EL ENLACE EL ENLACE QUÍMICO

Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan

ENLACES QUÍMICOS

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias

• ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos?

¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno

H Cl

H H

O

y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno?

¿Por qué los gases nobles, permanecen aislados?

¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la de H2O angular?

O C O

En la Naturaleza todo evoluciona hacia los estados de:

mínima energía

Átomos separados, no ejercen entre sí ninguna influencia mutua, el sistema tiene una energía potencial inicial que podemos considerar nula.Al aproximarse los dos átomos, se notan las fuerzas atractivas NÚCLEO-NUBE ELECTRÓNICA:

produciéndose una disminución energética que estabiliza el sistema.

La situación progresa con la disminución de la distancia interatómica . Se alcanza máxima estabilidad

Comienzan a interaccionar las nubes electrónicas entre si mediante fuerzas repulsivas

Los átomos más estables son los GASES NOBLES

Por eso la configuración más estable, es ISOELECTRÓNICA con la de los G.N.

Los átomos interactúan con los electrones de la capa de valencia

LEWIS en 1916, explica el enlace químico aplicando la REGLA DEL OCTETO:

Los átomos se enlazan para tener 8 e en la última capa, al igual que los GASES NOBLES (excepto el He que tiene 2)

Según cómo los átomos alcancen la configuración de G.N.,se habla de tres tipos de enlace :

IÓNICO

COVALENTE

METÁLICO

También existen enlaces INTERMOLECULARES:

FUERZAS DE VAN DER WAALS

PUENTES DE HIDRÓGENO

FUERZAS DE DISPERSIÓN

ENLACE IÓNICO

Entre átomos de MUY diferente ELECTRONEGATIVIDADMetales y no metales

El menos electronegativo forma un catión (metal)

El más electronegativo forma un anión (no metal)

Se produce la atracción entre iones de signo opuesto, dando lugar a redes cristalinas y no a moléculas aisladas

La fórmula indica la proporción en la que se combinan los átomos

Alcanzan así la configuración del GN más próximo

Pierde 1 e gana 1 e [He] [Ne]

11Na

17Cl

VEAMOS ALGUNOS EJEMPLOS

[Ne] 3s 1

[Ne] 3s 3p2 5

Perderá 1 e

Na+ [Ne]

Cl - [Ar]Ganará 1 e

Cada electrón que pierde el Na, lo gana el Cl

Fórmula NaCl

20Ca

9 F

[Ar] 4s 2

Perderá 2 e

Ca2+

[Ar]

F - [Ne]Ganará 1 e

Cada 2 electrones que pierde el Ca, los ganan dos átomos de F

[He] 2s 2p 2 5

Fórmula CaF 2

Otro caso

El Enlace Covalente.

Entre átomos de parecida y alta ELECTRONEGATIVIDAD (no metales)

Los átomos comparten electrones, que pertenecerán al núcleo de los dos átomos

Alcanzan así la configuración del GN más próximo

Se representa mediante las

estructuras de Lewis

Electrones compartidos

Estructuras de Lewis

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.G. N.

Lewis

Gases nobles

Estructuras de Lewis

X

Símbolos de Lewis:Símbolos de Lewis:Se colocan los electrones de valencia como puntos

alrededor del símbolo del elemento:

vvvv

Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula: CH4

1

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x4= 4e-

2 Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.

3 Se unen los átomos con enlaces sencillos, cada línea representa un par de electrones, y un enlace

C

H

H

HH

4 Se calcula el nº de e de valencia que quedan disponibles:

En este caso no queda ninguno

5 Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo. En el metano el C ya tiene a su alrededor 8 e (Ne) y cada H tiene 2 (He)

Así la estructura de lewis para el metano es

C

H

H

HH

Donde todos los pares de e son compartidos (enlazantes) y no hay pares libres

VEAMOS OTROS EJEMPLOS COMO EL SH2 Y EL H2O

Seguimos los pasos indicados antes

1.- Electrones de valencia: 6 del S y 1 de cada H

SH2

8 e

2.- En este caso no es ión poliatómico

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el central será el S

S HH

4.- De 8 e, se usaron 4 para el enlace y quedan 4 por colocar

5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos con su octeto, así que sólo faltan colocar 4 e al S, son no enlazantes

S HH

Seguimos los pasos indicados antes

1.- Electrones de valencia: 6 del O y 1 de cada H

H2O

8 e

2.- En este caso no es ión poliatómico

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el central será el O

O HH

4.- De 8 e, se usaron 4 para el enlace y quedan 4 por colocar

5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos con su octeto, así que sólo faltan colocar 4 e al O, son e no enlazantes

O HH

Seguimos los pasos indicados antes

1.- Electrones de valencia: 6 de cada O

O2

12 e

2.- En este caso no es ión poliatómico

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos

OO

4.- De 12 e, se usaron 2 para el enlace y quedan 10 por colocar5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de O con su octeto

OO

ENLACE DOBLE

Seguimos con otro caso, el N2

1.- Electrones de valencia: 5 de cada N

N2

10 e

2.- En este caso no es ión poliatómico

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos

NN

4.- De 10 e, se usaron 2 para el enlace y quedan 8 por colocar5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de N con su octeto

NNCada N queda sólo con 6 e

INCORRECTA

NN

ENLACE TRIPLE: con tres pares de electrones de enlace y dos pares no enlazantes

Seguimos los pasos indicados antes, ahora para el H2CO

1.- Electrones de valencia: 6 del O, 4 del C, 2 de los H

12 e

2.- En este caso no es ión poliatómico

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos, sabiendo que el C es el central unido al O y a los dos H

4.- De 12 e, se usaron 6 para los enlaces y quedan 6 por colocar, que ya no podrán colocarse en los H

C

H

OH

5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los dos átomos de O y el de C con su octeto

C

H

OH

Un doble enlace, dos sencillos y dos pares no enlazantes

Seguimos los pasos indicados antes, ahora para el anión CN

1.- Electrones de valencia:

9 e

2.- En este caso es anión poliatómico, así que se le añade un electrón más por cada carga negativa: 10e

3.- Unir los átomos con enlaces sencillos

4.- De 10 e, se usaron 2 para un enlace y quedan 8 por colocar

C N

5.- Los distribuimos ahora, de modo que queden los átomos de N y el de C con su octeto

C N

N 2s 2p 2 3

C 2s 2p 2 2

5e

4e

C N C N

Otro anión :CO3-2

C: 2s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x3 = 18 2 cargas neg.

1)

2)24

e- de v. libres: 24-6= 184)

3)

5)

2-

experimentalmente tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

O

OO

Formas ResonantesFormas ResonantesEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.

Ejemplo: El ozono O3

O

OO

O

OO

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones

Formas resonantes

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4

2-, NO2, y benceno.

o

Excepciones a la regla del OctetoExcepciones a la regla del Octeto

a) Moléculas con nº de e- impar.

N O

NO

Otro ejemplo: NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.: BF3

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

BF

FF

Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:

(5+6=11 e- de valencia)

c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos.

PCl5 SF4

nº de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

nº de e- de v 6+7x4= 34 e-

Otro ejemplo: SF6

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace

(3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

SF

F F

F

Forma molecular está determinada por:» Distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados.» Angulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común.

Forma MolecularForma Molecular

Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia

La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos

en la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence

Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e- alrededor

de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos

pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan

unos de otros.

El modelo de RPECV: Predicción de la geometría El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecularmolecular

a) Se dibuja la estructura de Lewis.

b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor

del átomo central y se colocan de forma que minimicen las

repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)

c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la

importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no

enlace.

PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE

PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace

d) Los dobles enlaces se ignoran para obtener la geometría

Nº de pares de e-

Geometría Angulo de enlace

2 (AX2) Lineal 180o

3 (AX3) Triangular 120o

4 (AX4) Tetraédrica 109.5o

5 (AX5) Bipirámide trigonal

90o / 120o

6 (AX6) Octaédrica 90o

Geometría ideal

LinealLineal

Triangular Triangular

Angular

TetraédricaTetraédrica

Pirámide trigonal

Angular

Geometría molecular para el ión NO3-

Los dobles enlaces son ignorados en RPECVLos dobles enlaces son ignorados en RPECV

Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:

Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo

No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.

El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado

con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

POLARIDAD POLARIDAD

Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva ((δδ+)+) y y zonas de mayor densidad de carga negativazonas de mayor densidad de carga negativa((δδ-)r-)representándose epresentándose mediante el vector momento dipolarmediante el vector momento dipolar

Enlaces covalentes polares

H F H F

Enlaces covalentes no polares

H-H

F-F

CO O

Momento dipolar total nulo

Momento dipolar total no nulo

Dipolo de enlaceDipolo de enlace

Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

Redes covalentes

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

Modifican las propiedades de las sustancias, al unir las moléculas, aunque sea débilmente, unas a otras

FUERZAS DE VAN DER WAALS

PUENTES DE HIDRÓGENO

FUERZAS DE DISPERSIÓN

FUERZAS INTERMOLECULARES

Enlace de hidrógeno

Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas

HF H2O NH3

alcoholes, etc.

Enlace de hidrógeno en el agua

O – H intramolecular

d enlace = 96 pm

E enlace = 463 kJ

O – H intermolecular

d enlace = 197 pm

E enlace = 21 kJ

Variación de los puntos de ebullición

Al bajar la temperatura se favorece la formación de nuevos enlaces y cuando el agua se vuelve sólida se sabe que cada molécula de agua se coordina tetraédricamente con otras cuatro moléculas.

Son los responsables de la menor densidad del hielo frente al agua.

dipolo-dipolo

Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares

por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la  positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Fuerzas de inducción (dipolo-dipolo inducido). 

Fuerzas ion-dipolo.

Es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente

Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos.

Fuerzas ion-dipolo.

FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON

Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London

aumentan con la masa molecular.

CO2 CH4 O2 Br2 I2

Con ellas se justifica el aumento de los puntos de ebullición, con el aumento de la masa molecular

Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

                               

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

Fe

IÓNICO

COVALENTE

METÁLICOMOLECULAR

CRISTAL COVALENTE

ESTADO A TEMPERATURA

AMBIENTE

PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

COMPORTAMIENTO ELÉCTRICO

DUREZA Y FRAGILIDAD

SOLUBILIDAD

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL ENLACE

MUY ALTO BAJO MUY ALTO VARIABLE

SÓLIDOSSÓLIDOS LÍQUIDOS O GASES

SÓLIDOS SÓLIDOS (Hg)

FUNDIDOS DISUELTOS

CONDUCTORES

AISLANTESAISLANTE (GRAFITO)

CONDUCTORES

DUROS Y FRÁGILES

BLANDOS DUROS Y FRÁGILES

DÚCTILES Y MALEABLES

EN AGUA, SEGÚN E DE

RED Y E SOLVATACIÓN

EN DISOLVENTES

POLARIDAD SIMILAR

INSOLUBLES INSOLUBLES

La energía necesaria para romper la red cristalina es grande:• Las redes iónicas son muy estables, atracción entre iones de carga opuesta.• En los cristales covalentes, las uniones son enlaces covalentes muy fuertes• En el caso de moléculas las fuerzas a vencer son más débiles (fuerzas intermoleculares)

Queda justificado por los puntos de fusión y ebullición

Los iones no tienen movilidad, pero sí la tendrán si se desmorona la red cristalina: disolución o fusión

Los iones no tienen movilidad, pero sí la tendrán si se desmorona la red cristalina: disolución o fusión

Los electrones de enlace fuertemente localizados, atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Excepción el grafito en el que hay electrones deslocalizados

Los electrones de enlace fuertemente localizados, atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Excepción el grafito en el que hay electrones deslocalizados

Los electrones pueden desplazarse través de toda la estructura metálica

Los electrones pueden desplazarse través de toda la estructura metálica

La deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red La deformación del cristal supone únicamente un desplazamiento de los planos de la red

la deformación del cristal supone la aparición de intensas fuerzas repulsivas que se originan entre iones del mismo signo

la deformación del cristal supone la aparición de intensas fuerzas repulsivas que se originan entre iones del mismo signo