EL ENLACE QUÍMICO

1. EL ENLACE QUÍMICO

2. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomos? … Planteamiento del problema

3. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl? • ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular? Planteamiento del problema

4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…? Planteamiento del problema

5. El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias:

6. 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.

8. 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 Una primera aproximación para interpretar el enlace

9. Electrones de valencia o de la última capa

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

11. Metal – No metal: uno cede y otro gana electrones (cationes y aniones) • No metal – No metal: ambos tienden a ganar electrones, comparten electrones • Metal – Metal: ambos ceden electrones Según el tipo de átomos que se unen:

12. Enlace covalente La diferencia de electronegatividad entre los elementos enlazados origina diferentes tipos de enlaces Enlace iónico Enlace metálico

13. Iónico • Metálico • Covalente Tipos de enlace

14. El compuesto iónico se forma entre un metal y un no metal. • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión o ion positivo) y los acepta el no metal (se forma un anión o ion negativo). • 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

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

16. NaCl CsCl Redes iónicas

17. Elevados puntos de fusión y ebullición • Solubles en agua • No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis) • Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad) Propiedades compuestos iónicos

18. Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

19. Con un microscopio de Efectotunel, se puede “ver” ionesindividuales en un CsI

20. 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. Enlace metálico

21. 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.

22. Empaquetamiento de cationes metálicos.

23. presión • Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) • Insolubles en agua . Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. • Muy buenos conductores en estado sólido. La conductividad es mayor a bajas temperaturas. • Son dúctiles y maleables (no frágiles). Pueden deformarse sin romperse Propiedades de los compuestos metálicos.

24. Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electronesentre átomos no metálicos. Electrones muy localizados.

25. Un enlace covalente es aquel en el cual dos electrones son COMPARTIDOS por ambos átomos : H + H  H : H • Un compuesto covalente es aquel que sólo contiene enlaces covalentes: H :H  H—H  H2 • El enlace covalente entre átomos multielectrónicos sólo involucra los electrones de valencia y, en especial, los desapareados: F + F  F F  F— F • Una estructura de Lewis es una representación de la unión covalente, en la cual los pares de electrones compartidos se muestran como líneas o pares de puntos entre los átomos, y los pares de electrones solitarios se muestran como pares de puntos sobre los átomos individuales. . . .. .. .. .. .. .. . . : : : : : : : .. .. .. .. .. .. El Enlace Covalente: concepto

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

27. Enlace covalente • 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

28. 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. Teoría de Lewis

30. En las moléculas de F2 y H2O, por ejemplo, los átomos de F y O alcanzan la configuración estable de un gas noble compartiendo e- . . . . . . : F : F : H : O : H . . . . . . 8e - 8e - 2e - 8e - 2e – Estructura de Lewis

31. Los átomos pueden formar diferentes tipos de enlaces covalentes: enlace simple,dos átomos se mantienen juntos por un par de e-; enlaces múltiples,dos átomos comparten dos o más pares de e-. Enlaces dobles: H HHH O = C = O ;C = C H HHH 8e- 8e- 8e- Enlaces triples: ó N  N ; H Hó H - C  C - H 8e- 8e- 8e- 8e- .. .. .. .. . . . . O C O C C : : : : . : : . .. .. . . .. .. Enlaces Múltiples . . . . . . : . . . . . . : : C C : N N : : Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes simples.

32. En los enlaces covalentes los átomoscompartenelectrones, aunque no siempredichacomparticiónesequitativa: La distribución electrónica es homogénea Distribución desigual de densidad de carga Electronegatividad y Enlace Químico Enlace covalente no-polar Enlace covalente polar

33. La propiedad que nos ayuda a distinguir un enlace covalente polar de uno no-polar es la electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia si mismo los electrones de un enlace químico. Escala de L. Pauli E Electronegatividad: Escala de Pauli

34. Electronegatividad de los elementos más comúnes Incremento de la electronegatividad E La polaridad de un enlace X-Y se determina por su diferencia en E: Si E = (EX - EY) > 0 es un enlace polar, si E = 0 es no-polar, y si E  2.0 es un enlace puramente iónico.

35. Los compuestos iónicos y covalentes difieren marcadamente en sus propiedades físicas generales debido, esencialmente, a la naturaleza de sus enlaces. PROPIEDAD NaCl CCl4 Apariencia Sólido blanco Líquido incoloro Punto de fusión (oC) 801 -23 Calor molar de fusión (kJ/mol) 30.2 2.5 Punto de ebullición (oC) 1413 76.5 Calor molar de vaporización (kJ/mol) 600 30 Densidad (g/cm3) 2.17 1.59 Solubilidad en agua alta muy baja Conductividad eléctrica Sólido pobre pobre Líquido buena pobre Comparación de Propiedades

36. 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-) Polaridad del enlace covalente

37. 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 covalente dativo o coordinado

38. Redes covalentes • Moléculas covalentes (pequeñas -macromoléculas) ¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

39. Grafito: láminas de átomos de carbono Diamante: tetraedros de átomos de carbono Redes covalentes La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

40. Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2) • Si el enlace es polar: • Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes) • Moléculas apolares(CO2) (simetría espacial) Moléculas covalentes

41. Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ- no coincide con el centro geométrico de δ+

42. No conducen la electricidad • Solubles: moléculas apolares – apolares • Insolubles: moléculas polares - polares • Bajos puntos de fusión y ebullición… • ¿Fuerzas intermoleculares? Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

43. Fuerzas entre dipolos permanentes • Fuerzas de enlace de hidrógeno • Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals

44. - + - + Fuerzas entre moléculas polares(dipolos permanentes)HCl, HBr, HI…

45. HF H2O NH3 Enlace de hidrógeno:Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas

46. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

47. Estructura del hielo y del agua líquida Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Enlace de hidrógeno

49. Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Enlaces de hidrógeno en el ADN

50. Esqueletodesoxiribosa- fosfato Enlaces de hidrógeno Repulsión electrostática Exterior hidrófilo Interior hidrófobo Bases nitrogenadas A: adenina G: guanina C: citosina T: timina