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Objetivos:
Establecer que la capacidad de interacción entre
átomos se explica por su estructura electrónica.
Comprender que los átomos forman compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.
Relacionar la configuración electrónica con el tipo de
enlace que los átomos forman en compuestos
comunes.
¿Cómo se unen los átomos?
Enlace químico, es la fuerza de atracción mutua entre dos o mas átomos que se combinan para formar una molécula con características químicas y físicas diferentes a las de sus elementos constituyentes.
Molécula de elemento: unión de átomos iguales. Ejemplo: O2, N2, O3, H2
Molécula de compuesto: unión de átomos diferentes.
Ejemplo: H2O, HCl, CO2
¿Por qué se unen los átomos?
Por la tendencia que poseen los átomos de lograr
estructuras similares a las del gas noble más cercano y
ser estables como ellos.
¿cómo se logra la estabilidad?
¿A que se debe la formación de un enlace químico?
Se debe a la ganancia, perdida o compartimiento de
electrones entre los átomos que se unen.
Enlace químico:
Se clasifican según el carácter metálico de las especies
que se combinarán:
Enlace Metálico
Enlaces Químicos
Enlace Iónico
Covalente Polar
Covalente Apolar
Covalente coordinado
o dativo
Enlace Covalente
Las propiedades de las sustancias dependen de la
naturaleza de los enlaces que unen sus átomos o iones.
Sustancias metálicas (o metales), iónicas (sales) y
covalentes (compuestos moleculares).
Sales: compuestos iónicos formados por cationes
metálicos y aniones no metálicos.
Ejemplos, sal de mesa (cloruro de sodio, NaCl).
El comportamiento metálico o no metálico de una
especie se fundamenta en las propiedades periódicas.
Electronegatividad
Es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a
atraer hacia si los electrones cuando se combinan con
átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad
de los átomos enlazados.
Estructura de Lewis
La tabla periódica y la configuración electrónica, ayudó a
entender cómo se forman las moléculas.
Gilbert Lewis: “los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica estable y se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble”.
Isoelectrónico: Especies que poseen el mismo número de electrones.
Al interactuar los átomos para formar un enlace químico, entran en contacto sus regiones más externas.
Se dibujan los electrones de valencia de un elemento con puntos o cruces (símbolo de Lewis).
Para realizar el símbolo de Lewis de un elemento:
1. Escribimos el símbolo del elemento (N). Se dispone de
cuatro zonas para situar dos puntos (dos electrones)
2. Se dibujan cinco puntos o electrones alrededor del
símbolo del elemento (N), ya que según la configuración
electrónica más externa (2s22p3), el N tiene 5 de e– de
valencia (grupo V–A).
3. Las zonas permitidas se llenan con un electrón y
cuando ya no quedan espacios vacíos, se dibujan dos
electrones juntos:
Los puntos, se pueden comenzar a dibujar en cualquier
zona o posición. En el caso del nitrógeno, los diferentes
símbolos de Lewis son equivalentes entre sí.
Los electrones que quedan apareados se llaman “pares
libres” de electrones y se pueden representar por una
línea.
Los electrones representados por puntos, son los electrones desapareados.
Los elementos buscan parecerse al gas noble más
cercano, para alcanzar su estabilidad (subcapas llenas).
Los gases nobles tienen ocho electrones en su última
capa, salvo el helio que tiene dos:
a) Regla del octeto: Un elemento se combinará con otro para quedar rodeado de ocho electrones.
b) Regla del dueto: Un elemento se combinará con otro
para quedar rodeado de dos electrones.
Notación de Lewis para cada grupo según
electrones de valencia.
Ejemplo:
El cloro (Z =17) 3s23p5 pertenece al grupo VIIA, tiene siete
electrones en su última capa, tenderá a ganar un
electrón para quedar con ocho electrones (para ser
como el argón (Z =18)), cumpliendo la regla del octeto.
Clase 3: Objetivos
Reconocer el enlace iónico que forma una molécula.
Clasifican si un enlace es iónico, a partir del cálculo de diferencia de electronegatividad.
Relacionar la configuración electrónica con el enlace iónico formado.
Aplicar el modelo de enlace iónico a casos simples de interacciones de átomos en la formación de compuestos.
Relacionar el enlace iónico y la estructura cristalina de algunos compuestos.
Enlace iónico
Es la fuerza electrostática o de atracción que mantiene unidos a dos o más iones de cargas opuestas.
Existe una transferencia de electrones de un Metal a un No Metal.
El Metal cede un electrón, convirtiéndose en un catión (ión con carga positiva), mientras que el No Metal acepta el electrón, convirtiéndose en un anión (ión con carga negativa).
El metal posee una baja electronegatividad y el no metal alta electronegatividad.
La diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) entre los elementos combinados debe ser superior a 1,7(Δ E.N. > 1,7).
Ejemplo:
El sodio (Metal, Na) de electronegatividad 0,9 y el cloro
(No metal, Cl) tiene una electronegatividad de 3,0.
Δ E.N. = E.N. Cl – E.N. Na
= 3,0 – 0,9
Δ E.N = 2,1 2,1 > 1,7 (Enlace Iónico)
El metal (sodio) cedió un electrón al no metal (cloro),
formando un catión sodio (Na+) y un anión cloruro (Cl-).
Actividad:
Calcula la diferencia de electronegatividad de los
siguientes pares de elementos, determinando si
forman un enlace iónico.
Ca y Cl
Li y F
N y H
K y Cl
Be y O
Al y F
Al y O
Al formarse los iones, estos se atraen para formar una red
tridimensional llamada red cristalina.
El cloruro de sodio, NaCl (sal de mesa), es un compuesto
iónico donde sus iones se organizan formando cubos
compactos (forma cúbica).
Ejemplo:
Formación de un compuesto iónico, fluoruro de calcio
(CaF2):
Propiedades de las sustancias que presentan enlace
iónico (compuestos iónicos):
Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
Altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en agua y otros solventes polares.
Al tener contacto con el agua se separan en sus iones,
se disocian.
Fundidos o disueltos son buenos conductores de la
electricidad.
Son duros.
Son frágiles.
Malos conductores de calor
Predicción de fórmulas de los compuestos iónicos
Escribe la fórmula de los compuestos iónicos de los
siguientes pares de elementos químicos teniendo
presente la configuración electrónica, la estructura de
Lewis y sus electrones de valencia, que pueden ser
obtenidos considerando la información de la Tabla
periódica.
a. Litio y oxígeno.
b. Calcio y azufre.
c. Aluminio y flúor
Objetivos clase 4:
•Reconocer los tipos de enlace covalente que forman las
molécula.
•Relacionar la configuración electrónica con el enlace
covalente formado.
•Aplicar el modelo de enlace covalente a casos simples de
interacciones de átomos en la formación de compuestos.
Enlace covalente
Los elementos que se combinarán no tienen una gran
diferencia de electronegatividad como para que
suceda la transferencia de electrones.
Dos elementos No Metálicos tendrán que compartir los
electrones, lo cual ocurre por la similitud de las
electronegatividades.
La diferencia de electronegatividad entre los elementos
(ΔE.N.) debe ser menor o igual a 1.7 (E.N. ≤1,7)
Enlace covalente polar
Cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los
electrones girarán más tiempo cerca del núcleo del
átomo más electronegativo.
Ejemplo: HCl. La nube electrónica se abulta en la zona
del cloro, debido a su electronegatividad.
Se simboliza con una flecha para indicar el
desplazamiento de los electrones, distinguiendo polos,
de cargas positiva y negativa (+δ y –δ):
El hidrógeno (H) es un no metal de electronegatividad
2,1 y el cloro (Cl) es un no metal de electronegatividad
3,0.
Δ E.N. = E.N. Cl – E.N. H
= 3,0 – 2,1
Δ E.N. = 0,9 0,9 < 1,7 (enlace covalente)
Ambos elementos compartirán electrones hasta cumplir
la regla del octeto (Cl) o dueto (H).
Estructura de Lewis del amoniaco (NH3).
1. Organizar los átomos de los elementos de la molécula.
Tenemos cuatro átomos en la molécula, escogemos un átomo
central y alrededor los otros
átomos.
2. Escribir los símbolos de Lewis para
cada átomo:
3. Trazar líneas que unan los electrones desapareados, intentando que los
átomos cumplan la regla del octeto o
del dueto.
Enlace covalente apolar
Los elementos que se combinan tienen la misma
electronegatividad o su diferencia de
electronegatividad (ΔE.N.) es inferior a 0,5. ΔE.N. < 0,5
La compartición de electrones será equitativa, los
electrones giran alrededor de ambos núcleos. Por esto,
no se distinguen polos al interior del enlace.
Ejemplo, la molécula de
hidrógeno (H2) y la de
cloro (Cl2).
Enlace simple Enlace doble Enlace triple
compartición de dos
electrones (un par),
como el F2 o NH3
compartición de
cuatro electrones (dos
pares), como el O2.
compartición de seis
electrones (tres
pares), como el N2.
Tipos de enlace, según par de
electrón compartido
Flúor diatómico: F2
Ambos átomos de flúor están cumpliendo con la regla
del octeto. Cada uno tiene siete electrones de valencia (2s22p5) y más el electrón que están compartiendo, se
completan los ocho electrones.
Oxígeno molecular: O2
Ninguno de los oxígenos está cumpliendo con la regla
del octeto, ambos están rodeados de siete electrones,
pero cada uno de ellos tiene aún un electrón
desapareado.
Trasladamos dichos electrones para que queden uno
frente al otro. Los átomos de oxígeno comparten dos
pares de electrones.
Nitrógeno molecular: N2
Al inicio, los nitrógenos quedan rodeados de seis
electrones, pero le quedan dos electrones
desapareados a cada uno.
Ambos nitrógenos están cumpliendo con la regla del
octeto (cinco electrones propios y tres “prestados”). Se
están compartiendo tres pares de electrones.
Dióxido de carbono: CO2
Existen tres átomos, escogemos un átomo central, el
carbono, C.
Aquí, cada oxígeno comparte dos pares de electrones
con el carbono.
Propiedades de las sustancias con enlace covalente
Se encuentran en estado sólido, líquido o gaseoso.
Bajos puntos de fusión y ebullición.
Solubles en solventes polares (agua) cuando presentan
polaridad y en solventes apolares (benceno) cuando no la tienen.
Malos conductores del calor y la electricidad.
Ejemplos: el agua, el aceite, los plásticos, el alcohol, el
oxígeno, el cloro, etc.
Enlace metálico
Combinación de dos o más átomos metálicos, de
electronegatividades bajas y con tendencia a ceder
electrones.
Poseen altas densidades, debido a la formación de
estructuras tridimensionales compactas.
Propiedades de las sustancias que
presentan enlace metálico:
Tienen brillo.
Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) que es líquido.
Altos puntos de fusión y ebullición, excepto el mercurio, cesio (Cs) y el galio (Ga).
Buenos conductores del calor y la electricidad.
Maleables (láminas o planchas finas).
Dúctiles (alambres o hilos delgados).
Resisten grandes tensiones sin romperse, son firmes.
Son más densos que el agua, menos el sodio (Na), litio(Li) y el potasio (K).
Las aleaciones (mezclas de metales), se mantienen unidas entre sí por enlace metálico.
