El enlace químico Unidad 5.

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1 El enlace químico Unidad 5

2 ¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. Cuando se forma un enlace los átomos que lo forman, completan su octeto y adquieren estructura de gas noble.

3 Diagrama de energía frente a distancia interatómica

4 Tipos de enlaces Para completar el octeto tendremos tres
Iónico: cuando la diferencia de EN entre los átomos es igual o mayor a 1,7. Covalente: cuando la diferencia de EN entre los átomos es menor de 1,7. - Metálico.

5 Enlace iónico Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas. Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización: Ejemplo: Na – 1 e–  Na+ O + 2e–  O2– Reac. global: O + 2 Na  O2– + 2 Na+. Fórmula del compuesto (empírica): Na2O: nos indica la proporción de combinación de los átomos, no la real ya que forma una red iónica. Mira este video Na Cl

6 Estructura cristalina
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio: índice de coordinación. ESTRUCTURA CRISTALINA DE LA WURTZITA ESTRUCTURA CRISTALINA DEL CLORURO DE SODIO

7 Índice de coordinación
“Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación. - + + - - - + + - + + - - - + - + + -

8 Principales tipos de estructura cristalina
NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 6 CsCl (cúbica para ambos iones) Índice de coord. para ambos iones = 8 CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) Índice de coord. para el F– = 4 Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F Ca2+ Imágenes: © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato

9 Propiedades de los compuestos iónicos
Puntos de fusión y ebullición elevados, ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. Gran dureza: resistencia al rayado(por la misma razón). Solubilidad en disolventes polares (como el agua) e insolubilidad en disolventes apolares (como el benceno o la gasolina). Las moléculas del agua rodean los iones, colocándose el oxígeno alrededor de los cationes y los hidrógenos alrededor de los aniones. Si la energía de estas moléculas es mayor que la Energía de la red, esta se romperá y la sal será solubilizada. Mira el siguiente video.

10 No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí disueltos o fundidos.
Para conducir la electricidad se necesitan cargas y que estas se puedan mover. En estado sólido, los iones están fijos en la red, no pudiéndose mover. Al disolverse o fundirse, la red se rompe quedando libres los iones. Frágiles: no son resistentes a los golpes.

11 Enlace covalente Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía. Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva). La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”.

12 Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis:
Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

13 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos CH4 Pares de electrones enlazantes: electrones de un átomo que forman parte de un enlace. Pares de electrones no enlazantes: electrones de un átomo que no forman parte del enlace. C: 2s2p2  4e- H: 1s1  1e- C: 4 pares de electrones enlazantes H: 1 par de electrones enlazante. 13

14 Enlace covalente simple Enlace covalente simple
Estructuras de Lewis H H + H H H H Enlace covalente simple 1e- 1e- 2e- 2e- H: 1s1; 1 e de valencia, debe compartir 1 electrón. Cada H posee un par de electrones enlazante. F F + F F Enlace covalente simple 7e- 7e- 8e- 8e- F: 1s2 2s22p5 ;7 e de valencia, debe compartir 1 electrón Cada flúor posee un par de electrones enlazante y tres pares de electrones no enlazantes.

15 Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones
Ejemplo: O2 O: 1s2 2s22p e de valencia, debe adquirir 2 y compartir 2 Cada oxígeno posee dos pares enlazantes y dos no enlazantes. Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones Ejemplo: N2 N: 1s2 2s22p e de valencia, debe adquirir y compartir 3

16 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Colocar los atomos de la molecula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los atomos H2O O: 2s2p4  6e- H: 1s1  1e- A = 6 + 1x2= 8e- N = 8 + 2x2= 12e- N - A = 4e- (2 pares) 4 e- libres O H 16

17 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos HClO2 O Cl O H A = x2= 20e- N = x2= 26e- N -A = 6e- (3 pares) 14 e- libres Cl: 3s2p5  7e- H: 1s1  1e- O: 2s2p4  6e- O Cl O H

18 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos H O Cl HClO3 O A = x3= 26e- N = x3= 34e- N -A = 8e- (4 pares) 18 e- libres Cl: 3s2p5  7e- H: 1s1  1e- O: 2s2p4  6e- H O Cl O O

19 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos H2CO A = 4 + 1x4= 8e- N = 8 + 2x4= 16e- N -A = 8e- (4 pares) 6 e- libres C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- O: 1s22s2p4  6e-

20 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 de Be o de B 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– ). Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

21 Enlace covalente coordinado
Según lo que acabamos de ver, en un enlace covalente cada átomo aporta uno, dos o tres electrones. Sin embargo, existen algunas moléculas e iones habituales que no cumplen esta norma. Por ejemplo: NH3 + HI (aq)  NH4+ (aq) Aunque el enlace formado es covalente, el ion hidrógeno no ha podido aportar ningún electrón, dado que no posee ninguno. Entonces, ¿quién ha puesto los dos electrones de¡ enlace? La respuesta es sencilla: el nitrógeno. Cuando el par compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos enlazados, el enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado y es tan fuerte cuando se ha formado como cualquier otro enlace covalente simple. Es un tipo de enlace presente en gran cantidad de moléculas e iones poliatómicos. Entre estos últimos destacan el ion oxonio y el ion amonio. Formación de los iones oxonio y amonio

22 Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙ ˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: :O ← Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O:

23 Enlace de átomos de flúor (F) y otros
HF F: 1s2 2s22p5 ;7 e- de valencia, debe compartir 1 e- H: 1 e de valencia; debe compartir 1 electrón: OF2 N: 1s2 2s22p3; 5 e- de valencia, debe compartir tres e- NF3 O: 1s2 2s22p4; 6 e- de valencia, debe compartir dos e-

24 UN TIPICO ENLACE DATIVO
CF4 C: 1s2 2s22p2 ;4 e- de valencia, debe compartir cuatro e- UN TIPICO ENLACE DATIVO NH4+

25 Excepciones a la regla del octeto
F B F H Be H Be H F B F Be: 1s2 2s2 ; 2 e- de valencia H: 1s1; 1 e- de valencia B: 1s2 2s22p1 ; 3 e- de valencia F: 1s2 2s22p5 ; 7 e- de valencia Cl Cl Cl Cl P Cl P Cl N O N O Cl Cl Cl Cl B: 1s2 2s22p1 ; 3 e- de valencia O: 1s2 2s22p4 ; 6 e- de valencia P: 1s22s22p63s23p3 ; 5 e- de valencia Cl:1s2 2s22p5 ; 7 e- de valencia

26 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 ; H–C–H · ·· | H H HCN H–CN : H2CO H–C=O : | ·· H ·· ·· : O : : O : ·· ·· ··  H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H ·· ·· ··  : O : : O : ·· ·· H | NH H–N+H | H : O : || H–O–S–O–H || : O :

27 Geometría molecular Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. 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.

28 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. BeF2 Lineal BCl3 Triangular CH4 Tetraédrica

29 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

30 El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
Metano (109,4º) 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. = 107’3º < 109’4º (piramidal trigonal) H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (angular) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º)

31 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
A pesar de que en el enlace covalente se comparten los electrones, estos están más o menos cerca de uno de los átomos dependiendo de su EN. Si la molécula está formada por el mismo tipo de átomos, no existe diferencia de EN, por lo que el enlace es apolar. Si la molécula está formada por átomos de diferente EN, el enlace es polar. Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente (carga parcial: δ) Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de  entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

32 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

33 Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:
Moléculas polares. Tienen   no nulo. Los enlaces deben ser polares y, además, la molécula: Tiene un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Es asimétrica: angular, piramidal, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. Tienen   nulo. Puede ser debido a: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Moléculas con enlaces polares pero simétricas:   = 0. Ej: CH4, CO2.

34 Momentos dipolares. Geometría molecular.
CO2 BF3 CH4 H2O NH3

35 Sustancias de los compuestos covalentes
Los enlaces covalentes pueden formar: Redes atómicas tridimensionales: es el caso del Carbono que cristaliza como grafito o diamante; y la sílice (SiO2). Su fórmula es empírica. Moléculas: entidad discreta formada por unos pocos átomos unidos por enlaces covalentes. Son la mayoría: O2, CO2, H2O… Estas moléculas para formar los estados líquido y sólido se unirán entre sí a través de enlaces intermoleculares.

36 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. Duros (romper enlaces covalentes muy fuertes) y frágiles (al golpearlos se acercan los átomos y se rompe el cristal) Sustancias moleculares: Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases, líquidos o sólidos de bajo p.f.). Ruptura de enlaces intermoleculares muy débiles. Son blandos pero resistentes a los golpes. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E. Las sutancias apolares son solubles en disolventes apolares.

37 Estructura cristalina del diamante y del grafito

38 Enlaces intermoleculares
Fuerzas de Van der Waals.: dipolo-dipolo. Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles. Entre dipolo permanente y dipolo inducido Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte . En moléculas polares que Posean un enlace del hidrógeno con un átomo muy pequeño y EN (O, N, F) Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. 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. Dispersión de London: dipolo instantáneo-dipolo inducido : - Moléculas apolares. Son las fuerzas intermoleculares más débiles. Dipolo instantáneo

39 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
Leer estados físicos del agua (pgna 1221)

40 Modelo de Mar de electrones
Enlace metálico Modelo de Mar de electrones Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte. Los átomos de los metales con pocos e en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. Se comparten los e de valencia colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. Existen dos modelos que lo explican: Modelo del mar de electrones: Modelo de bandas:

41 Propiedades de los compuestos metálicos.
Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. Son buenos conductores de la electricidad y el calor, al poseer la nube de electrones que se pueden mover con facilidad.

42 Propiedades de los compuestos metálicos (cont.).
Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos, excepto el mercurio. Tienen un brillo característico debido a que la nube de electrones refleja la luz. Duros y resistentes. Insolubles.