Departamento Académico de Ciencias Química General Mg. Miguel RAMIREZ GUZMAN

Contenido Enlace iónico. Enlace covalente. Enlace polar, apolar, coordinado o dativo Enlace metálico. Fuerzas de Vander Waals. Hibridación

Enlace Químico El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados de la materia (sólido, líquido y gaseoso), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.

Principio Fundamental Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa. Veamos la formación de la molécula de HCl La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace. http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-quimico.html

http://concurso. cnice. mec http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm

Enlaces Interatómicos: A. Enlace iónico o Electrovalente. El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre los iones de cargas opuestas (cationes – aniones) que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o mas electrones comúnmente del metal hacia el no metal. Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl) Excepto: BeCl2, BeO, BeF2, AlCl3, que son compuestos covalentes.

Algunos cationes y aniones que participan en los enlaces iónicos: +2

Ejercicio: Con los iones del cuadro anterior, proponga los compuestos iónicos que se pueden formar. Compuesto Iónico: Es aquel compuesto químico donde existen enlaces iónicos, por lo tanto no se presenta como molécula. Ejemplos: NaCl , CaCO3 , NH4Cl , NH4Br , Na2CO3 , KBr , MgCl2

Propiedades de los Compuestos Iónicos: A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición. En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en el estado solido no la conducen.

B. Enlace Covalente. Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones, los cuales tienen espines o giros opuestos. Los átomos enlazados se encuentran neutros y generalmente son no metálicos.

Propiedades de los Enlaces Covalentes: A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Algunos pueden ser sólidos cristalinos. Generalmente tienen baja temperatura de fusión y ebullición. Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes apolares. 5. Son aislantes, es decir, son malos conductores eléctricos.

Para su mejor estudio, estos enlaces se clasifican en: Según el Número de pares Electronicos Enlazantes: 1. Enlace Simple: Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones. ejemplo: Sulfuro de Hidrógeno (H2S) 2. Enlace Múltiple: Cuando los átomos enlazados comparten mas de un par de electrones, estos pueden ser:

a) Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones. Ejemplo: el oxigeno (O2)         O + O O O                     O O     b) Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones Ejemplo: Nitrógeno (N2)            N + N N N              N N

Según la estabilidad química los enlaces pueden ser sigma (σ) o pi(π), en forma practica estos enlaces se reconocen así:

Ejemplo: Cloro (Cl2) y Cloruro de berilio (BeCl2) Según el Número de Electrones Aportados para Formar el Par Electronico Enlazante: 1. Enlace Covalente Normal: Cada átomo aporta un electrón a la formación del enlace. Ejemplo: Cloro (Cl2) y Cloruro de berilio (BeCl2) Hay un enlace normal Cl + Cl Cl Cl   Hay dos enlaces normales Cl Be Cl

2. Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Solo uno de los átomos aporta el par electrónico enlazante Ejemplo: Trióxido de Azufre (SO3)

H + H H H Según su Polaridad: 1. Enlace Covalente Apolar o Puro: Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones. Generalmente participan átomo del mismo elemento no metálico. Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero: ∆EN = 0 Ejemplo: Hidrogeno (H2) H + H H H     Un enlace apolar EN = 2,1 EN = 2,1 ΔEN = 0

2. Enlace Covalente Polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de los átomos es más electronegativo que el otro. Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0 Ejemplo: Yoduro de Hidrógeno donde: +/- δ : carga parcial μ: momento dipolar del enlace, es aquel parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace.

C. Enlace Metálico. En un metal los electrones de valencia están deslocalizados (debido a su baja energía de ionización) sobre el cristal entero. De hecho un metal se puede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un “mar” de electrones de valencia. La fuerza de atracción entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistencia mecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica. http://descubrirlaquimica.wordpress.com/el-enlace-quimico/

Propiedades 1. Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido). 2. Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos). 3. Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos caso, la estructura cristalina se rompe.

4. Son en general duros (resistentes al rayado). 5. La mayoría se oxida con facilidad.

Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals: A. Enlace Dipolo – Dipolo. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:

B. Enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será el enlace. Un ejemplo claro del enlace de hidrógeno es el agua. Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H,

C. Enlace por fuerzas de London Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4, C2H6 tienen tales dipolos instantáneos.

Hibridación La hibridación es el mecanismo que justifica la distribución espacial de los pares de electrones de valencia (lineales, triangulares planas y tetraédricas). Los tipos de hibridación de orbitales que necesitamos aplicar para justificar la geometría de las moléculas más simples son: sp, sp2, sp3 Las ideas básicas que permiten una primera aproximación al modelo de hibridación son: - Un orbital híbrido es una combinación de orbitales atómicos - El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. - Los orbitales híbridos formados tienen la misma forma y una determinada orientación espacial: sp lineal; sp2 triangular plana y sp3 tetraédrica.

- Los orbitales híbridos disponen de una zona o lóbulo enlazante y otra zona o lóbulo antienlazante; el enlace se produce por el solapamiento del lóbulo enlazante con el otro orbital del átomo a enlazar.

Veamos algunos ejemplos: 1. Hidruro de berilio (BeH2) 2. Borano (BH3)

3. Metano (CH4)

Ejercicios: 1. ¿Qué relación hay entre la energía de la molécula de H2 y la suma de las energías de los dos átomos de H? 2. Señale el compuesto que solo posee enlace covalente. a) KCl; b) BaCO3; c) H2SO4; d) KNO2; e) BaO 3. De las siguientes sustancia químicas, señale la(s) sustancia(s) iónica(s) a) P4; b) HNO3; c) AgNO3; d) KNO3; e) BaO 4. Señale un compuesto con las siguientes características: sólido frágil, alta dureza, mal conductor eléctrico, soluble en agua y alto punto de fusión. a) C12H22O11; b) KI; c) BeO; d) H2SO4

5. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto HNO3 6. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto SO2 7. De las siguientes sustancias. ¿Cuales son iónicas? a) NH3; b) CH4; c) KCl; d) AlCl3; e) O2 8. Indique la cantidad de enlaces simples y dobles en CCl4

http://descubrirlaquimica.wordpress.com/el-enlace-quimico/ http://natxopont.orgfree.com/fq3eso-moodle/Tema-6/index.html http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-quimico.html http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza_intermolecular http://www.uhu.es/quimiorg/covalente2.html http://www.profeblog.es/jose/2009/12/18/hibridacion-de-orbitales-atomicos/ http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3g.htm