Teoría de Enlace

CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII
COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
QUÍMICA
Teoría de Enlace
Objetivo: Establecer que la capacidad de
interacción entre átomos se explica por su
estructura electrónica.
Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia
¿ QUÉ ES UN ENLACE?
• Es una fuerza de atracción que
mantiene unidos a grupos de dos o más
átomos, con el fin de adquirir una
configuración electrónica mas estable
(gas noble).
¿ QUÉ ES UNENLACE?
• Los átomos forman los enlaces a
través de los electrones más
externos.
• Van perdiendo o ganando electrones,
dependiendo de la electronegatividad
que presentan.
TIPOS DE ENLACE
Hay dos tipos principales de enlaces:
iónico y covalente.
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Covalente
comparte e--
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
TIPOS DE ENLACE
ENLACE IÓNICO
 Se establece por cesión de electrones (uno o más) de un
átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un
átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones).
 Es la unión que se realiza entre elementos cargados
eléctricamente, es decir, con cargas opuestas
(recordemos que los polos opuestos se atraen).
 Este tipo de enlace ocurre generalmente entre metales y
no metales.
 En este tipo de enlace los átomos transfieren electrones
completamente, pudiendo ser uno o más electrones los
que se transfieren
ENLACE IÓNICO
Enlace
Iónico
Un enlace iónico es la fuerza de la
atracción electrostática entre iones de
carga opuesta.
Iones
libres
Estos enlaces pueden ser bastante
fuertes pero muchas sustancias iónicas
se separan fácilmente en agua,
produciendo iones libres.
ENLACE IÓNICO
Compuestos
iónicos
Átomo
Baja Electronegatividad
Catión
Pérdida eTransferencia
de e-
Ganancia e-
Compuesto Iónico
Átomo
Electronegatividad elevada
Anión
ENLACE COVALENTE
• En este tipo de enlace, los elementos se unen y
“comparten” sus electrones.
• Se da entre no metales -o sea, elementos que
tienen electronegatividades similares- y entre no
metales y el hidrógeno.
• En este tipo de enlace no se forman iones.
• En la mayoría de los casos, cada átomo
adquiere la configuración electrónica de gas
noble (octeto completo).
ENLACE COVALENTE
Si los átomos comparten
un par de electrones: enlace covalente sencillo
dos pares de electrones: enlace covalente doble
tres pares de electrones: enlace covalente triple
Molécula de oxígeno
Molécula de nitrógeno
ENLACE COVALENTE POLAR
 Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la
diferencia de electronegatividad (ΔEN) es distinta de cero, pero
inferior a 1,7, dando origen a compuestos covalentes conocidos
como moléculas diatómicas covalentes, por ejemplo el HCl, y
moléculas poliatómicas que se forman por la unión de tres o más
átomos, siendo el átomo central generalmente menos
electronegativo y con mayor capacidad de formar enlaces por
ejemplo, SO3.
Otros ejemplos: dióxido de carbono (CO2); el metano
(CH ), y el sulfuro de hidrógeno (H S).
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ENLACE COVALENTE NO
POLAR
 Este tipo de enlace covalente se forma por la unión de átomos
con la misma electronegatividad, siendo su diferencia de
electronegatividad (ΔEN) igual a cero. Generalmente, da
origen a moléculas homoatómicas, es decir, moléculas que
comparten electrones entre dos átomos idénticos.
Ejemplos: hidrógeno, H2; oxígeno, O2, nitrógeno, N2;
flúor, F ; bromo, Br , y yodo, I .
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ENLACE COVALENTE
COORDINADO O DATIVO
• En este tipo de enlace también se “comparte”
una pareja de electrones.
• Pero la gran diferencia es que uno de los átomos
no metálicos aporta el par de electrones y el otro
los acepta para completar su capa de valencia.
• El átomo que aporta la pareja de electrones se
llama donante y el átomo que los recibe aceptor.
ENLACE COVALENTE
COORDINADO O DATIVO
• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión
entre O y S, formando el dióxido de azufre,
en donde el S cede su par de electrones al
O.
PROPIEDADES ENLACE
COVALENTE
ENLACE METÁLICO
 Entre sus características: brillo característico, sólidos,
punto de fusión y ebullición elevados, alta densidad y
dureza, maleables, dúctiles, conducen calor y
electricidad.
 Teorías de bandas
 Metales formado por una red de iones positivos
rodeados por sus electrones de valencia..
 Los electrones se mueven libremente por toda la
estructura.
ENLACE METÁLICO
• Un ejemplo de enlace metálico es Litio.
• En donde su único electrón está enlazado
deslocalizadamente a los otros átomos, formando
una red cristalina.
FUERZAS
INTERMOLECULARES
• Son uniones de menor energía, es decir, más
débiles.
• Se denominan interacciones o fuerzas de Van der
Waals y de ellas dependen algunas propiedades
(solubilidad, temperatura de ebullición, etc.)
FUERZAS
INTERMOLECULARES
• Fuerzas dipolo-dipolo:
• Moléculas que presentan enlaces de tipo covalente
polar. Sus dipolos genera cargas eléctricas parciales
que son atraídas por otras de carga opuesta en otra
molécula.
FUERZAS
INTERMOLECULARES
• Fuerzas ión-dipolo:
• Interacciones entre un ión y una molécula con carga
eléctrica parcial (polar). Los iones positivos son
atraídos por la zona negativa de la molécula polar y
viceversa.
• Interacción electrostática de fuerza considerable,
pero más débil que un enlace iónico.
FUERZAS
INTERMOLECULARES
• Puente de Hidrógeno:
• Interacciones
entre
moléculas
que
poseen
hidrógenos y átomos con electronegatividad alta (F,
O y N).
• Cuando el hidrógeno (positivo) se une al flúor,
oxígeno o nitrógeno (polaridad negativa).
FUERZAS
INTERMOLECULARES