ENLACE QUMICO

1
ENLACE QUÍMICO

• Química 2º Bachillerato

2
ENLACE QUÍMICO

• La unión entre átomos está relacionada con la
  tendencia a estados de mayor estabilidad.
• Los átomos se unen si y alcanzan una situación
  más estable que cuando están separados.
• Los electrones más externos son los responsables
  de esa unión.

Los METALES se estabilizan perdiendo electrones.
Los NO METALES se estabilizan ganando o
compartiendo electrones.
3
POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?.
La tendencia general de cualquier sistema físico
es alcanzar una situación de energía mínima. Si
dos átomos se acercan se pueden producir dos
situaciones
a) El estado de mínima energía se alcanza con
los átomos infinitamente separados
No se forma el enlace
b) El estado de mínima energía se alcanza si la
distancia entre los átomos es r0 (distancia de
enlace)
Se forma el enlace
Se llama electrovalencia al número de electrones
intercambiados entre dos elementos para formar
enlaces
Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o
ganan los e- necesarios para adquirir la
estructura de un gas noble, con 8 e- en la última
capa regla del octeto (W. Kossel)
4
TIPOS DE ENLACE
IÓNICO se establece cuando se combinan
entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL
METÁLICO se establece cuando se combinan entre
sí átomos de METAL
COVALENTE se establece cuando se combinan entre
sí átomos de NO METAL
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ENLACE IÓNICO
Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes)
Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones)
CATIONES (Carga
positiva) A
ANIONES ( Carga negativa ) A-
Atracción eléctrica entre iones de distinto
signo. A A-
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EJEMPLO Formación de cloruro de sodio
Coge el electrón del sodio y completa su última
capa
Cede su electrón de la última capa al cloro
7
Se producen atracciones en todas las direcciones
del espacio originándose una red espacial .
ESTRUCTURA CRISTALINA.
-


-
-
Cristal de cloruro de sodio


( Sal común)
-


-


-
-
-
-



-
8
El enlace iónico se produce entre átomos de
elementos que posean electronegatividades muy
distintas.

• El elemento de menor energía de ionización
  transfiere electrones al de mayor afinidad
  electrónica, por lo que los átomos se
  transforman en
• iones con cargas de signo contrario.

El enlace iónico es la unión que se produce entre
los iones positivos y negativos,debido a las
fuerzas de Coulomb.
d0 distancia interiónica
q1 y q2 cargas netas de los iones
K constante de Coulomb
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ENERGÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
La ordenación de los iones para formar el cristal
supone una liberación de energía denominada
energía reticular U.
En los compuestos iónicos cada ión positivo se
rodea del mayor número de iones negativos y
viceversa, alcanzando un equilibrio entre las
fuerzas atractivas y repulsivas, originando
cristales.

• Los compuestos iónicos son más estables cuanto
  mayor
• sea su energía reticular

• La energía reticular es inversamente
  proporcional a la distancia interiónica d0 y
  directamente proporcional al producto de las
  cargas

10
Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS
constituidos por redes tridimensionales de iones
Se denomina indice de coordinación de un cristal
al número de iones de un mismo signo que rodean a
otro de signo contrario y se situan a una
distancia mínima
Red cúbica centrada en el cuerpo
Red de la fluorita CaF2
IC 8
IC 84
Red cúbica centrada en las caras
Red tetraédrica
IC 4
IC 6
11
EL CICLO DE BORN-HABER.
El ciclo de Born-Haber permite describir el
proceso de formación de una red iónica desde el
punto de vista termodinámico, separando el
proceso total en procesos parciales, como ocurre,
por ejemplo, en la formación de un cristal de
cloruro de sodio ( NaCl)
NaCl (cristal)
Cl- Na (gas)
Energía de Disociación D
1/2 Cl2 (g) 1/2 D Cl (g)
Energía de sublimación S
Na (s) S Na (g)
Procesos parciales
Na (g) EI Na (g) e-
Energía de ionización EI
Cl (g) e- Cl-(g) EA
Afinidad electrónica EA
Energía reticular U
Na (g) Cl- (g) Na Cl-(cristal) U
Q
Proceso directo
Q Entalpía de formación
Na (s) 1/2 Cl2 (g) NaCl (cristal)
La energía total se conserva
Q S 1/2 D EI EA U
Ley de Hess
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

• Sólidos a temperatura ambiente

• Si los cristales se golpean, se
• fracturan por planos, al repelerse los iones
  de igual carga eléctrica

• Son duros pero frágiles

• Son siempre cristales

• Tienen elevada temperatura de fusión y
  ebullición

• Disminuye la temperatura
• de fusión y ebullición

• Si do aumenta

disminuye

• Disminuye la dureza

• Aumenta el coeficiente
• de dilatación

13
Fragilidad en un cristal iónico
14

• En estado sólido no
• conducen la electricidad.

Disueltos o fundidos conducen la corriente
eléctrica.

• Se disuelven en disolventes
• muy polares como el agua.

Las moléculas de agua se interponen entre los
iones de la red y apantallan las fuerzas de
Coulomb entre los iones que quedan libres.
Iones hidratados
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Disolución de un cristal iónico en un disolvente
polar
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ENLACE METÁLICO
Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes).
Forma redes de cationes rodeados por electrones
Todos los átomos se ionizan quedando cargados
positivamente y se ordenan en el espacio formando
un cristal. Los electrones procedentes de la
ionización se mueven entre los cationes
La nube de electrones se mueven entre los
cationes.














Iones positivos formados por los átomos de
metal que han perdido electrones.









ATENCIÓN el enlace metálico solo se puede
producir entre átomos de un mismo elemento químico
UNA ALEACIÓN es un mezcla de metales, se funden,
se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a
separar, no es un enlace.
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El enlace metálico se forma si los elementos que
se unen tienen
Orbitales desocupados
Baja energía de ionización
Los átomos dejan en libertad algunos de sus e-
(gas o nube electrónica) transformándose en iones
positivos que se colocan en los nodos del cristal
Las redes cristalinas metálicas más comunes son
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TEORÍA DE BANDAS.
Mediante la teoría de bandas se pueden describir,
desde el punto de vista energético, algunas
propiedades de los metales como la conductividad
eléctrica y térmica.

• Los electrones pueden pertenecer a dos posibles
  bandas de energía

Corresponde a las energías de los e- ligados al
átomo y que no pertenecen al gas electrónico
?
La banda de valencia
?
Corresponde a las energías de los e- del gas
electrónico
La banda de conducción

• Los metales son conductores porque

B) poseen una banda de conducción vacía que se
solapa con la banda de valencia
A) poseen una banda de conducción semillena
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PROPIEDADES DE LOS METALES.
?
Brillo intenso
Capacidad de los e- para captar y emitir energía
electromagnética
?
Conductividad eléctrica
Gran movilidad de los electrones
?
Conductividad térmica
Los e- ceden parte de su energía cinética para
calentar la red
?
Maleabililidad y ductilidad
Se pueden estirar en hilos o extender en láminas
?
Tas de fusión y ebullición
Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los
iones positivos
Aunque los cationes se desplacen, los e- de la
red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos
Red de un metal
Por el contrario, en los Compuestos iónicos
este desplazamiento produce la fractura del
cristal al quedar enfrentados iones del mismo
signo
Red de un cristal iónico
20
ENLACE COVALENTE
Átomos de NO METAL (Se estabilizan
compartiendo electrones)

PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de
átomos unidos por enlace covalente
EJEMPLO Formación de la molécula de flúor ( F2 )
( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR)
A cada átomo de flúor le falta un electrón para
alcanzar configuración de gas noble, para
conseguirlo comparte un electrón con el otro
átomo de flúor formando una molécula .
Molécula de flúor F-F
El par de electrones compartido es un enlace
covalente. Entre átomos iguales la compartición
es perfecta pero si son diferentes el más
electronegativo tiene los electrones más tiempo
consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES
21
El enlace covalente tiene lugar cuando se unen
átomos de no metales, compartiendo pares
electrónicos, con el fin de conseguir que los
átomos completen su octeto y formen un sistema
con menor energía que el formado por los átomos
por separado
Lewis representó las moléculas mediante diagramas
de estructura de Lewis, donde los electrones del
último nivel energético figuran como puntos o
cruces agrupados por parejas alrededor de los
símbolos. Las parejas electrónicas también pueden
sustituirse por guiones

• Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par
  compartido, existe un ENLACE
• COVALENTE NORMAL

• Si dos átomos comparten más de un par de
  electrones se originan ENLACES MÚLTIPLES

• Si los dos e- son aportados por uno sólo de los
  átomos unidos, el enlace se llama COVALENTE
  DATIVO O COORDINADO

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Ejemplo Escribir las estructuras de Lewis
completas para las siguientes especies químicas
CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4.

• H H
  CH4 C
  4 H ? H C H HCH
  
  H H
• HCN HC?N
• H2CO HCO
  H
• O
  O
  H2SO4 H O S O H HOSOH
  
  O O
  

H NH4
HN?H H
O HOSOH O

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TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).
Dos átomos forman un enlace covalente cuando se
solapan orbitales de ambos, originando una zona
común de alta densidad electrónica. Los orbitales
atómicos de partida deben estar semillenos
solapamiento frontal
solapamiento lateral
enlaces ?
enlaces ?
Los orbitales solapados forman un solo orbital
ocupado con dos electrones apareados que poseen
espines opuestos. Los orbitales deben tener
energía parecida y simetría adecuada
24
cada átomo de H posee un OA 1s semilleno
Molécula de hidrógeno H2
El solapamiento de los OA 1s forma una zona de
probabilidad común, responsable del enlace
cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno
Molécula de cloro (Cl2)
El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una
zona de probabilidad común responsable del enlace
25
Cuando se produce más de un solapamiento entre
orbitales atómicos de distintos átomos se
originan enlaces múltiples
Ejemplos
Molécula de oxígeno (O2)
Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan
frontalmente sus OA 2px semiocupados, originando
un enlace ?. También se solapan lateralmente los
dos OA 2py , originando otro enlace ?
Molécula de nitrógeno (N2)
Al aproximarse los átomos, se solapan
frontalmente sus OA 2px semiocupados (enlace ?) y
se producen solapamientos laterales entre los dos
OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente,
originando dos enlaces ?
26
PARÁMETROS MOLECULARES a tener en cuenta para
entender la estructura de las moléculas son
-El ángulo de enlace
-La longitud de enlace
-La energía de enlace

• La moléculas de AsCl3, SbCl3 y BiCl3 poseen
  ángulos de enlace similares al tricloruro de boro

• Las moléculas de SiH4, GeH4 y SnH4 poseen
  ángulos de enlace similares al metano

27

• Las longitudes de enlace, junto con los ángulos
  de enlace determinan la geometría de la molécula.
• Si uno de los átomos enlazados permanece fijo,
  la longitud de enlace aumenta con el Z del otro.

H2 (g) 436 kJ/mol H (g) H (g)
En moléculas poliatómicas se define de la misma
forma, pero la energía de cada enlace está
influida por el resto de los átomos de la
molécula, siendo necesario obtener valores
promedio. A pesar de ello, la energía de enlace
depende fundamentalmente de los átomos enlazados
y no del compuesto del que forma parte el enlace
28
MOLÉCULAS POLARES.
Dos cargas eléctricas iguales y de signo
contrario ,q y -q, situadas a una cierta
distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que
se caracteriza por su momento dipolar
Siendo d un vector con origen en q y extremo en
-q

• En enlaces covalentes entre átomos diferentes,
  el más electronegativo atrae con
• más intensidad a los electrones comunes del
  enlace. El desplazamiento de la carga hacia el
  átomo más electronegativo forma un dipolo
  permanente.

• Los enlaces pueden clasificarse según su
  polaridad o porcentaje de carácter iónico,desde
  el 0 (enlaces covalentes puros, sin momento
  dipolar o apolares), hasta el100 (enlaces
  iónicos puros).

Ejemplos
Cl2 Cl Cl es un enlace covalente apolar
HCl H? Cl-? es un enlace covalente polar
NaCl Na Cl- es un enlace iónico (No forma
moléculas)
El momento dipolar de una molécula es la suma
vectorial de los momentos dipolares de todos sus
enlaces. Algunas moléculas pueden ser apolares y
contener enlaces polares
29

• En las moléculas angulares ( H2O) o piramidales
  (NH3), la polaridad de los enlaces y la polaridad
  molecular son diferentes, pues los momentos
  dipolares de los enlaces se suman como vectores

• En las moléculas apolares, que poseen enlaces
  covalentes polares debido a que, por motivos de
  simetría,los dipolos creados por los distintos
  enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder
  en moléculas lineales, triangulares planas o
  tetraédricas

30
La geometría molecular estudia la disposición
tridimensional de los átomos de las
moléculas.Existen dos procedimientos para
predecir y justificar dicha geometríaLa
hibridación de orbitales y el RPECV
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES.
La combinación de orbitales atómicos (OA) da
lugar a los denominados orbitales híbridos
Los tipos de hibridación más frecuentes son
31

• Para explicar la geometría de la moléculas
  (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos
  átomos se formuló la teoría de la hibridación.
• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro
  enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría
  de compuestos que forma (para ello precisa
  promocionar el e del orbital 2s al 2p y a
  continuación formar 4 orbitales de igual energía
  a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
• Los tipos de hibridación se utilizan
  fundamentalmente en química orgánica, si bien no
  es exclusiva de compuestos orgánicos.

32

• Se hibridan
• Los orbitales atómicos que van a formar enlaces
  ?
• Las parejas de e sin compartir.
• No se hibridan
• Los orbitales atómicos que van a formar el
  segundo o tercer enlace.
• Los orbitales atómicos vacíos.

33
Tipos de hibridación

• sp3
• 4 enlaces sencillos. Ejemplo metano
• 3 enlaces sencillos 1 par e sin compartir.
  Ej NH3
• 2 enlaces sencillos 2 par e sin compartir.
  Ej H2O
• sp2
• 3 enlaces sencillos. Ejemplo BF3
• 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo eteno
• sp
• 2 enlaces sencillos. Ejemplo BeF2
• 2 enlaces dobles. Ejemplo CO2
• 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo etino

34
Tipos de orbitales híbridos.
35
Hibridación sp3
Promoción hibridación
CH4
C 1s2 2s2p2
1 orbital s 3 orbitales p
4 orbitales sp3 (distribución tetraédrica)
NH3
H2O
36
Hibridación sp2
BF3
Promoción hibridación
B 1s2 2s2p1
1 orbital s 2 orbitales p
3 orbitales sp2 (distribución triangular
plana)
37
Hibridación sp
BeF2
F 1s2 2s2p5
promoción
Be 1s2 2s2
Hibridación de orbitales
38
1 orbital s 1 orbital p
2 orbitales sp (distribución lineal)
Be
Orbitales sp híbridos
Orbitales p
39
Hibridación en moléculas que contienen dobles y
triples enlaces
Etileno CH2CH2
Promoción hibridación
40

• Se dan dos tipos de enlaces covalentes
• enlaces sigma (s) enlaces formados por la unión
  de los núcleos de los átomos enlazados
• enlaces pi (p) enlaces formados por la unión
  lateral de los orbitales con la densidad
  electrónica concentrada arriba y abajo del plano
  que forman los núcleos de los átomos enlazados

Enlace s
Enlace p
41
El método RPECV (método de la repulsión entre
pares electrónicos de la capa de valencia)
predice la geometría de moléculas sencillas
basándose en la repulsión entre pares de e- en
torno al átomo central. Considera tanto los pares
de electrones de los enlaces como los pares de
electrones no compartidos

• Los pares de electrones de valencia que rodean a
  un átomo central se repelen entre sí, separándose
  en la medida de lo posible para minimizar la
  energía del sistema

• Los pares no compartidos están más dispersos y
  ejercen más repulsión sobre los otros pares, por
  lo que los ángulos de enlace que resultan son
  mayores que los teóricos

42
El átomo central sólo tiene pares de e de
enlace.

• BeF2 El Be tiene 2 pares de e ? Ang. enl.
  180º.
• BCl3 El B tiene 3 pares de e ? Ang. enl.
  120º.
• CH4 El C tiene 4 pares de e ? Ang. enl.
  109,4º.

43
El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno
sencillo y uno triple.

• Como se une únicamente a dos elementos la
  geometría es lineal.
• Ejemplos
• Etino (acetileno)
• CO2

44
El átomo central tiene pares de e sin compartir.

• La repulsión de éstos pares de e sin compartir
  es mayor que entre pares de e de enlace.
• NH3 El N tiene 3 pares de e compartidos y 1 sin
  compartir ? Ang. enl. 1073º lt 1094º
  (tetraédrico)
• H2O El O tiene 2 pares de e compartidos y 2 sin
  compartir ? Ang. enl. 1045º lt 1095º
  (tetraédrico)

45
El átomo central tiene un enlace doble.

• La repulsión debida a 2 pares electrónicos
  compartidos es mayor que la de uno.
• CH2CH2 Cada C tiene
• 2 pares de e compartidos
• con el otro C y 2 pares de
• e compartidos con sendos
• átomos de H. ?
• Ang. enl. HCC 122º gt 120º (triangular)
• Ang. enl. HCH 116º lt 120º (triangular)

46
(No Transcript)
47
(No Transcript)
48
MODELO VSEPR (IV)Moléculas con más de un átomo
central

• Se asigna la geometría a cada átomo central
  independientemente.

49
Moléculas sin pares de electrones libres
50
Moléculas con pares de electrones libres (PL) y
pares de electrones de enlace (PE)
51
La resonancia establece que existen, no sólo
pares de e- compartidos y localizados entre dos
átomos, sino que algunos se deslocalizan y su
posición se extiende por la molécula

• La resonancia propone la representación de
  determinadas moléculas mediante varias fórmulas
  estructurales llamadas estructuras resonantes.

• La estructura real es el conjunto de dichas
  estructuras y se denomina híbrido de resonancia.

52
FUERZAS INTERMOLECULARES.
Se originan entre moléculas que forman dipolos
permanentes. La parte positiva de un dipolo atrae
a la parte negativa del dipolo más próximo. Las
moléculas se orientan y se atraen con una fuerza
que aumenta con su momento dipolar. A temperatura
ambiente la mayoría de las sustancias son
líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas
de fusión y ebullición.
Se producen cuando una molécula polar distorsiona
la nube electrónica de otra molécula próxima,
creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo
inducido y surgiendo así una fuerza de atracción
entre ambas moléculas.
53
3-Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)
Se deben a dipolos instantáneos que se originan
en las moléculas apolares de forma aleatoria, a
partir de vibraciones que producen una
polarización por asimetría de la distribución de
e-

• Son fuerzas más débiles que las anteriores, por
  la brevedad de su existencia.

• Originan el estado líquido y sólido de moléculas
  que son apolares por no tener dipolos (O2,H2,N2)
  o por motivos de simetría (CO2,CCl4,CH4).

• Crecen con la masa molecular o atómica de las
  sustancias

Enlace de hidrógeno.
Es una unión entre moléculas en las que un átomo
de H actúa de puente entre dos átomos muy
electronegativos como F,O ó N, que se encuentran
unidos al hidrógeno mediante un enlace covalente
muy polarizado. Los electrones del enlace
covalente están muy desplazados hacia el átomo
más electronegativo y el H tiene cierta carga
positiva
54
Ejemplos
En la molécula de HF se produce una atracción de
tipo electrostático entre los átomos de
hidrógeno H? y de F-? El enlace de hidrógeno se
representa por una línea discontinua de puntos.
Enlace entre moléculas de HF
55
Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
56
SUSTANCIAS MOLECULARES.
Las moléculas son agrupaciones de átomos unidos
por enlace covalente. Las sustancias moleculares
se caracterizan por la gran intensidad de las
fuerzas de enlace entre los átomos de la molécula
y la debilidad de las fuerzas de unión entre las
propias moléculas

• La mayoría de estas sustancias tienen puntos de
  fusión y ebullición bajos

• Generalmente son gases en condiciones ordinarias
  de presión y temperatura

• Si las moléculas tienen gran masa molecular
  pueden encontrarse en estado sólido o líquido a
  temperatura ambiente

Oxígeno (gas molecular)
Bromo (líquido molecular)
Yodo (sólido molecular)
57
SÓLIDOS COVALENTES.
Los sólidos covalentes,también llamados sólidos
atómicos o reticulares, son sustancias cuyos
átomos están unidos entre sí mediante enlaces
covalentes, formando redes tridimensionales

• Las uniones entre los átomos son muy fuertes,
  por lo que tienen temperaturas de fusión y
  ebullición muy altas y son muy duros.

Ejemplos
Diamante (C)
Cuarzo (SiO2)
58
Propiedades de los compuestos covalentes

• Sólidos covalentes
• Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.
• Gran dureza y P.F alto.
• Son sólidos.
• Insolubles en todo tipo de disolvente.
• Malos conductores.
• El grafito que forma estructura por capas le hace
  más blando y conductor.

• Sust. moleculares
• Están formados por moléculas aisladas.
• P.F. y P. E. bajos (gases).
• Son blandos.
• Solubles en disolventes moleculares.
• Malos conductores.
• Las sustancias polares son solubles en
  disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

59
Propiedades generales de las sustancias
moleculares y sólidos covalentes
Gas o líquido
Gas o líquido
gas
Sólido
Muy baja
Muy baja
Muy alta
Muy baja
Muy alta
Muy baja
Muy baja
Muy alta
Muy blandos
Muy blandos
Muy blandos
Muy duros
No
No
No
No
N2
CO
H2O
SiO2