ENLACE QUÍMICO
Es la unión de dos o más átomos para formar moléculas estables, por transferencia o Compartición de e- de valencia para alcanzar la estabilidad cumpliendo la ley del octeto.
Ejemplo: H2O, Na2O, SO3, H2SO4.
La regla del octeto
Establece que cuando se forma un enlace químico los átomos adquieren, ceden o comparten electrones de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga 8 electrones. Es decir los átomos se vuelven isoelectrónicos con los gases nobles.
Ejemplo:
Elemento.
|
Distribución electrónica de los átomos neutros
|
Ion estable
al perder o ganar e-
|
ION
|
Gas noble con el cuál se vuelve isoelectrónico.
|
11Na0
|
1S2,2S2,2P6,3S1
|
1S2,2S2,2P6,
|
Na+1
|
10Ne0
|
17Cl0
|
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
|
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
|
Cl-1
|
18Ar0
|
Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases nobles excepto el He tienen esta estructura de 8e-
La estabilidad química (inercia química) de los gases nobles se atribuye a esta configuración electrónica
CLASES DE ENLACE QUÍMICO
q Iónico o electrovalente
q Covalente
q Metálico
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Características del enlace iónico
§ Se da entre los metales y no metales
§ Hay transferencia de electrones del metal al no metal
§ La diferencia de electronegatividad es mayor o igual a 1.7
§ El metal es el catión por perder electrones y el no metal es el anión por ganar electrones
Definición: Es la unión de los metales y no metales y la diferencia de electronegatividad es mayor o igual a 1,7
CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS METALES Y NO METALES
METALES
|
NO METALES
|
§ De 1 a 3 electrones de valencia.
§ Gran tamaño atómico.
§ Bajo potencial de ionización.
§ Baja afinidad electrónica.
§ Baja electronegatividad.
§ Pierden los electrones de valencia.
§ CATIONES.(positivos)
|
§ Tener de 4 a 7 e- de valencia.
§ Bajo tamaño atómico.
§ Alto potencial de ionización.
§ Alta afinidad electrónica.
§ Alta electronegatividad.
§ Ganan electrones.(comparten electrones de valencia)
§ ANIONES (negativos).
|
TABLA PERIODICA DE LAS VALENCIAS
| |||||||||||
IA
|
IIA
|
IIIA
|
IVA
|
VA
|
VIA
|
VIIA
|
ÓXIDOS, HIDRÓXIDOS Y OXIÁCIDOS
|
OXISALES
|
HIDRACIDO
|
SAL HALURA
| |
+1
|
+2
|
+3
|
+4
|
+5
|
+6
|
+7
+5
|
PER…..ICO
.……….ICO
|
PER…ATO
………ATO
|
EJEMPLOS HF, HCl, HI, H2S
|
NaCl, K2S, AlCl3
| |
+2
|
+3
|
+4
+2
|
+3
+1
|
………...OSO
HIPO….OSO
|
………ITO
………ITO
| ||||||
-4
|
-3
|
-2
|
-1
|
…..HIDRICO
|
…….URO
| ||||||
H
|
Be
|
B
|
C
|
N
|
O-2
|
F-1
|
ÓXIDOS: E2Oa
HIDRÓXIDOS:Me(OH)a
ÁCIDOS: HNoMeO
OXISAL: MeNoMeO
OSO, ITO =# Menor
ICO, ATO= # Mayor
|
Na2O, CaO, CO2, Al2O3
KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2
H2SO4, HClO4, H2CO3
Na2SO4, KClO4, CaCO3
· METALES
· NO METALES
| |||
Li
|
Mg
|
Al
|
Si
|
P
|
S
|
Cl
| |||||
Na
|
Ca
|
Ga
|
Ge
|
As
|
Se
|
Br
| |||||
K
|
Sr
|
Sn
|
I
| ||||||||
Ba
|
Pb
|
At
| |||||||||
METALES DE TRANSICION
| |||||||||||
Fe, Co, Ni: +2, +3 Hg, Cu: +1,+2
Zn: +2, Au: +1, +3
| |||||||||||
Elemento
|
Grupo
|
Notación espectral
|
Notación espectral estable
|
11Na0
|
IA
|
1s2 , 2s2 , 2p6 ,3s1
Na0
|
1s2 , 2s2 , 2p6
Na+1
|
20Ca
|
IIA
|
1s2 , 2s2 , 2p6, 3s2, 3p6 , 4s2
Ca0
|
1s2 , 2s2 , 2p6, 3s2, 3p6
Ca+2
|
13Al
|
IIIA
|
1s2 , 2s2 , 2p6, 3s2, 3p1
13Al
|
1s2 , 2s2 , 2p6
13Al+3
|
17Cl0
|
VIIA
|
1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p5
17Cl0
|
1s2 , 2s2 , 2p6, 3s2, 3p6
17Cl-1
|
8Oº
|
VIA
|
1s2 , 2s2 , 2p4
8Oº
|
1s2 , 2s2 , 2p6
8O-2
|
Al neutralizar la carga es decir al igualar las cargas positivas y negativas se obtienen los subíndices que nos indican las proporciones necesarias de cada uno de los elementos para formar el compuesto atendiendo la electrovalencia se obtiene la formula del compuesto.
ELECTROVALENCIAS DE MAYOR USO.
GRUPO
|
ELEMENTOS
|
ELECTROVALENCIAS
|
IA
IIA
IIIA
IVA
|
Li, Na, K
Be, Ca, Mg, Sr, Ba
Al
Sn, Pb
|
+1
+2
+3
+4, +2
|
IB
IIB
VIV.
|
Ag
Cu
Fe, Co, Ni
|
+1
+1, +2
+2, +3
|
VIA
|
O, S, Se
|
-2
|
VIIA
|
F, Cl, Br, I
|
-1
|
Ejemplo: Metales del (IA y IIA) vs. No metales del (VIA y VIIA). Al reaccionar presentan enlace iónico.
Realizar los siguientes compuestos e indicar el tipo de enlace.
- Mg y O
- K y Br
- K y O.
- Ca y Cl
- Na y O
- Na y Cl
- Mg y S
- Al y O
INFORMACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los datos suministrados por la tabla periódica son:
ATOMO
|
K
|
Mg
|
Ca
|
O
|
Br
|
Cl
|
Z
|
19
|
12
|
20
|
8
|
35
|
17
|
Ultimo nivel.
|
4s1
|
3s2
|
4s2
|
2s2 2p4
|
4s2,4p5
|
3s2,3p5
|
Nº del grupo
|
IA
|
IIA
|
IIA
|
VIA
|
VIIA
|
VIIA
|
Electronegatividad
|
0.9
|
1.2
|
1.0
|
3.5
|
2.8
|
3.0
|
CATION ó ANION
|
K+1
|
Mg+2
|
Ca+2
|
O-2
|
Br-1
|
Cl-1
|
Metal o No-metal
|
metal
|
metal
|
metal
|
No metal
|
No metal
|
No metal
|
Electrovalencia
|
+1
|
+2
|
+2
|
-2
|
-1
|
-1
|
Compuestos
|
K2O
KBr
KCl
|
MgO
MgBr2
MgCl
|
CaO
CaBr2
CaCl2
|
K2O
MgO
CaO
|
KBr
MgBr2
CaBr2
|
KCl
MgCl
CaCl2
|
FORMACIÓN DE COMPUESTOS.
Para formar un compuesto se neutralizan las cargas positivas y negativas de los cationes y aniones que intervienen en la formación de compuestos.
Para la neutralización de las cargas se intercambian las valencias de las especies químicas, poniéndose como subíndices de los elementos que intervienen en el compuesto. Estos subíndices indican la mínima relación de los elementos que se requieren para formar el compuesto.
Así por Ejemplo: el Mg tiene dos cargas positivas (+2) y para neutralizarlas se necesitan dos cargas negativas que las puede dar un oxigeno que tiene (-2) ó por 2 cloros o dos bromos que tienen por tener cada uno -1. Esta neutralidad se obtiene al intercambiar las valencias colocándolas como subíndice de los elementos y simplificar si se puede:
Al+3 + O-2 àAl2O3
Sn+4 + O-2 àSn2O4 simplificandoà SnO2
S+6 + O-2 àSn2O6 simplificandoà SnO3
ANIONES
CATIONES
|
O-2
Óxido
|
S-2
Sulfuro
|
Cl-1
Cloruro
|
Br-1
Bromuro
|
(SO4)-2
sulfato
|
K+1 (Potasio)
|
K2O
|
K2S
|
KCl
|
K2SO4
| |
Pb+4 (Plúmbic(o)
|
PbO2
| ||||
Pb+2 (Plomoso)
| |||||
Cu+1 (Cuproso)
| |||||
Cu+2 (Cúprico )
| |||||
Al+3 (Aluminio )
|
ENLACE COVALENTE
Características de un enlace covalente
§ Se da entre los no metales
§ Compartición de electrones de pares de valencia
§ La electronegatividad es menor o igual a 1.4
§ Enlaces simples, dobles, triples, polares y apolar
Los no metales comparten sus e- de acuerdo a su valencia, covalencia y su covalencia normal.
§ Valencia: capacidad de enlace de los elementos
§ Covalencia: la Covalencia de un átomo en una molécula es igual al numero de enlaces covalente que presenta en la fórmula estructural.
§ Covalencia normal: es igual al número de e- que le falta al elemento en su estado natural para adquirir la regla del octeto.
Los no metales están en los grupos IVA, VA, VIA, VIIA y el hidrogeno (IA)
En la tabla analizaremos los: e- de valencia, covalencia, covalencia normal.
GRUPO
| ELEMENTOS |
e- de VALENCIA
| VALENCIA |
COVALENCIA
| COVALENCIA NORMAL |
IVA
|
C, Si
|
4e-
|
4
|
4
|
4
|
VA
|
N, P, As
|
5e-
|
3
|
3
|
3
|
VIA
|
O, S, Se
|
6e-
|
2
|
2
|
2
|
VIIA
|
F, Cl, Br, I, At
|
7e-
|
1
|
1
|
1
|
IA
|
H
|
1e-
|
1
|
1
|
1
|
CLASES DE ENLACES COVALENTES
ENLACE COVALENTE SIMPLE. ENLACE COVALENTE DOBLE. ENLACE COVALENTE TRIPLE. COVALENTE COORDINADO O DATIVO. COVALENTE POLAR. COVALENTE APOLAR.
El enlace covalente se clasifica de acuerdo al número de electrones compartidos en simples, doble, triple, dativo los cuales pueden ser polares o apolares.
COVALENTE SIMPLE: SATURADO.
Cuando los no metales comparten un par de e- y cada elemento aporta un electrón, este enlace covalente se representa estructuralmente con una rayita por cada par de electrones compartidos
A – B
Ejemplo: H2, I2, Cl2, HCl, H2O, NH3, CH4 y los hidrocarburos de fórmula CnH2n+2 que agrupan los alcanos.
Representar fórmulas molecular, electrónica y estructural:
Cuando los no metales comparten dos pares de e- donde cada elemento aporta 2 e- , el enlace doble se representa estructuralmente con dos rayitas (A = B)
Ejemplo:
O2, C2H4 y los hidrocarburos de fórmula CnH2n que agrupa los alquenos
Cuando los no metales comparten 3 pares de e- donde cada elemento aporta 3 e-.
El enlace triple se representa estructuralmente por las 3 rayitas:
Ejemplo: N2, HCN, C2H2 y los hidrocarburos de fórmula CnH2n-2 que agrupan los alquinos
COVALENTE COORDINADO.
Cuando por la unión de los no metales se comparte un par de e- donde un solo elemento aporta 2 e-. Un enlace dativo es posible por los pares de e- libres y se representa con una flecha.
Ejemplo: H3O+, NH4+, SO2, H2SO4
ENLACE POLAR.
Es todo enlace donde la diferencia de electronegatividad es mayor de cero
H = 2.5, y la del Cl = 3.0 la diferencia es 3.0 – 2.1 = 0.9 mayor de cero, por lo tanto es un enlace covalente polar. Por lo general las moléculas heteronucleares presentan enlace polar.
ENLACE APOLAR.
Es todo enlace donde la diferencia de electronegatividades sea igual a cero.
Ejemplo: Cl2, N2, O2 Electronegatividades: Cl = 3.0, N = 3.0, O = 3.5 como los compuestos son homonucleares la diferencia es cero (0) por lo tanto son apolares
FÓRMULAS.
Es la representación de un elemento o un compuesto a través de símbolos.
Una Moléculas es la unión de dos o más átomos.
Los símbolos de los elementos presentan unos subíndices en su parte inferior derecha, el cuál expresa el número relativo de átomos que hay en la molécula.
Existen varios tipos de fórmulas que se pueden clasificar en dos grupos:
§ En el primero, se tienen fórmulas determinadas por medio de análisis elemental cualitativo como la formula empírica y la formula molecular.
§ En el segundo grupo, se tienen las formulas que se establecen teóricamente a partir de la formula molecular y son la electrónica y la estructural.
FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA
Indica la relación más sencilla de los átomos de una molécula.
Ejemplo: H2O2 (agua oxigenada) fórmula mínima es HO
Algunos compuestos pueden tener diferente fórmula molecular pero la misma fórmula empírica:
C6H6 (benceno) y C2H2 (acetileno) La relación más sencilla es CH
La determinación de la fórmula mínima se logra transformando la relación de los gramos de los elementos a relación de átomo- gramo y esta a su vez se expresa en una relación de números enteros lo mas pequeños posibles dividiéndola o multiplicándola por factores adecuados, estos números enteros son subíndices de la fórmula mínima.
Ejemplo: la composición porcentual de una sustancia es: C = 40%, H = 6.66% y O = 53.34% Determine la fórmula empírica (C = 12 g, H = 1 g, O = 16 g)
Solución
§ La composición % indica los gramos de cada elemento en 100 gramos del compuesto.
WC = 40 g WH = 6.66 g WO = 53.34 g
§ Átomos – gramos:
At-gr de C=
At-gr de H= 
At-gr de =
a
a
§ Relación de números enteros: para buscar los números enteros se dividen todos los valores anteriores por el valor menor de ellos.
Átomos de C = 
Átomos de H =
Fórmula CH2O
Fórmula CH2O
Átomos de O = 
Estos son los números enteros que se colocan como subíndices a cada elemento CH2O
FÓRMULA MOLECULAR:
Indica el número real de átomos de cada elemento en el compuesto. La formula molecular es un múltiplo de la empírica, se obtiene al multiplicar la formula mínima por un numero entero que resulta de dividir el peso molecular del compuesto por peso de la formula mínima.
(Fórmula mínima) n = Fórmula molecular
(Peso de la fórmula mínima) n = Peso de la fórmula molecular
n = Número entero
Ejemplo: la glucosa tiene por fórmula mínima CH2O y su peso molecular determinado experimentalmente es 180 u.m.a. ¿ cual es su fórmula molecular? (C = 12 g , H = 1 g , O = 16 g).
Solución: peso de fórmula mínima CH2O es:
Elemento
|
Peso atómico
|
N° de at-gr
|
Peso total
|
C
|
12 gr
|
1
|
12 gr
|
H
|
1 gr
|
2
|
2 gr
|
O
|
16 gr
|
1
|
16 gr
|
CH2O
|
30 gr
|
(f.m)n = F.M
FM= Fórmula Molecular, f.m= fórmula mínima, n= número
Despejando n
Fórmula molecular = n (fórmula mínima)
Fórmula molecular = 6 (CH2O)
FÓRMULA ELECTRONICA = LEWIS:
Indica como se distribuyen los e- de valencia que participan o no en el enlace donde cada elemento cumple la regla del octeto.
FÓRMULA ESTRUCTURAL:
Indica como están distribuidos y enlazados los átomos en una molécula
Las formulas estructurales y Lewis proporciona detalles químicos con el tipo de enlace entre los átomos y su distribución en la molécula lo que permite encontrar en muchos casos la geometría o forma molecular y la polaridad, ambas formulas se establecen a partir de la formula molecular.
MECANISMOS DE CONFRONTACIÓN..
§ Realizar las fórmulas electrónicas, estructurales e indicar la clase de enlace de los siguientes compuestos H2, CO2, N2, HCN, CHCl3
§ En los elementos anteriores determina los e- de valencia, covalencia, covalencia normal, valencia y si cumplen la ley del octeto.
§ Realizar la combinación entre dos elementos del grupo IIA con los elementos del grupo VIA y VIIA respectivamente y decir que tipo de enlace se presenta.
§ Utiliza ecuación y fórmula de Lewis para ilustrar los siguientes enlaces e indica si el enlace es iónico o covalente.
a. Ca y F b. K y O c. S y O d. Mg y Br e. Na y S
· Determina la composición porcentual de los siguientes compuestos: H2O, H2SO4, CO2, Fe2O3, C5H10O2
§ Hallar la fórmula empírica para cada uno de los compuestos cuya composición porcentual es:
- K = 26.53% Cr = 35.37% O = 38,09% (K2Cr2O7)
- C = 40% H = 6.66% O = 53.33% (C6H12O6)
- H = 3.08% P = 31.6% O = 65.31 (H3PO4)
- Ca = 54.09% O = 43.18% H = 2.72% (Ca(OH)2)
La masa de un compuesto mostró que tiene la siguiente composición:
Na = 19.3% S = 26.9% y O = 53.8%.
Y su masa molecular es 23.8. ¿Cuál es la formula molecular del compuesto?
Datos: H =1g, O =16g, P =31g, Fe =56g, S =32g, C =12g, K =39g, Ca =40g, Cr =52g Na =23g
BIBLIOGRAFÍA
GARCIA R, Arcesio, AUBAD L, Aquilino, ZAPATA, Rubén. Hacia la química. Ed Temis
GUTIERREZ R, Libia, POVEDA V, Julio Cesar. Química I. Educar Editores.PAGINA EN CONSTRUCCIÓN
