ENLACE QUÍMICO

TABLA PERIÓDICA

RECORDAR-Clasificación de METALES, NO METALES y METALOIDES.

-Clasificación de GRUPOS A (representativos) y B (transición).

-La relación entre la pertenencia a un grupo A y los ELECTRONES DE VALENCIA de ese elemento (Ej.: si el elemento está ubicado en el grupo VA tiene 5 electrones de valencia), ya que estos electrones permiten formar los enlaces en las moléculas. También se pueden identificar con la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.

-Saber dibujar la ESTRUCTURA DE LEWIS.

-Para la formación de los enlaces se debe seguir la regla del DUETO y del OCTETO, para lo cual se pueden formar ENLACES SIMPLES, DOBLES o TRIPLES en la molécula.

-Definición de ELECTRONEGATIVIDAD (capacidad para atraer un par de electrones del enlace) y su comportamiento en la tabla periódica (aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba).

-Para determinar la GEOMETRÍA MOLECULAR hay que fijarse en el átomo central, identificando los PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES y los PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES.

ESTRUCTURA DE LEWIS

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

Geometría PLANA TRIGONAL 120°

Geometría LINEAL 180°

Geometría BIPIRAMIDAL TRIGONAL 90° y 180°

Geometría OCTAEDRICA 90°

ENLACE IONICO

METAL (grupo IA o IIA) + NO METAL (grupo VIA o VIIA)

Diferencia de Electronegatividad mayor o igual a 1,7

Transferencia de Electrones

El átomo más electronegativo va a atraer con tanta fuerza los electrones del enlace que va a terminar quitándole los electrones al átomo menos electronegativo formando CATIONES Y ANIONES, los cuales se van a mantener unidos mediante fuerzas electrostáticas (atracción del átomo positivo con el negativo).

El Na pertenece al grupo IA por lo que tiene 1 electrón de valencia, mientras que el Cl pertenece al grupo VIIA por lo cual tiene 7 electrones de valencia. El Cl como es mas electronegativo va a atraer el electrón del último nivel energético del Na quitándoselo, quedándose finalmente con 8 electrones a su alrededor transformándose en un ANIÓN. El Na al perder ese último electrón también queda con 8 electrones a su alrededor, transformándose en un CATIÓN.

Recordar que los compuestos iónicos forman REDES CRISTALINAS cuya unidad estructural son CELDAS UNITARIAS (cada catión de Na tiene 3 aniones Cl a su alrededor y viceversa).

METAL

NO METAL

OTRO EJEMPLO

ENLACE COVALENTE POLAR

NO METAL + NO METAL

Diferencia de Electronegatividad menor a 1,7

Compartición de Electrones

En este caso los elementos presentan electronegatividades similares, por lo tanto los electrones se van a compartir, pero van a ser mas atraídos por el elemento que tiene la mayor electronegatividad formándose un DIPOLO, es decir, va a ser negativa la zona de la molécula donde esté el átomo más electronegativo y la zona donde está el átomo menos electronegativo va a ser positiva.

Recordar que para formar el enlace cada átomo aporta uno de sus electrones.

EJEMPLOS+

-

-

El Oxígeno (6 electrones de valencia) cumple la regla del octeto y cada átomo de Hidrógeno (1 electrón de valencia) cumple la regla del dueto.

La molécula de agua tiene 2 pares de electrones enlazantes y 2 pares de electrones no enlazantes (a partir del átomo central que es el oxígeno) , por lo tanto su geometría va a ser ANGULAR y sus ángulos van a medir 104,5°.

PAR DE ELECTRONES ENLAZANTES

PAR DE ELECTRONES NO

ENLAZANTES

EJEMPLOS

El átomo central tiene 2 pares de electrones enlazantes y 2 pares de electrones libres, por lo que su geometría es ANGULAR y sus ángulos miden 104,5° (igual que el agua)

En este caso la geometría seria LINEAL

EJEMPLOS

Ambas moléculas tienen 3 pares de electrones enlazantes y un par no enlazante por lo que su geometría va a ser PIRAMIDAL TRIGONAL con 107,3°

EJEMPLOS

Las 4 moléculas tienen 4 pares de electrones enlazantes y 0 no enlazantes, por lo que su geometría va a ser TETRÁEDRICA con 109,5°

EJEMPLOS

Para el caso de determinar la geometría molecular el enlace doble o triple se considera como 1 par enlazante, entonces esta molécula tiene 2 pares enlazantes y 0 par de electrones no enlazantes por lo que su geometría es LINEAL CON 180°

ENLACE COVALENTE APOLAR

NO METAL + NO METAL

Diferencia de Electronegatividad igual a 0

Compartición de Electrones

En este caso las moléculas están formadas por átomos del mismo elemento (MOLÉCULAS DIATÓMICAS MONOELEMENTALES) y como ambos átomos tienen la misma electronegatividad, los electrones van a estar ubicados a la misma distancia de ambos átomos, razón por la que se denomina un ENLACE PERFECTO donde no se distinguen polos en la molécula (APOLAR).

Recordar que para formar el enlace cada átomo aporta uno de sus electrones.

EJEMPLOS

8 ELECTRONES 8 ELECTRONES

Cada átomo de Flúor tiene 7 electrones de valencia.

EJEMPLOS

Se forman enlaces DOBLES y TRIPLES para cumplir la regla del OCTETO.

ENLACE TRIPLE ENLACE DOBLE

ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

NO METAL + NO METAL

Diferencia de Electronegatividad menor a 1,7

Compartición de Electrones, pero es uno de los átomo el que aporta los 2 electrones para

formar el enlace

Este tipo de enlace es igual al enlace covalente polar, con la diferencia que para poder cumplir la regla del DUETO y del OCTETO, uno de los átomos es el que aporta los dos electrones para formar el enlace.

EJEMPLOS

CATION

(1 CARGA +)

ENLACE COORDINADO

ENLACE NORMAL

A la molécula se agua se le agrego un catión de hidrogeno, lo cual es equivalente a una carga positiva para formar el ION HIDRONIO. En el enlace covalente coordinado que se establece entre el oxígeno y este catión el hidrogeno no tiene ningún electrón para aportar, por lo tanto para formar el enlace es el oxígeno el que aporta los dos electrones.

Existen 3 pares de electrones enlazantes y 1 par libre por lo que la geometría es PIRAMIDAL TRIGONAL con 107,3°.

EJEMPLOS

A la molécula de AMONIACO se le agrega un catión de hidrogeno formando el ION AMONIO, estableciéndose un enlace covalente coordinado entre el catión y el nitrógeno, siendo en este caso el nitrógeno el que aporta los 2 electrones para formar el enlace.

Como hay 4 pares de electrones enlazantes y 0 no enlazantes la geometría es TETRÁEDRICA con 109,5°

EJEMPLOS

ENLACE COVALENTE COORDINADO

La geometría de esta molécula es ANGULAR con 119,5°

Recordar el concepto de RESONANCIA, que se refiere a las moléculas que se pueden representar por más de una estructura de Lewis, por lo que la molécula real estaría representada en un intermedio entre las dos estructuras (doble flecha).

EJEMPLOS

Esta molécula tiene una carga negativa, lo cual significa que tiene un electrón adicional para poder formar los enlaces y cumplir con la regla del octeto en todos sus átomos.

Como hay 3 pares de electrones enlazantes y 0 pares no enlazantes la geometría sería TRIANGULAR PLANA con 120°.

ENLACE COORDINADO

ENLACE NORMAL

ELECTRÓN ADICIONAL

EJEMPLOS

ENLACE COORDINADO

ELECTRÓN ADICIONAL

Esta molécula es similar a la anterior, pero tiene 2 enlaces covalente coordinados y un electrón adicional para poder cumplir la regla del octeto en todos sus átomos.

Debido a que tiene 3 pares de electrones enlazantes y 1 par no enlazante su geometría es PIRAMIDAL TRIGONAL con 107,3°.

EJEMPLOS

OTROS EJEMPLOS

2 ELECTRONES ADICIONALES

Esta molécula no tiene enlace covalente coordinado pero tiene 2 electrones adicionales y se forma un doble enlace para cumplir la regla del octeto.

Su geometría es TRIANGULAR PLANA con 120°

ELECTRÓN ADICIONAL

Esta molécula tiene una carga negativa.

En este caso hay 2 pares de electrones enlazantes y un par no enlazante su geometría es ANGULAR con 119,5°