ENLACE QUÍMICO Nela Álamos Colegio Alcaste

El enlace químico

Índice El enlace químico Enlace iónico Diferencia Enlace covalente: polar, apolar y dativo Enlace metálico Enlaces intermoleculares Ejemplos enlaces iónicos y covalentes Tipos de sustancias. Propiedades AMPLIACIÓN Sustancias iónicas Sustancias metálicas Sustancias moleculares Sustancias atómicas Comparación de algunas propiedades

El enlace químico Introducción Se llama enlace químico a la interacción entre dos o más átomos que se unen para formar una molécula estable. Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones buscando mayor estabilidad (tienden a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados. En general, cuando se unen dos elementos representativos, tienden ambos a completar su octeto (8 electrones en su última capa), adquiriendo configuración electrónica de gas noble (s2p6), distribución electrónica de máxima estabilidad. A los elementos de transición no les resulta fácil alcanzar esa estructura, debido a los orbitales d, incompletos, habrían de eliminarse o captarse un número excesivo de electrones. Estos elementos, al formar el enlace, alcanzan otras configuraciones de especial estabilidad, como por ejemplo las configuraciones electrónicas con orbitales d semillenos o completos (d5 o d10). Para describir el enlace se utilizan los símbolos ideados por Lewis: Se escribe el símbolo del elemento, rodeado de tantos puntos como electrones tiene en su última capa (capa de valencia). Así:   Li  ,  C  ,  O  ,etc.   G.N. Lewis 1916

ENLACE IÓNICO

Enlace Iónico El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones). El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión. Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática. • •• ]2- [ ]2+ En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto. NaCl

Enlace Iónico Los compuestos iónicos no están formados por parejas de iones o asociaciones sencillas de éstos. Cada ión se rodea de iones de carga opuesta NaCl

Enlace Iónico Compuestos iónicos Átomo Catión Compuesto Iónico Anión Transferencia de e- Átomo Baja Electronegatividad Anión Catión Compuesto Iónico Pérdida e- Ganancia e- Electronegatividad elevada

Enlace Iónico

Enlace Iónico Formación de NaCl

Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas S2- Zn2+ Cl- Red del rutilo TiO2 S2- Zn2+ Cl- Cs+ Na+ F- Ca2+

Cúbica centrada las caras Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica compacta CsCl Cúbica centrada las caras NaCl

Enlace Iónico

ENLACE COVALENTE

Enlace Covalente. Teoría de Lewis El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad) En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo). Cl2

Enlace Covalente Molécula de flúor O – H H H –N – H H

Enlace Covalente Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo dos pares de electrones: enlace covalente doble tres pares de electrones: enlace covalente triple Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

Enlace Covalente Molécula de agua Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno

Enlace Covalente Coordinado o Dativo Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (orbital vacío donde caben dos electrones). + El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor

Enlace Covalente No Polar y Polar Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones. H-H Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico. Cl2 H Cl d+ d- HI y H2O El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

Enlace Covalente No Polar y Polar H H Cl Cl δ+ δ- H Cl

Enlace Covalente No Polar y Polar Enlace Covalente Polar H2O HCl d- O H H Carga postiva pequeña Menor electronegatividad d+ d- Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad H Cl d+ d+

Enlace Covalente No Polar y Polar

Enlace Covalente

DIFERENCIA Enlace iónico y covalente

Enlaces iónico y covalente Enlace covalente - Enlace iónico

Enlaces iónico y covalente

EJEMPLOS Enlaces iónicos y covalentes

Ejemplos enlace iónico Ba • O •• •• O Ba 2+ 2- BaO Iones unidos por fuerzas electrostáticas Mg • Cl •• •• Cl Mg 2+ - MgCl2 Iones unidos por fuerzas electrostáticas

Ejemplos enlace covalente • • • N • • • • • N N N2 1 enlace covalente apolar triple N H d- d+ N • • • H N H • • NH3 3 enlaces covalentes polares sencillos

Ejemplos enlace covalente • • • O C C O • •• CO2 C O •• d- d+ • C O •• 2 enlaces covalentes polares dobles

Ejemplos enlace covalente + g) H3O+ h) NH4+ g) h)

ENLACE METÁLICO

Enlace Metálico El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables. Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica".

Enlace Metálico

Cúbica centrada en las caras Enlace Metálico Cúbica simple Algunos tipos de redes cristalinas metálicas Cúbica centrada en las caras Cúbica compacta

Enlace Metálico Algunos tipos de redes cristalinas metálicas El Atomium Estructura del hierro, cúbica centrada en el cuerpo: 9 átomos de hierro aumentados nada menos que 150 billones de veces, 102 metros de altura y 2.400 toneladas de peso. Construido con motivo de la Exposición Universal de 1958, fueron necesarios 15.000 trabajadores durante tres años para finalizar el monumento. Se encuentra a las afueras de la ciudad, en el barrio de Heizel, dentro del Bruparck, y junto al estadio de fútbol y al parque Mini-Europe, que alberga representaciones en miniatura, en proporción de 25/1, de los símbolos más característicos del continente. La entrada al Atomium no es barata pero siempre merece la pena adentrarse en este monumento, subir (en ascensor) hasta el átomo más elevado y disfrutar de unas magníficas vistas de la ciudad. La comodidad es total ya que el descenso se efectúa mediante escaleras mecánicas y, a menudo, algunos de los átomos se convierten en salas de exposición. Red cristalina de Hierro EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO (Atomium Bruselas)

ENLACES INTERMOLECULARES

FIN