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• Maryori Barrios

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ENLACE QUÍMICO

M. Sc. Ronald Gutiérrez Moreno INGENIERIA CÍVIL Y AMBIENTAL

Enlace químico El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante la fuerza eléctrica.

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Estructura Lewis Representación de electrones de valencia (última capa) mediante puntos o asteriscos alrededor del símbolo del elemento, donde cada punto o asterisco representa un electrón.

BaO CCl4

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H2SO4

REGLA DEL OCTETO (Estabilidad química). “La mayoría de los átomos tienen la tendencia de completar su última capa con ocho electrones o tener la configuración de un gas noble". Existen elementos que no cumplen con esta regla como es el Hidrógeno, Litio, Helio, o moléculas como BeCl2, AlCl3, etc, otras como PCl5, SF4, SF6 presentan octeto expandido Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

Ejemplo: PCl5, SF6

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Enlace Interatómico

Iónico (Electrovalente) .

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Covalente

Metálico

Enlace iónico - Fuerzas de atracción electrostática originada por transferencia de electrones entre un metal (catión) y un no metal (anión), con excepciones como por ejemplo: BeO, BeCl2, AlCl3, BeBr2, BeF2, BeI2, poseen enlace covalente a pesar de que están formados por metal y no metal. - Este enlace se encuentra formando la estructura de los compuestos iónicos. - Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos a temperatura ambiente. - Tienen alta temperatura de fusión. En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en estado sólido no. - Existe reglas empíricas que indican EN > 1,7 EN = Diferencia de Electronegatividad Ejemplo: Na Cl   Na Cl Electroneg .  0,9 Electroneg .  3,0 Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

-

EN  2,1

Enlace iónico

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Enlace covalente Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten mutuamente pares de electrones, generalmente son no metálicos y adquieren configuración de un gas noble. Este tipo de enlace genera moléculas (compuestos moleculares). A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, ejemplos: SiO2 (s), H2O (l), CO2 (g). Son generalmente insolubles en agua, pero solubles en disolventes apolares, tienen bajas temperaturas de fusión y ebullición. Son aislantes por lo mal que conducen la corriente eléctrica. Existe una regla práctica EN < 1,7 Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

Clases de enlace covalente A) Por los electrones aportados al enlace Normal: Cuando cada átomo aporta igual número de electrones para el enlace. Dativo o Coordinado: Cuando solo un átomo aporta los electrones de enlace. Ejemplo: CCl4, H2SO4



4 Enlaces covalente normal (E.C.N.) Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

4 E.C.N. y 2 E.C.D

NH4+ : 3 E.C.N y 1 E.C.D

ClO4Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

:

1 E.C.N. y 3 E.C.D

B).Por el número de electrones compartidos  Simple: Cuando los dos átomos enlazados comparten un par de electrones. Doble: Cuando los dos átomos enlazados comparten dos pares de electrones. Triple: Cuando los dos átomos enlazados comparten tres pares de electrones. Ejemplo:

C). Por su polaridad Polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de ellos es más electronegativo que el otro. Se cumple la diferencia de electronegatividad: 0 < EN < 1,7 Apolar o no polar: Cuando los átomos comparten equitativamente los electrones de enlace. Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico, con igual electronegatividad. Se originan moléculas apolares. Se cumple que: EN = 0

Enlace Polar (Molécula Polar)

Enlace Apolar (Molécula apolar)

Ejemplos moléculas polares: HCl, HF, H2O, H2SO4, C2H5OH, etc. Ejemplos moléculas apolares: H2, O2, N2, Cl2, Br2, también, CO2, CH4, CCl4, C6H6, CS2, AlCl3, BeCl2, etc.

Enlace covalente apolar

.

4 Enlaces polares (Molécula Apolar)

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d). Por la forma en que se unen los orbitales atómicos: Sigma (σ) : Se presenta en enlace simple, doble (1) y triple (1). Pi (π): Se presenta en enlace doble (1) y triple (2) Ejemplo: Eteno

H σ σ C H Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa

π σ

σ H Cσ H

Enlace metálico Es propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones se trasladan continuamente de un átomo a otro, generando una densa nube electrónica. Se presenta en todos los metales y aleaciones, ejemplo: latón (Cu + Zn), bronce (Cu + Sn). Este enlace da origen a propiedades como: Brillo metálico Conductividad eléctrica Maleabilidad y ductibilidad Conductividad del calor

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Fuerzas intermoleculares Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas (iguales o diferentes) para dar lugar a los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos). Las Fuerzas Intermoleculares, son fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. El comportamiento molecular depende en gran medida del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas, y el estudio de esos fenómenos fue parte importante del desarrollo de la química física en el siglo XX. Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados liquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o Fuerzas de Van der Waals en honor al físico holandés Johannes van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad

A). Atracción dipolo-dipolo: Fuerza de atracción electrostática que se da entre moléculas polares, de manera que el extremo positivo de uno de ellos atrae el extremo negativo de otro, y así sucesivamente. Ejemplo: HCl, H2SO4, H3PO4, CH3COCH3, etc Enlace Puente de Hidrógeno.- Es un tipo de enlace especial de enlace dipolo – dipolo, es muy fuerte y se manifiesta entre el par electrónico de un átomo de alta EN como fluor, oxígeno o nitrógeno y el núcleo de un átomo de hidrógeno prácticamente libre de electrones: HF; NH3; H2O; H2O2; R – OH; R – COOH, etc El agua tiene 4 enlaces puente de hidrogeno

Influencia del enlace puente de hidrogeno en los puntos de ebullición:

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B) Interacción dipolo – dipolo inducido Fuerza de atracción entre una molécula polar (dipolo permanente) y el dipolo inducido (átomo o molécula no polar). Ejemplo: H2O – CO2

C) Fuerzas de London Se denominan así en honor al físico- químico alemán Fritz London (1 930), también son denominadas fuerzas de dispersión; antiguamente se les llamaba también fuerzas de Van der Walls. Actualmente, fuerzas de Van der Walls involucra a todas las interacciones o fuerzas intermoleculares. Surgen entre moléculas no polares, en la que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son mas intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con mas facilidad. Ponente / Docente Facultad / Escuela / Programa