electrostática que los une es muy intensa.

• Por lo general se da entre grupos de elementos del IA, IIA con VI A, VII A.

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• Además de formarse por la unión de un metal más un radical simple (no metal) también se forman por la unión de un metal con un oxianión.  Son compuestos iónicos los que presentan enlace iónico. Ejemplos: sales binarias (KBr), sales ternarias (NaNO 3 ), hidruros (CaH 2 ), hidróxidos (LiOH), óxidos metálicos (MgO), sales de amonio (NH 4 Cl).

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Cloruro de sodio (sal) 2 Na + Cl

2 

2 NaCl

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Propiedades de compuestos iónico

• Todos son ambiente.

(aprender)

sólidos

a temperatura • • Tienen

altos

puntos de fusión y ebullición.

Buena conductividad eléctrica

en

disolución acuosa o en estado fundido

.

• Son

frágiles

(sus cristales se rompen fácilmente al golpearlos) y

cristalinos

(empaquetamiento tridimensional ordenado).

• Forman

redes cristalinas

(no moléculas).

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Enlace covalente

Se da porque se

comparten

electrones.

• Ocurre un traslape de diferentes orbitales de cada átomo involucrado (hibridación).

• Se asocia con unión de no metales . Enlace dirigido. TIPOS: • Covalente polar (átomos diferentes) → desigualdad en densidad electrónica, se forma dipolo eléctrico. Ej. HCl, H ₂ O, NH ₃  Covalente no polar núcleos. Ej. H ₂ , Cl ₂ (átomos iguales) → igualdad en densidad electrónica alrededor de los dos , F ₂ 9

Cloruro de hidrógeno (HCl)

Polar

Cloro molecular (Cl

2

)

No Polar 10

 Covalente coordinado o dativo → solo uno de los átomos aporta el par de electrones para el enlace. Ej NH 4 ¹+ • Covalente simple → se comparte un par de e .

Enlaces sigma σ.

• Covalente doble → se comparten dos pares de e .

• Enlaces sigma σ y pi π.

• Covalente triple → se comparten tres pares de e -.

• Un enlace sigma σ y 2 pi π.

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C. Simple. H 2 C. Doble Nota: eliminar 1 par de electrones no enlazantes en O 2 C. Triple N 2 12

 Son compuestos moleculares los que presentan enlace covalente.

Ejemplos: óxidos no metálicos (CO 2 ), compuestos entre no metales (PCl 3 ), compuestos con nombre especial (CH 4 ), algunos compuestos del hidrógeno como los ácidos (H 2 SO 4 ) e hidruros no metálicos (HCl gaseoso).

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Regla para determinar tipo de enlace por diferencia de electronegatividades

Enlace covalente no polar 0 ≤ E ≤ 0,3 Enlace covalente polar 0,3 < E ≤ 1,7 Enlace iónico E > 1,7 Nota: esta delimitación no es lo más apropiado, ya que el carácter iónico o covalente lo determinan las propiedades físicas y químicas que no solo dependen de estos valores. Sin embargo es bueno saberlo como segundo criterio.

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Propiedades de compuestos moleculares

(aprender) • Se presentan como

gases, líquidos o sólidos

a temperatura ambiente.

• • Tienen

bajos

punto de fusión y ebullición.

No conducen la electricidad

ácidos en disolución acuosa.

, excepto los • A menudo son

blandos.

• Forman

moléculas

y tienen

enlaces dirigidos (sigma o pi).

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Relación entre fuerzas interatómicas e intermoleculares

• En compuestos moleculares las propiedades físicas (punto de fusión, punto de ebullición, sublimación, etc.) dependen de

fuerzas intermoleculares

y no del enlace entre átomos que forman las moléculas. Ej. Bajos puntos de fusión y ebullición. En compuestos iónicos y metálicos sí se deben romper enlaces ( fuerzas interiónicas ) para lograr un cambio de estado, por lo que se asocia a mayores requerimientos energéticos. Ej. Altos puntos de fusión y ebullición.

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Enlace metálico

• Se da por la fuerza que mantiene unidos a

átomos de un mismo metal

(forma iones).

• La naturaleza de este enlace es importante ya que ¾ partes de los elementos existentes son metales.

• Estos átomos tienen abundancia de orbitales de valencia y deficiencia de electrones de enlace; en consecuencia los electrones pueden moverse libremente en orbitales vacíos de átomos vecinos.

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• El modelo que lo representa consiste en un “mar de electrones deslocalizados ”.

• El enlace metálico se forma porque los electrones pueden moverse libremente de manera que se encuentran siempre entre dos o más núcleos positivos, lo que mantiene la estructura unida, al formarse una red cristalina.(atraccción-repulsión) 18

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Propiedades de metales

(aprender) • Conducen bien la electricidad porque los electrones de valencia pueden moverse libremente a través del sólido.

• Conducen bien el calor en vista de que los electrones al moverse libremente pueden adquirir una gran energía cinética y propagarla rápidamente por el cristal.

• La mayoría son sólidos (excepto el mercurio) y algunos más blandos y deformables.

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• Son dúctiles (forman hilos) y (forman láminas).

maleables • Forman redes atómicas cristalinas.

• Tienen brillo.

• Cuando se calientan dos o más metales por encima de sus puntos de fusión y luego se dejan enfriar forman un sólido llamado “

aleación

” .Ej acero, bronce, latón, oro de joyería.

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