EL ENLACE QUÍMICO

1. EL ENLACE QUÍMICO Enero 2007

2. Planteamiento del problema • 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 átomo? …

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

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

5. 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.

7. Una primera aproximación para interpretar el enlace • 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

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

9. Según el tipo de átomos que se unen: • Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones) • No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones • Metal – Metal: ambos ceden electrones

10. Algunos ejemplos…

11. “Molécula” de NaCl “Diagramas de Lewis”

12. “Molécula” de MgF2

13. Moléculas de H2 yO2

14. Moléculas de N2 y CO2

15. Tipos de enlace • Iónico • Metálico • Covalente

16. Enlace iónico • El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal. • Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión). • Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

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

18. NaCl CsCl Redes iónicas

19. Propiedades compuestos iónicos • 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)

20. Disolución y electrolisis del CuCl2 Disociación: CuCl2→ Cu+2 + 2 Cl- Reacción anódica: 2 Cl-→ Cl2 + 2e- Reacción catódica: Cu+2+ 2e-→ Cu

21. Enlace metálico • 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.

22. 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

23. Propiedades sustancias metálicas • Elevados puntos de fusión y ebullición • Insolubles en agua • Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. • Pueden deformarse sin romperse

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

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

26. Enlace covalente normal • 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

27. Polaridad del enlace covalente • 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-)

28. Enlace covalente dativo o coordinado • 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)

29. :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

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

31. 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.

32. Moléculas covalentes • 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)

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

34. δ- δ+ δ- O ─ C ─ O 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.

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

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

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

38. 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 HF H2O NH3

39. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

40. 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. Esqueletodesoxiribosa- fosfato Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Repulsión electrostática Exterior hidrófilo Interior hidrófobo Bases nitrogenadas Enlaces de hidrógeno A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Enlaces de hidrógeno en el ADN

42. Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London) Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.