El Enlace Químico

 Tipos de enlace químico  Símbolos de puntos de Lewis  El enlace iónico  El enlace covalente  Estructuras de Lewis  El concepto de resonancia  Polaridad del enlace covalente.  Electronegatividad.

El enlace químico  Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre partículas de distinta carga.  Tipos de enlace químico:  Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y baja A e ) y un no metal (alta I y alta A e )  Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales) H 2 O Compuesto covalente NaCl Compuesto iónico NaCl Sólido iónico

Símbolos de puntos de Lewis  Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo  Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo  El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados  Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura X F

Símbolos de puntos de Lewis  Símbolos de Lewis para los elementos del segundo periodo (n = 2). LiBeBC NOFNe

El enlace iónico  Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman aniones con facilidad)  Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno  Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb)  LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li + y el F gana un electrón y forma F . Nótese que el Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F  la del Ne Li + F LiF

El enlace iónico  Otros ejemplos de compuestos iónicos: Ca 2+ O 2 Ca + O 2 Li + O 2 CaO Li 2 O 3 Li + N 3 Li 3 N

Propiedades de los compuestos iónicos  Compuestos cristalinos  Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos que se repiten periódicamente en el espacio  Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de unión entre los iones de la red cristalina)  Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin deformarse) Fuerza externa Fuerza repulsiva Fractura del cristal

Propiedades de los compuestos iónicos  No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución Sólido iónico fundido Sólido iónico disuelto en agua

El enlace covalente  G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones  En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace covalente los electrones de valencia Electrones 1s Par de electrones compartido Dos átomos de hidrógeno H + H Una molécula de hidrógeno H  H FF + FF

El enlace covalente  Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace)  Tipos de enlace:  Sencillo (1 par de d electrones) H 2  Doble (2 pares de electrones) O 2  Triple (3 pares de electrones) N 2 FF + FF Pares libres Par enlace

El enlace covalente / iónico átomos Compartición de electrones Transferencia de electrones Enlace covalente Ion positivo Ion negativo Enlace iónico

Estructuras de Lewis  Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo están unidos los átomos entre sí.  No representa la forma tridimensional de la molécula  Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o dos para el helio)  Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente e- de e- de valencia valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 e- de e- de valencia valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8

Estructuras de Lewis: ejemplos  Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO 2  Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales O C O  Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s 2 2p 2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s 2 2p 4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones

Estructuras de Lewis: ejemplos Ejemplo CO 2  Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:  Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Estructura de Lewis del CO 2

Estructuras de Lewis: ejemplos Ejemplo- amoniaco NH 3 Paso 1- Paso 2- N: [He]2s 2 2p 3 5 e- del Nitrógeno H: 1s 1 3 e- de los Hidrógenos número total de e- 8 e-  4 pares de e-  Paso 3- N completa su octeto H tiene su capa completa con 2 electrones

Concepto de resonancia  A veces hay moléculas que no se describen por una única estructura de Lewis  Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden escribir estructuras que difieren en la posición de los enlaces dobles o triples.  Estas estructuras que se diferencian en la posición de los enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia  Ejemplo:la molécula de ozono (O 3 ) Ambas formas de resonancia son posibles

Concepto de resonancia  Los datos experimentales indican que las distancias O  O en la molécula de O 3 son iguales:  Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de Lewis para representar a la molécula de ozono 1.48 Å 1.21 Å Híbrido de resonancia

Resonancia  La molécula de O 3 es una superposición de ambas estructuras: Color primario Estructura de resonancia Estructura de resonancia Molécula de ozono La necesidad de más de una estructura de Lewis es el resultado de la deslocalización del par de electrones

Enlaces covalente polares  En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos  En la molécula de H 2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H  En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar H  H H  Cl Asimetría de la nube electrónica simétrica Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos

Electronegatividad  Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico  La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta en la transferencia parcial de carga hacia el átomo más electronegativo  En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un enlace polar  Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo. H F Menor densidad electrónica Polo positivo (  + ) Mayor densidad electrónica Polo negativo (   )

Tendencias periódicas de la electronegatividad  Linus Pauling desarrolló un sistema para medir electronegatividades (0.7 (Cs) al 4.0 (F))  La electronegatividad aumenta: Aumento de la electronegatividad Aumento de la electronegatividad Aumento de la electronegatividad Electronegatividad Variación de la electronegatividad de Pauling en los grupos principales Elementos más electronegativos

Electronegatividad y polaridad de enlaces  Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S  Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos  Si la diferencia de EN =0  ENLACE COVALENTE (compartición por igual de los electrones)  Si la diferencia de EN > 2  ENLACE IÓNICO (transferencia electrónica de electrones)  Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2  ENLACE COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones) F2F2 HFLiF EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0 E. covalente E. iónico

Enlace metálico: Cada átomo está unido a varios átomos vecinos por electrones que son relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional.

Los electrones al estar “libres” por todo el cuerpo del metal forman lo que se conoce con el nombre de “mar de electrones”. Siendo este modelo el principal para explicar la alta capacidad de los metales para conducir la corriente eléctrica.