El enlace químico

Tipos de enlaces

• Intramoleculares:

– Iónico.

– Covalente.

• Intermoleculares:

– Fuerzas de Van de Waals

– Enlaces de hidrógeno.

• Metálico.

Enlace iónico• Se define como la fuerza electrostática que

mantiene unidos a dos o más iones. Vale decir, corresponde a la fuerza de atracción que se da

entre cationes (positivos) y aniones (negativos).

• En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones, los átomos que reaccionan forman iones de cargas opuestas que después se atraen entre sí por tener cargas opuestas.

• Para que suceda la transferencia de electrones, o sea que los electrones sean donados por un átomo y aceptados por otro, es necesario que uno de los elementos tenga baja electronegatividad y otro alta electronegatividad.

• Así, el enlace iónico sucederá cuando se combine un metal con un no metal.

• Para la formación de un enlace iónico es necesario que la diferencia de electronegatividad (Δ E.N.) entre los elementos que se mezclan debe ser superior a 1,7. En símbolos: Δ E.N. > 1,7.

Ejemplo:

• Una vez formados los iones, estos se atraen para formar una red tridimensional que recibe el nombre de red cristalina, tal como se muestra en la figura

Las sustancias que presentan enlace iónico, y que llamaremos compuestos iónicos, tienen las siguientes propiedades:• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.• Generalmente son solubles (se disuelven) en agua y otros solventes

polares.• Al entrar en contacto con el agua se separan en sus iones, o sea, se

disocian.• Fundidos o disueltos son buenos conductores de la electricidad.

• Son duros.• Son frágiles.

• Las reacciones de pérdida o ganancia de electrones se llaman reacciones de ionización.

Enlace covalente

• Cuando los elementos que se van a combinar no tienen entre sí una marcada diferencia de electronegatividad como para que suceda la

transferencia de electrones, entonces los

elementos tendrán que compartir los electrones

• La “compartición” de electrones es lo que define a un enlace covalente y para que exista, la diferencia de electronegatividad entre los

• elementos participantes (ΔE.N.) debe ser menor o igual a 1,7. En símbolos:

• Δ E.N. < 1,7.

• Para que la “compartición” de electrones suceda,

o sea, que se forme un enlace covalente, seránecesario que las especies que se mezclen tengan

electronegatividades similares entre sí, además deuna alta electroafinidad y potencial de ionización,en otras palabras, elementos que “quieranelectrones” y que sean capaces de “pelear suspropios electrones”. Estas características nos llevana los no metales, de ahí que los enlaces covalentes

sucedan cuando se combinan entre sí elementos nometálicos.

Ejemplo:

El hidrógeno (H) es un no metal de E.N = 2,1 mientras que el cloro (Cl) es un no metal de E.N 3,0. Al restar ambas electronegatividades

para sacar las diferencia entre ellas (Δ E.N.) se tiene que:

• La cantidad de electrones que se comparten

entre los átomos varía.

Así, conocemos con el nombre de:

i) Enlace simple a la compartición de dos electrones, vale decir, un par, como en el caso del 𝐹2 o del 𝑁𝐻3.

• ii) Enlace múltiple a la compartición de más de un par de electrones.

• Específicamente:

• → Enlace doble a la compartición de cuatro electrones, o sea, dos pares, como en el caso del 𝑂2.

• → Enlace triple a la compartición de seis electrones o tres pares, como en el caso del 𝑁2.

Ejercicios

• Utilizando una tabla periódica, en parejas, desarrollen la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:

• a) Agua (𝑃𝐻3) c) Acetileno (C2H2) e) HCHO

• b) Metano (CH4) d) Fluoruro de hidrógeno(HF) f) HCN

Excepciones a la teoría de Lewis

• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.

• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo cental no llegan a tener 8 electrones.

• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).

Resonancia. • No siempre existe una

única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.

• Por ejemplo, en el ion carbonato CO3

2–

el C debería formar un doble enlace conuno de los O y sendos

enlaces sencillos con los dos O– .

• Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

• Para explicar talesdatos, se supone quelos e– de enlace asícomo los pareselectrónicos sincompartir, puedendesplazarse a lo largode la molécula o ion,pudiendo formar másde una estructura deLewis distinta.

• En el caso del ion CO32–, se podrían formar

tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO3

2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular

• La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central.

• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

Polaridad en moléculas covalentes.Momento dipolar.

• Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.

• Cada enlace tiene un momento dipolar “”

• Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:

• Moléculas polares. Tienen no nulo:– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.

• Moléculas apolares. Tienen nulo:– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.

– = 0. Ej: CH4, CO2.

Momentos dipolares.Geometría molecular

Enlaces intermoleculares

• La fuerzas intermoleculares son las fuerzas deatracción existente entre las moléculas de lassustancia covalentes.

• Estas fuerzas están presentes en lassustancias covalentes cuando se encuentranen estado sólido o líquido.

• Cuando se disminuye suficientemente latemperatura de un gas , al mismo tiempo quedisminuye la energía cinética media de lasmoléculas ,aparecen las fuerzas atractivasintermoleculares , pasando la sustancia alestado líquido y posteriormente , al sólido.

• Los puntos de fusión y ebullición proporcionanuna información útil acerca de la mayor omenor magnitud de las fuerzasintermoleculares: cuanto más bajos sonaquéllos, menores serán las fuerzas.

• Las fuerzas intermoleculares suelen ser de dos

Clases: fuerzas de Van der Waals y enlaces de

hidrógeno.

Enlace o puente de Hidrógeno

– Se presenta entre moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno y algún otro elemento pequeño altamente electronegativo,

como el F, O y N.

– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo.

– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

• El punto de ebullición tan elevado del agua se justifica teniendo en cuenta la estructura de ésta.

• Cada átomo de hidrógeno forma un enlace de hidrógeno y cada átomo de oxígeno , por poseer dos pares de electrones no enlazados, participa de otros tantos enlaces de hidrógeno.

• Así, cada molécula de agua está unida muy establemente de forma tetraédrica a cuatro moléculas próximas.

• Si las moléculas de agua estuvieran unidas por fuerzas de Van der waals , el agua sería gas a temperatura ambiente.

Fuerzas de Van der Waals.

Con el nombre de fuerza de Van der Waals suelenagruparse distintas clases de interaccionesintermoleculares de naturaleza electrostática:fuerza dipolo-dipolo, fuerzas dipolo-dipolo-inducido,y fuerzas de dispersión.

Fuerzas dipolo -dipolo

• Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar dipolar de las moléculas , mayor es la fuerza atractiva.

• Ejemplo: Las interacciones entre las moléculas de HCl

Fuerzas dipolo – dipolo-inducido.

• Moléculas polarizadas próximas a moléculas oátomos neutros no polares pueden provocaren éstos un desplazamiento de la cargaelectrónica transformándolos en

dipolo –inducido.

• Entre el dipolo permanente y el dipoloinducido aparece una débil fuerza atractiva.

• Ejemplo: Interacciones entre las moléculas deHF y los átomos de argón.

Fuerzas de dispersión de London

• Son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas . Po ejemplo, entre átomos de He , entre moléculas de 𝑂2 , de 𝑁2y otras.

Comparación de las fuerzas intermoleculares

• Podemos identificar las fuerzas intermolecularesque operan en una sustancia considerando sucomposición y estructura.

• Las fuerzas de dispersión están presentes entodas las sustancias.

• La intensidad de estas fuerzas aumenta alincrementarse la masa molecular , pero tambiéndepende de la forma de la molécula.

• Los puentes de hidrógeno suelen ser el tipo más intenso de fuerza intermolecular.

• Ninguna de estas fuerzas intermoleculares , están fuerte como los enlaces iónicos o covalentes .

Actividades:

• Indica qué clase de fuerzas intermoleculares existen entre los siguientes pares de especies químicas cuando se hallan en estado líquido o sólido:

• a) CO y CO

• b) 𝐶𝑙2 y 𝐶𝐶𝑙4

• c) 𝑁𝐻3 y 𝑁𝑂3−