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Tema 13 ENLACE QUÍMICO
1.. Concepto de enlace químico
1.1. Energía y estabilidad
1.2. Estructura de gas noble
1.3. Clases de químicos enlaces
2.. Enlace iónico
2.1. Estructura de los compuestos iónicos
3.. Enlace covalente
3.1. Modelo de Lewis
3.2. Teoría del enlace de valencia
3.3. Polarización del enlace covalente
4.. Enlace metálico
5.. Enlaces intermoleculares
6.. Tipos de sustancias según sus enlaces
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1.. Concepto de enlace químico
De los 112 elementos que actualmente conocemos,
90 son pueden encontrar en la naturaleza pero
nunca solos (excepto los gases nobles y a veces
los metales nobles y algún otro) sino formando
parte de un compuesto.
Decimos que los átomos de esos elementos se unen,
se combinan, formando enlaces químicos.
Las fuerzas que mantienen unidas a los átomos,
los iones o las moléculas que forman las
sustancias químicas, tanto simples como
compuestas, de manera estable, se llaman ENLACE
QUÍMICO
1.1. Energía y estabilidad
Por qué aparecen estas fuerzas que mantiene
unidos a los átomos que forman un compuesto?
Porque los átomos juntos, formando el compuesto,
son más estables ( menor contenido energético)
que separados.
Si no ocurriera esto, los átomos no se unirían y
no se formaría el compuesto.
Por tanto, la formación de un enlace entre dos
átomos es un proceso que va siempre acompañado de
una variación de la energía de estos átomos.
Lo podemos ver en la figura siguiente.
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Energía potencial
- La energía de los átomos aislados se considera
nula. -Al acercarse los átomos, dominan las
fuerzas de atracción. Se desprende energía debido
a que disminuye la energía potencial del sistema
formado por los dos átomos. (curva 1) -Al
acercarse los átomos dominan las fuerzas de
repulsión no se producirá el enlace ( curva
2) -Cuando los átomos se hallan a cierta
distancia, llamada distancia de enlace, la
energía es mínima y la estabilidad máxima (curva
1). - Si los átomos se acercan más, aparecen un
dominio de las fuerzas repulsivas sobre las
atractivas, se absorbe energía y se pierde
estabilidad (curva 1).
Dominan las fuerzas repulsivas
Átomos aislados
ro distancia de enlace
ro
2
0
Distancia entre los núcleos
1
Dominan las fuerzas atractivas
Energía mínima
Menor energía que los átomos aislados ( Se
desprende energía en la formación del enlace)
Los átomos se unen para formar agrupaciones de
mayor estabilidad y menor energía que la que
tenían los átomos por separado.
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1.2. Estructura de gas noble
Decíamos al principio que todos los elementos se
encuentran en la naturaleza combinados con
otro(s) elementos , excepto los gases nobles.
Estos tienen su última capa electrónica, la capa
de valencia, completa con 8 electrones ( excepto
el helio que la completa con 2)
Configuración electrónica
Esta estructura con 8 electrones de valencia
recibe el nombre de octeto electrónico y tiene
las siguientes características
Es la responsable de la especial estabilidad
de los gases nobles, que explica el hecho que
estos no se combinen con otros elementos.
En los elementos existe la tendencia a
combinarse para conseguir la estructura de gas
noble, con lo que aumentan su estabilidad.
Estos hechos experimentales han llevado a los
químicos a enunciar una regla de gran interés la
regla del octeto
Muchos elementos, al unirse con otros,
manifiestan la tendencia a adquirir la estructura
electrónica externa propia de los gas noble,
esto es, tener 8 electrones en su última capa.
La regla del octeto no tiene validez general,
siendo especialmente aplicable a los elementos
representativos
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1.3. Clases de químicos enlaces
Los átomos que forman la molécula adquieren la
estructura de gas noble cediendo electrones,
ganándolos o compartiéndolos, dando lugar a los
siguientes tipos de enlaces
se suele dar entre un metal (cede electrones) y
un no metal (gana electrones), dando lugar a
estructura de redes cristalinas.
Se da entre átomos de un metal
se da entre dos no metales o no metal e
hidrógeno, mediante compartición de pares de
electrones.
También existen enlaces entre moléculas enlaces
de hidrógeno y fuerzas intermoleculares de van
der Waals.
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2.. Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos
metálicos (especialmente los situados más a la
izquierda en la tabla periódica) se encuentran
con átomos no metálicos (los elementos situados a
la derecha en la tabla periódica ).
En este caso los átomos del metal ceden
electrones a los átomos del no metal,
transformándose en iones positivos (cationes) y
negativos (aniones, respectivamente. Al formarse
iones de carga opuesta éstos se atraen por
fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente
unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas
fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Como ejemplo veamos el enlace iónico entre el
cloro y el sodio
Na (Z 11) 1s2 2s2 p6
Na (Z 11) 1s2 2s2 p6 (catión sodio)
3s
1
Cl (Z 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p6 (anión cloruro)
Cl (Z 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p5

Iones, que se unen mediante fuerza eléctrostática
(Coulomb)
átomos
Enlace iónico
También podemos representar este enlace mediante
los diagramas o notación de Lewis.
Es un modo de representar a los átomos y sus
enlaces, propuesto por el químico G.N.Lewis
Para representar un átomo, escribimos el símbolo
del elemento y lo rodeamos de tantos puntos como
electrones de valencia tenga.
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Para representar una molécula colocamos los
electrones del enlace entre los átomos que lo
forman.
El enlace iónico del cloruro de sodio lo podemos
representar mediante la notación de Lewis de la
siguiente manera
El enlace iónico también se llama heteropolar. (
polos distintos )
8
2.1. Estructura de los compuestos iónicos
La atracción electrostática no se limita a un
sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del
número máximo posible de iones de carga opuesta,
formando una red cristalina iónica
tridimensional. Los compuestos iónicos no forman
moléculas independientes.
Enlace iónico
Llamamos índice de coordinación de un compuesto
iónico al número de iones de un signo que rodean
a un ión de signo contrario.
Compuesto índice de
coordinación
Cloruro de sodio NaCl 66
Cloruro de cesio CsCl 88
Fluoruro de calcio CaF2 84
El tipo de enlace de un compuesto determina la
mayoría de sus propiedades.
Propiedades de las sustancias iónicas
Las sustancias iónicas se encuentran en la
naturaleza formando redes cristalinas, por tanto
son sólidas.
Son duros y frágiles y tienen puntos de fusión
y ebullición altos.
Son solubles en disolventes polares como el
agua.
Conducen la corriente eléctrica disueltos o
fundidos.
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3.. Enlace covalente
Cuando uno de los átomos tiene tendencia a ceder
electrones y el otro a ganarlos, hemos visto que
se unen mediante un enlace iónico. Pero qué
ocurre cuando ambos tienen tendencia a ganarlos?
En este caso, se unen COMPARTIENDO PARES DE
ELECTRONES, que es lo que caracteriza al enlace
covalente.
Si los átomos comparten un par de electrones el
enlace es SIMPLE.
Si los átomos comparten dos pares de electrones
el enlace es DOBLE.
Si los átomos comparten tres pares de
electrones el enlace es TRIPLE.
Hay varias teorias o modelos
3.1. Modelo de Lewis
Se basa en la regla del octeto.
Los electrones compartidos son aportados a partes
iguales por cada uno de los átomos que forman el
enlace, aunque existe la posibilidad de que los
electrones sean aportados por uno sólo de los
átomos ( enlace covalente coordinado o dativo)
Ya dijimos al principio que la regla del octeto
no tiene validez general.
3.2. Teoría del enlace de valencia
La veremos en Química de 2º de Bachillerato
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3.1. Modelo de Lewis
Par de electrones enlazantes
Enlace simple
Par de electrones no enlazantes
Ejemplos
a) La molécula de cloro
b) La molécula de oxígeno
c) La molécula de nitrógeno
Enlace doble
Enlace triple
Podemos comprobar que alrededor de cualquiera de
estos átomos hay 8 electrones
11
NH3
HCl
Enlace covalente
12
Como vemos en los ejemplos anteriores tenemos
que decidir cómo colocar los electrones en torno
a los átomos enlazados, esto es, cuántos de los
electrones de valencia disponibles son
electrones enlazantes (compartidos) y cuántos son
electrones no enlazantes (no compartidos) (
asociados a un solo átomo)
Para dibujar las estructuras de Lewis se puede
seguir el siguiente método

• Se colocan los átomos de la molécula ( o ión
  poliatómico) de la forma más
• simétrica posible.

2. Se determina el nº de electrones disponibles
D en la capa externa de todos los átomos de
la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay
que añadir un electrón por cada carga
negativa que tenga el ión o restar un electrón
por cada carga positiva que tenga).
3. Se calcula el número total de electrones N de
las capas externas que necesitan todos los
átomos de la molécula o ión poliatómico para
tener configuración de gas noble.
N 8 número de átomos sin incluir átomos de H
2 número de átomos de H
4. El nº total de electrones compartidos C es
C N D
5. Se colocan los electrones C como pares
compartidos entre los átomos que forman enlaces.

1. El resto de los electrones hasta completar D se
   colocan como pares no compartidos para completar
   el octeto de todos los átomos.

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Seguiremos el método anterior para escribir el
diagrama o estructura de Lewis para la molécula
del agua, H2O

1. Se colocan los átomos de la molécula ( o ión
   poliatómico) de la forma más simétrica posible.

H
H
O
2. Se determina el nº de electrones disponibles
D en la capa externa de todos los átomos de la
molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que
tenga el ión o restar un electrón por cada carga
positiva que tenga).
D 1 6 1 8
3. Se calcula el número total de electrones N de
las capas externas que necesitan todos los
átomos de la molécula o ión poliatómico para
tener configuración de gas noble.
N 8 número de átomos sin incluir átomos de H
2 número de átomos de H
N 8 1 2 2 12
4. El nº total de electrones compartidos C es
C N D
12 8
4
5. Se colocan los electrones C como pares
compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 4 electrones, es decir, 2
pares

1. El resto de los electrones hasta completar D se
   colocan como pares no compartidos para completar
   el octeto de todos los átomos.

Tenemos que colocar otros 4 electrones para
completar los 8 que teníamos al principio,
mirando que se cumpla la regla del octeto.
14
Seguiremos el método anterior para escribir el
diagrama o estructura de Lewis para la molécula
del dióxido de carbono, CO2

1. Se colocan los átomos de la molécula ( o ión
   poliatómico) de la forma más simétrica posible.

O
O
C
2. Se determina el nº de electrones disponibles
D en la capa externa de todos los átomos de la
molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que
tenga el ión o restar un electrón por cada carga
positiva que tenga).
D 6 4 6 16
3. Se calcula el número total de electrones N de
las capas externas que necesitan todos los
átomos de la molécula o ión poliatómico para
tener configuración de gas noble.
N 8 número de átomos sin incluir átomos de H
2 número de átomos de H
N 8 3 24
4. El nº total de electrones compartidos C es
C N D
24 16
8
5. Se colocan los electrones C como pares
compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4
pares

1. El resto de los electrones hasta completar D se
   colocan como pares no compartidos para completar
   el octeto de todos los átomos.

Tenemos que colocar otros 8 electrones para
completar los 16 que teníamos al principio,
mirando que se cumpla la regla del octeto.
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Otro ejemplo el diagrama de Lewis del ión sulfato
2
O
O
O
S
O

1. Se colocan los átomos de la molécula ( o ión
   poliatómico) de la forma más simétrica posible.

2. Se determina el nº de electrones disponibles
D en la capa externa de todos los átomos de la
molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que
añadir un electrón por cada carga negativa que
tenga el ión o restar un electrón por cada carga
positiva que tenga).
D 6 6 6 6 6 2 32
3. Se calcula el número total de electrones N de
las capas externas que necesitan todos los
átomos de la molécula o ión poliatómico para
tener configuración de gas noble.
N 8 5 40
4. El nº total de electrones compartidos C es
C N D
40 32
8
5. Se colocan los electrones C como pares
compartidos entre los átomos que forman enlaces.
Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4
pares

1. El resto de los electrones hasta completar D se
   colocan como pares no compartidos para completar
   el octeto de todos los átomos.

Tenemos que colocar otros 24 electrones para
completar los 32 que teníamos al principio,
mirando que se cumpla la regla del octeto.
16
NH3
SO2
CS2
SO3
17
3.3. Polarización del enlace covalente
En un enlace covalente formado por dos átomos
iguales, el par de electrones o los pares de
electrones es compartido por igual por ambos
átomos.
Se dice que el enlace es apolar ya que ambos
átomos tiran con la misma fuerza de los
electrones compartidos.
Pero si nos fijamos en enlaces covalentes
formados por átomos distintos, como el cloruro de
hidrógeno
el cloro es más electronegativo que el hidrógeno
y tira con más fuerza del par de electrones que
comparten, que estará más cerca de él que del
hidrógeno.
Esto hace que el cloro adquiera una carga parcial
negativa d , mientras que el hidrógeno tiene
una carga parcial positiva d , diciéndose que
el enlace covalente es polar
El enlace covalente polar se forma cuando se unen
dos átomos de diferente electronegatividad. Esto
produce la aparición de cargas parciales opuestas
en los extremos del enlace
18
(No Transcript)
19
3.3. Polarización del enlace covalente (Cont.)
El enlace covalente estará tanto más polarizado
cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad de los dos átomos que lo
forman.
Aumenta la diferencia de electronegatividad entre
los átomos que forman el enlace
3 0,9 2,1
3 2,1 0,9
3 3 0





d
d
(red cristalina)
Molécula de cloruro de hidrógeno
Enlace IÓNICO
Enlace covalente POLAR
Enlace covalente APOLAR
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Propiedades de los compuestos covalentes.
Los compuestos covalentes forman moléculas
individuales.
Los compuestos covalentes suelen presentarse en
estado líquido o gaseoso aunque también pueden
ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y
ebullición no son elevados
Se disuelven bien en disolventes apolares
(éter, gasolina, .) pero no en disolventes
polares (agua), y es nula su capacidad
conductora.
Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen
altos puntos de fusión y ebullición, son duros,
malos conductores y en general insolubles
(diamante , cuarzo, )
Compuestos macromoleculares
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4.. Enlace metálico
La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica
son metales.
La unión entre sus átomos no es por enlace iónico
ya que este enlace sólo se da entre átomos
distintos. Además, los metales tienen tendencia a
ceder electrones y no a ganarlos.
Tampoco es covalente pues los metales sólo tienen
en su última capa 1 o 2 o 3 electrones y no
dispondrían del número suficiente para adquirir
la configuración de gas noble.
Esto significa que tienen un nuevo tipo de
enlace el enlace metálico.
Electrones de valencia
Según el modelo de nube de carga tiene las
siguientes características
Los átomos ceden sus electrones de valencia
convirtiéndose en iones positivos.
Los electrones de valencia forman una nube
electrónica alrededor de los iones positivos y se
desplazan por el interior del metal
Esta estructura del enlace explica propiedades
típicas de los metales, como la conductividad
térmica y eléctrica, el brillo metálico, la
ductilidad, la maleabilidad
22
Propiedades de los compuestos metálicos.
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente,
excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y
ebullición varían notablemente.
Las conductividades térmicas y eléctricas son muy
elevadas.
Presentan brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Pueden emitir electrones cuando reciben energía
en forma de calor o de oem.
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5.. Enlaces intermoleculares
Hasta ahora hemos visto enlaces, uniones, entre
átomos. En el caso del enlace covalente, de la
unión de esos átomos, se formaban moléculas, como
el agua H2O ( líquido) , el dióxido de carbono
CO2 (gas) , el yodo I2 ( sólido), etc
A la vista de lo anterior, nos podríamos
preguntar por qué el agua es líquida, el
dióxido de carbono gas y el yodo sólido, si los
tres están formados por moléculas covalentes?
La respuesta la encontramos en la fuerza de unión
entre esas moléculas, que serán mayores en el
caso del yodo.
Las uniones entre moléculas o enlaces
intermoleculares pueden ser de dos tipos
fuerzas intermoleculares de van der Waals.
enlaces de hidrógeno
Los enlaces de hidrógeno se dan entre moléculas
que tienen átomos de H unidos a átomos
electronegativos de pequeño volumen ( F , O , N )
con algún par de electrones no enlazantes, como
el agua H2O , el fluoruro de hidrógeno HF y
el amoniaco NH3
24
d
d
d
d
d
d
d
d
d
Los enlaces de hidrógeno explican los elevados
puntos de fusión y de ebullición que tiene el
agua.
25
Enlaces de hidrógeno

• Las cargas parciales de diferentes partes de las
  moléculas de agua producen fuerzas de atracción
  debiles, llamadas enlaces de hidrogeno ( lineas
  punteadas) entre los hidrógenos de una molécula y
  los oxigenos de otras moleculas.
• Los enlaces de hidrogeno son atracciones
  electricamente débiles entre partes polares de
  las moléculas.
• Los enlaces de hidrogeno no son únicos del agua
  oxigeno o nitrogeno
• La polaridad del agua y sus enlaces de hidrogeno
  le dan al agua la posibilidad de tener tres
  estados sólido, líquido y gaseoso.

26
En estado liquido cada molécula de agua esta
formando enlaces de hidrogeno con otras 3.4
moléculas de agua. En estado solido cada molécula
esta formando enlaces con otras 4 moleculas.
Compare las dos estructuras abajo Cúal es el
sólido, cúal es líquido ?
27
F I N
28
(No Transcript)
29
Sistema Periódico de los elementos .
Elementos representativos
Tienen completos todos sus niveles electrónicos
menos el último.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 8 9 10 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII VIII VIII IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mb Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yt Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lw
Según el color del símbolo son Según el color del símbolo son Según el color del símbolo son Según el color del símbolo son
Sólido Líquido Gaseoso Desconocido
Según el color de la celda son Según el color de la celda son Según el color de la celda son Según el color de la celda son
Metales No metales Semimetales Gases inertes
VOLVER
30
Los enlaces metálicos
Suelen ser sólidos a temperatura ambiente,
excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y
ebullición varían notablemente.
Las conductividades térmicas y eléctricas son muy
elevadas.
Presentan brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Pueden emitir electrones cuando reciben energía
en forma de calor.
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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(No Transcript)