EL enlace químico

1. TEMA 13 EL enlace químico I.E.S. Pablo Gargallo Departamento de Física y Química

2. ¿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, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

3. Diagrama de energía frente a distancia interatómica

4. Tipos de enlaces • Iónico. • Covalente. • Fuerzas intermoleculares: • Fuerzas de Van de Waals • Enlaces de hidrógeno. • Metálico.

5. Teoría de Lewis sobre el enlace químico • A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (8 electrones en su capa de valencia, estructura n s2np6, salvo el He 1s2 ) sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo.

6. Teoría de Lewis sobre el enlace químico • Para conseguir la configuración electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones, hasta tener ocho electrones en su capa de valencia. A esto se le llama REGLA DEL OCTETO • Así el comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónicade sucapade valencia.

7. Enlace químico y estructura de Lewis

9. El enlace iónico METAL + NO METAL RED CRISTALINA IÓNICA Capta electrones Ión negativo (anión) Cede electrones Ión positivo (catión) Iones positivos + Iones negativos Se atraen eléctricamente por grandes fuerzas de naturaleza electrostática (Ley de Coulomb), formando una gran cantidad de ellos una RED CRISTALINA IÓNICA • Se entiende por enlace iónico la unión química resultante de la fuerza de naturaleza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. • Se llama electrovalencia o valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o pierde dicho elemento para formar el enlace iónico

10. El enlace iónico Ejemplo: Formación del Cloruro de magnesio MgCl2

11. El enlace iónico Energía reticular o energía de red: “Es la energía que se libera al formar el cristal, a partir de los iones gaseosos, referida a un mol de sustancia” La energía reticular es una medida de la intensidad del enlace iónico. Cuanto más pequeños son los iones y mayor sea su carga, más se acercan y mayor es la fuerza de enlace entre ellos. En general los valores de la energía reticular son altos, por lo que los compuestos son muy estables y se precisa mucha energía para romper los enlaces.

12. El enlace iónico Formación de redes cristalinas • Los iones al interaccionar no forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, con la participación de una gran cantidad de iones de cada signo. Estos iones están unidos por fuertes fuerzas de carácter electrostático (Coulomb). Los compuestos iónicos son neutros por lo que la carga total que portan los iones positivos (cationes) tiene que ser igual que la carga total que portan los iones negativos (aniones).

13. El enlace iónico • Se llama “Índice de coordinación” al número de iones de un signo que rodean a cada ión de signo contrario. • El tipo de red depende del tamaño relativo de los iones y de sus cargas. Siempre el ordenamiento es el más compacto posible. • La fórmula de un compuesto iónico es siempre empírica, indica la proporción en que se encuentran los cationes y aniones en la red.

14. El enlace iónico Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

15. El enlace iónico a) Halita b) Fluorita c) Silvinita Propiedades de las sustancias iónicas • Puntos de fusión y ebullición elevados (son sólidos a temperatura ambiente). • Son solubles en disolventes polares. • En estado sólido no conducen la corriente eléctrica. Fundidos o disueltos si que la conducen, son conductores de segunda especie. • Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas.

16. Solubilidad de un cristal iónico Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

17. presión Fragilidad en un cristal iónico

18. El enlace covalente • El enlace covalente consiste en la unión de átomos no metálicos que adquieren una configuración electrónica estable compartiendo pares de electrones. • Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble.

19. El enlace covalente • El enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, al ser atraídos por ambos núcleos. De esta manera ambos átomos adquieren la estructura electrónica de gas noble. • Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

20. En los enlaces covalentes sólo participan los electrones de valencia. Ejemplo: elFlúor Configuración electrónica: Al unirse dos átomos de Flúor comparten un par de electrones: F2 El enlace covalente

21. El enlace covalente Algunas moléculas con su estructura de Lewis:

22. Enlaces covalentes múltiples Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: Se comparte un par de electrones. Ejemplo: ENLACE DOBLE: Se comparten dos pares de electrones. Ejemplo: ENLACE TRIPLE: Se comparten tres pares de electrones. Ejemplo:

23. Covalencia • Se define la valencia química como la capacidad de combinación que tiene un átomo para enlazarse con otros. • Se llama covalencia o valencia covalente de un átomo al número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Coincide con el número de enlaces covalentes que forma. Promoción electrónica

24. Estructura de Lewis de especies covalentes • Para representar moléculas complejas o iones poliatómicos se utilizan las siguientes reglas:

25. Enlace covalente coordinado o dativo • 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)

26. :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: :O ← :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙ Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

27. + + + Enlace covalente coordinado o dativo

28. Polaridad del enlace covalente • Enlace covalente apolar: se da entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos. • Enlace covalente polar: se da 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-), formándose dipolos eléctricos.

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

30. Moléculas covalentes apolares:el centro geométrico de δ- coincide con el centro geométrico de δ+ En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar. Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O.

31. Fuerzas intermoleculares • Fuerzas de Van der Waals: • Fuerzas de dispersión (dipolo-dipolo inducido o de London) • Fuerzas dipolo-dipolo • Enlace de hidrógeno

32. Fuerzas de dispersión (dipolo-dipolo inducido o de London): • Están presentes en todas las moléculas, sean o no polares. • Se forman dipolos inducidos instantáneos producidos por las fluctuaciones a azar de las nubes electrónicas, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

33. Fuerzas de dispersión (dipolo-dipolo inducido o de London):

34. - + - + Fuerzas dipolo-dipolo • Se dan en el caso de moléculas polares, HCl, H2O, etc. Donde se forman dipolos permanentes. • El resultado es que los dipolos se orientan, dando lugar a agrupaciones de moléculas condensadas, permitiendo el estado líquido e incluso sólido.

35. Enlace de hidrógeno

36. Enlace de hidrógeno

37. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

38. Enlace de hidrógeno

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

41. Tipos de sustancias covalentes • Sustancias moleculares: • Forman moléculas discretas, moléculas individuales que conservan su estructura e identidad cuando están aisladas. • Sus propiedades, en general, no dependen de la fuerza del enlace en sí, sino de las fuerzas intermoleculares. Propiedades: • Puntos de fusión y ebullición bajos. Para compuestos covalentes similares aumentan con la masa molecular. • Los compuestos covalentes apolares son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares. • En general malos conductores del calor y de la electricidad. Conductividad parcial sólo en compuestos polares.

42. Compuestos covalentes reticulares: • Forman redes cristalinas. • Pueden considerarse como gigantescas moléculas en la que todos los átomos están unidos entre sí mediante enlace covalente. • Ejemplos: • Diamante: su composición son átomos de carbono. Cada átomo se une a otros cuatro átomos con disposición tetraédrica. • Grafito: compuesto también por átomos de carbono, pero en disposición laminar. • Sílice (SiO2), que forma minerales como el cuarzo, ágata, etc...

43. 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.

44. Compuestos covalentes reticulares Propiedades: • Son sólidos muy duros de elevados puntos de fusión y de ebullición. • Son insolubles en los disolventes más usuales. • No conducen la corriente eléctrica, aunque algunos como el grafito tienen electrones deslocalizados y pueden ser conductores.

45. El enlace metálico • Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad). Modelo del mar de electrones: • Cada átomo de metal cede los electrones de valencia, convirtiéndose en un ión positivo o catión. Los iones se agrupan de forma ordenada y compacta en una red tridimensional.

46. El enlace metálico • Los electrones de valencia forman 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 tridimensional de alto índice de coordinación. • Dos redes típicas de empaquetamiento metálico son la cúbica compacta y la hexagonal compacta. Cada átomo pude rodearse de otros doce átomos, más que en las redes covalentes reticulares y en lo sólidos iónicos.

47. 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

48. Propiedades de los compuestos metálicos. • Son dúctiles y maleables. Si se distorsiona la estructura, los electrones vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. • Son buenos conductores eléctricos debido a la deslocalización de los electrones. • Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. • Tienen, en general, altos Puntos de Fusión y de Ebullición. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. • Tienen un brillo característico, brillo metálico. • En general son densos.