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
0
