híbridos “sp”, que tienen una orientación en línea haciendo un ángulo de 180°. Hibridación sp2: Es la combinación de un orbital “s” con dos orbitales “p” formando 3 orbitales híbridossp2 que tienen una orientación en un triángulo equilátero haciendo un ángulo de 120°. Hibridación sp3: Es la combinación de un orbital “s” con tres orbitales“p” formando 4 orbitales híbridos sp3que tiene una orientación en un tetraedro regular haciendo un ángulo de 109°28’. Para determinar el tipo de hibridación en forma práctica para cada elemento se determina la suma del número de enlaces sigma alrededor del elemento más el número de pares electrónicos sin enlazar del mismo elemento. DOCENTE: Eynar Guillen Carretero ASIGNATURA: Química TEMA: Enlace Químico 1.ENLACE QUÍMICO: Son fuerzas de naturaleza electromagnética. Intervienen los electrones más externos o de valencia. La electronegatividad influye en el comportamiento de los átomos. Los átomos conservan su identidad porque la estructura de sus núcleos no se altera. Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a que disminuye su energía potencial. Se generan cambios térmicos. Átomos libres Energía H Alta Br Liberación de energía Baja H Br Átomos Enlazados (Molécula) Avance de la Reacción 2.FACTORES QUE INFLUYEN EN EL ENLACE QUÍMICO: 2.1Notación Lewis: Notación electrón – punto. Para los Elementos Representativos (Grupo A): # e- de valencia = Nº de grupo 4 2.2) Regla del octeto: Es un criterio genérico, que nos permite evaluar la estabilidad de los átomos, Consiste en la obtención de 8 electrones en la capa de valencia (configuración electrónica de gas noble). Para ello, el átomo, puede ganar, perder o compartir los electrones necesarios. 3.CLASIFICACIÓN DEL ENLACE QUÍMICO: 3.1Enlace Interatómico: 3.1.1Enlace Metálico: Es la fuerza de atracción coulómbica producida entre los cationes de un metal y el mar de electrones de valencia deslocalizados a lo largo del sólido. 3.1.2Enlace iónico o electrovalente: Fuerza de atracción entre iones de cargas contrarias, debido a la transferencia de electrones desde el metal hacia el no metal. No forman moléculas, constituyen agregados: Sólidos cristalinos. Ejm: NaCl Por lo general: Δ E . N 1 .7 Propiedades de los Compuestos Iónicos: 01.A condiciones ambientales son sólidos. 02.Tienen elevado punto de fusión y ebullición. 1 03.Son sólidos duros y quebradizos. 04.La atracción iónica es polidireccional. 05.Son conductores eléctricos sólo estando fundidos o en solución acuosa. 06.No forma moléculas sólo agregado ordenado de iones. 07.Los compuestos iónicos binarios, están constituidos por metal y no metal: NaCl, K2O, CaF2 08.Si los iones son compuestos, pueden ser sólo no metales: NH4 Cl 09.Un considerable número de compuestos iónicos es soluble en agua. 3.1.3Enlace Covalente: Fuerza de atracción entre átomos neutros, debido a la compartición de electrones entre no metales principalmente. Constituyen agregados de un número definido de átomos: Moléculas. Ejm: H2O Por lo general: Δ E . N 1 .7 Propiedades de los Compuestos Covalentes: 01.A condiciones ambientales pueden ser sólidas, líquidas o gases. 02.Generalmente tienen bajo punto de fusión y ebullición. 03.Son muchos más compuestos covalentes que iónicos. 04.Mayormente sus soluciones no son conductoras de electricidad. 05.Constituyen moléculas que son agregados de un número definido de átomos iguales o diferentes (O2, H2SO4, .....) 2 Tipos de Enlace Covalente: a) Según su polaridad: Enlace covalente apolar o puro: Entre átomos del mismo elemento. Se produce una compartición equitativa de los electrones. para una molécula. Esto se debe a la deslocalización de los electrones que forma el enlace pi o dativo. Una misma molécula puede presentar dos o más formas resonantes. Ejemplo: SO 2 Δ E. N 0 Enlace covalente polar: Entre átomos de elementos diferentes. Se produce una compartición desigual de los electrones. Δ E. N 0 b)Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico enlazante: Enlace covalente normal: Cada átomo aporta la mitad de los electrones a compartir. Enlace covalente coordinado o dativo: Sólo 1 de los átomos aporta el par electrónico enlazante. c)Según el número de pares de electrones compartidos: Enlace Enlace Enlace Simple Doble Triple A–B A=B AB 1 enlace 1 enlace 1 enlace 1 enlace 2 enlaces Resonancia: Describe una situación en la cual es posible escribir más de una estructura razonable HIBRIDO POR RESONANCIA 2 FORMAS RESONANTES O S O O S O O S O 3.2.ENLACES INTERMOLECULARES Es la fuerza que une a dos moléculas idénticas o diferentes. Agrupa a aquel conjunto de fuerzas de naturaleza eléctrica que son los responsables, sobre todo, de justificar las propiedades macroscópicas de las sustancias, tales como: punto de fusión, de ebullición, solubilidad, etc.; por lo general estas fuerzas son mucho más débiles que las fuerzas intraatómicas. Actualmente, la fuerza intermolecular también se le denomina fuerzas de Van der Walls. TIPOS 3.2.11ENLACE DIPOLO-DIPOLO (D-D) O FUERZAS DE KEESOM. Son fuerzas que actúan entre moléculas polares, es decir, moléculas con dipolo permanente, su origen es electrostática. 3.2.2.2ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO (EPH): Es un tipo de enlace dipolo – dipolo muy fuerte entre el par electrónico libre de un átomo de F, O ó N y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones. Ejemplos: El fluoruro de Hidrógeno (HF) liquido. 3.2.3ENLACE POR FUERZA DE LONDON (F.L.) O DE DISPERSIÓN: Es la fuerza muy débil entre dos dipolos no permanentes, es decir, entre un dipolo instantaneo y un dipolo inducido correspondiente a dos moléculas que se encuentran a una distancia de 5 A° a 10 A°entre si. Las fuerzas de London o de dispersión estan presentes en todo tipo de moléculas (apolares y polares)cuando las sustancias se encuentran en estado solido o liquido. En moléculas apolares las fuerzas de London son las únicas atracciones intermoleculares que existen, debido a ello se pueden explicar la licuación de sustancias gaseosas como el metano (CH4), dióxido de carbono (CO2), dióxido de azufre (SO2), oxígeno (O2), nitrógeno (N2), hidrógeno (H2), etc, a temperaturas muy bajas y presiones altas, ya que a estas condiciones surgen las fuerzas de London. Ejemplo: Propano (CH3-CH2-CH3 4.GEOMETRÍA MOLECULAR – REGLA DE OCTETO HIBRIDACIÓN Es la alteración de dos o más orbitales híbridos, se combinan los orbitales para que dicho átomo presente el mayor número de enlaces covalentes. Hibridación sp : Es la combinación de un orbital “s” con un orbital “p” formando 2 orbitales 3
