EL ENLACE QUÍMICO

¿Por qué se unen los átomos? Los átomos, moléculas e iones, 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.

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

Una primera aproximación para interpretar el enlace A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO

Teoría de Lewis: → Regla del octeto. Los electrones de la capa de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico. En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro : → enlace iónico. En otros casos se comparten pares de electrones entre los átomos → enlace covalente. Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica de gas noble → Regla del octeto.

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a ceder electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a tomar electrones

Según el tipo de átomos que se unen: Metal – No metal: uno cede y otro toma electrones (cationes y aniones) No metal – No metal: ambos toman electrones, comparten electrones Metal – Metal: ambos ceden electrones

Los símbolos de Lewis son una representación de los átomos de acuerdo con la teoría de Lewis. Consisten en símbolos químicos que representan el núcleo y los electrones internos, junto con puntos alrededor del símbolo que representan los electrones e valencia. Colocamos puntos en los lados del símbolo hasta un máximo de 4 y después emparejamos puntos hasta alcanzar un Octeto.

Al C Li Ca N O Cl He ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia, ya que son los responsables de enlazarse químicamente con los átomos vecinos Este modelo sencillo consta de representar a los e- de valencia en forma de puntos. Al +3 3ra. Columna valencia 3 B C +4 4ta. Columna valencia 4 Si Li + 1ra. Columna valencia 1 H, Na yK Ca +2 2da. Columna valencia 2 Be, Mg La valencia principal de los elementos decae a partir de la cuarta columna N -3 5ta. Columna valencia 5 ó -3 P, As O -2 6ta. Columna Valencia +6, -2 S, Se Cl - 7ma. Columna Valencia +7, -1 F, Br, I He 8va. Columna Valencia 0 Ne, Ar

Algunos ejemplos…

“Molécula” de NaCl “Molécula” de MgF2 “Diagramas de Lewis”

Moléculas de H2 - O2 - CO2

Tipos de enlace Iónico Metálico Covalente

Enlace iónico El compuesto iónico : metal con un no metal. Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

REGLA DEL OCTETO ION POSITIVO O CATIÓN ION NEGATIVO O ANIÓN Reactividad y configuración electrónica REGLA DEL OCTETO Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones en su corteza electrónica. ION POSITIVO O CATIÓN ION NEGATIVO O ANIÓN 2 electrónes Ion Li + 1 electrón Átomo de litio Átomo de oxígeno Ion O 2 - Si un átomo neutro pierde electrones se transforma en un catión. Si un átomo neutro gana electrones se transforma en un anión. Li:1s2 2s1_____ Li+:1s2 O:1s2 2s2 2p4 _____ O2-:1s2 2s2 2p6

Na  Na+ + e- Cl + e-  Cl- UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES Enlace iónico El enlace iónico se debe a la atracción eléctrica entre iones positivos e iones negativos. Los metales forman compuestos iónicos con los no metales. Na  Na+ + e- Cl + e-  Cl- Na:1s22s22p63s1 _____ Na+:1s22s22p6 Cl:1s22s22p63s2 3p5_____ Cl-: 1s22s22p63s2 3p6 En un compuesto iónico, se produce una atracción entre los iones y estos se acoplan formando una red iónica. Cristal iónico - Enlace iónico – Metal y no metal

Enlace iónico Ejemplo: Mediante el empleo de símbolos de Lewis, represente la reacción entre un átomo de litio y un átomo de fluor para formar LiF Fórmula empírica: LiF

Enlace iónico Si el catión y el anión no tienen la misma carga, las cargas se balancean para que el compuesto sea eléctricamente neutro. Li2O

Hay una transferencia de electrones

Redes iónicas CsCl NaCl

Propiedades compuestos iónicos Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

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.

Fe 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                                

ENLACE METALICO El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas o redes tridimensionales muy compactas.

Propiedades sustancias metálicas Elevados puntos de fusión y ebullición Insolubles en agua Conducen la electricidad incluso en estado sólido Pueden deformarse sin romperse

Electrones muy localizados. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan al compartir electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

Diferentes tipos de enlace covalente Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple Polaridad del enlace: Apolar Polar Enlace covalente dativo o coordinado

Enlace covalente normal Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

Enlace covalente El modelo utilizado para describir estas uniones es la notación de Lewis. Molécula de hidrógeno Molécula de flúor Molécula de cloro Molécula de agua Dos átomos unidos por enlace covalente pueden compartir varios pares de electrones.

Moléculas de elementos - Enlace covalente puro – No metales iguales UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES Enlace covalente El enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten pares de electrones para completar 8 electrones en sus orbitales externos. Forman moléculas de compuestos y de elementos. Moléculas de elementos - Enlace covalente puro – No metales iguales

UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES Enlace covalente El enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten pares de electrones para completar 8 electrones en sus orbitales externos. Forman moléculas de compuestos y de elementos. Moléculas de compuestos - Enlace covalente polar – No metales distintos

Polaridad del enlace covalente Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

Enlace covalente polar Enlace covalente en el que los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro, es decir, con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos. H F electron rico region electron pobre region e- pobre e- rico F H d+ d-

UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES

UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES

Enlace covalente dativo o coordinado Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

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 ← S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O: Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

AGRUPACIONES DE ÁTOMOS Moléculas de elementos Moléculas de compuestos UNIONES ATÓMICAS: MOLÉCULAS Y CRISTALES Los átomos se unen unos con otros de forma que la energía final del conjunto sea menor que la que tenían antes de unirse. Esta unión recibe el nombre de enlace químico. AGRUPACIONES DE ÁTOMOS MOLÉCULAS CRISTALES Formadas por un número fijo de átomos. Formados por un número variable de átomos. Moléculas de elementos Cristal metálico Sodio Metal (Na) Hidrógeno H2 Ozono O3 Cloruro de potasio (KCl) Moléculas de compuestos Trióxido de azufre SO3 Óxido nítrico NO Cristal iónico

Propiedades compuestos covalentes (moleculares) No conducen la electricidad Bajos puntos de fusión y ebullición…

Análisis del tipo de enlace más probable.    Según el tipo de átomos que forman las sustancia Enlace iónico: si se produce entre elementos que tienen muy diferente electronegatividad, entre metales (baja electronegatividad) y no metales (alta electronegatividad): Enlace covalente Si se produce entre elementos que tienen alta electronegatividad pero muy parecida (no metal con no metal). Enlace metálico: Si se produce entre elementos que tienen baja electronegatividad y muy parecida (metal con metal).

Predicción de tipo de enlace químico Diferencia de electronegatividad Tipo de unión química 0 a 0,4 Covalente no polar 0,4 a 1,7 Covalente polar Más de 1,7 Iónica Considerar como una guía, no es estricto