CLASE 3

Enlace Químico

Y

Moléculas

Enlace Químico

• Es la forma de unión entre dos o más átomos.

• Un átomo adquiere estabilidad cuando posee 8 electrones en la capa electrónica más externa. O bien, 2 electrones cuando sólo tienen 1 nivel de energía.

• La “capa de valencia” es la última capa electrónica de un átomo y la denominación “electrón de valencia” designa los electrones existentes en dicha capa.

7N: 1s2 2s2 2p35 electrones de valencia

Grupo VAcapa de valencia

Para establecer un enlace químico, se deben cumplir dos reglas:

• Regla del Dueto: Un átomo debe tener dos electrones en su entorno.

• Regla del Octeto: Un átomo debe tener ocho electrones alrededor.

Estructura de Lewis

• Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa del átomo.

• Se relaciona con el grupo al cual pertenece el elemento.

Estructura de Lewis

Enlace Iónico

• Se establece entre dos átomos de electronegatividades muy distintas (diferencia de E.N. igual o superior a 1,7)

• Hay transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico.

• Un átomo cede electrones, quedando con carga positiva y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

• Las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica (electrolitos) cuando están fundidos o en solución acuosa.

• El enlace iónico se establece principalmente entre átomos de los grupos:

I A - VI A II A - VI A

I A - VII A II A - VII A

• Ejemplo: la sal de mesa (NaCl).

Enlace Covalente

• Los átomos enlazantes comparten electrones, formando ambos un octeto y/o dueto.

• Las sustancias con enlaces covalentes son, generalmente, insolubles en agua y no conducen la corriente eléctrica.

• Dentro de este enlace, se distinguen dos tipos:• Enlace covalente apolar.• Enlace covalente polar.

Enlace Covalente Apolar

• Se da entre átomos de igual electronegatividad (diferencia de EN = 0).

• Este enlace lo presentan, principalmente, los gases diatómicos, tales como el H2, O2, N2, etc.

Enlace covalente polar

• Se presenta entre átomos que tienen electronegatividades muy similares (diferencia de E.N. entre 0 y 1,7).

• Al producirse la unión entre átomos con electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose un polo positivo y otro negativo, lo que se conoce como “dipolo”.

• Ejemplo: H2O y NH3

Enlace Covalente Dativo

• En enlace sólo un átomo aporta electrones para el enlace, mientras que el otro átomo sólo aporta orbitales vacíos.

• Ejemplo: NH4+

Geometría molecular

• La geometría que adoptará una molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima.

• Se establecen dos reglas generales:

– Los enlaces dobles y triples, se pueden tratar como enlaces sencillos.

– Los electrones libres repelen a los electrones enlazantes.

• Según el Modelo de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia, las moléculas se dividen en dos categorías:

•

– Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central.

– Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central.

Moléculas sin pares de electrones libres

BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6

2 pares de e- de enlace

3 pares de e- de enlace

4 pares de e- de enlace

5 pares de e- de enlace

6 pares de e- de enlace

180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º

Lineal Triangular plana

Tetraédrica Bipirámide trigonal

Octaédrica

Cl Be Cl

F B F

F

H

H C H

H

Cl P

Cl Cl

Cl Cl

F S F

F F

F F

Moléculas con pares de electrones libres y pares de electrones de enlace

SnCl2 PE=2

PL=1

Angular ángulo menor 120º

NH3 PE=3

PL=1

Pirámide trigonal

107º

H2O PE=2

PL=2

Angular

105º

Cl Sn Cl

H N H

H

H O H

Moléculas con pares de electrones libres y pares de electrones de enlace.

SF4 PE=4

PL=1

Balancín

ClF3 PE=3

PL=2

Forma de T

BrF5 PE=5

PL=1

Pirámide cuadrada

XeF4 PE=4

PL=2

Plano cuadrada

F Br F

F

F F

F Xe F

F F

F S F

F F

F Cl F

F