El enlace químico.
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Contenidos (1)
1.- El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.- Justificación de la fórmula de los principales compuestos binarios.
3.- Enlace covalente coordinado.
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Contenidos (2)
5.- Carácter iónico del enlace covalente. 6.- Momento dipolar.
Geometría de los compuestos covalentes.
7.- Fuerzas intermoleculares.
7.1.Enlace de Hidrógeno.
7.2.Fuerzas de Van der Waals
8.- Introducción al enlace metálico.
9.- Propiedades de los compuestosiónicos,
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Enlace químico
Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos
entre sí para formar moléculas o iones.
Son de tipo eléctrico.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es a la que
se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor
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Diagrama de energía en la
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Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6).
El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán
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Tipos de enlaces
Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente – Metálico
Intermolecular: unen unas moléculas a
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Enlace iónico
Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos electrones
en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa de
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Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e– Mn+
Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e– Nn–
Ejemplos:Ejemplos:
Metales: Na – 1 e– Na+
Ca – 2 e– Ca2+Fe – 3 e– Fe3+
No-metales: Cl + 1 e– Cl–
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Enlace iónico (cont)
En enlace iónico se da por la atracción electrostática
entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.
EjemploEjemplo: : Na –––––– Na+
1 e–
Cl –––––– Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a
todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.
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Ejemplo:
Ejemplo:
Escribir las reacciones deionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio.
Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– Al3+
(2) O + 2 e– O2–
Como el número de electrones no coincide, para
hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 ·(1) 2 Al – 6 e– 2 Al3+
3 ·(2) 3 O + 6 e– 3 O2–
Sumando: 2 Al + 3 O 2 Al3++ 3 O2– La fórmula empírica será AlAl
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Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una
estructura cristalina
tridimensional en donde
todos los
enlaces son igualmente fuertes.
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Propiedades de los
compuestos iónicos
Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
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Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
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Enlace covalente
Se da entre dos átomos no-metálicos por
compartición de e
–de valencia.
La pareja de e
– (generalmente une
–de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e
–y el
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Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la
capa de valencia.
EjemplosEjemplos::
Grupo: 17 16 15 14
Átomo: Cl O N C
Nº e– val. 7 6 5 4
·· · · ·
: Cl · : O · : N · · C ·
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Enlace covalente.
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
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Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
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Ejemplos de
enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Fórmula
2 H · (H · + x H) H ·x H ; H–H H
2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl: :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· · x ·x
2 :O· :O· + xO: :O·xO: ; :O=O: O2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· · x ·x
2 :N· :N· + xN: :N·xN: ; :NN: N2 · · x ·x
Enl. covalente simple
Enl. covalente triple
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Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– .
La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el
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Ejemplos de
enlace covalente polar.
·· ·· ··
:Cl · + x H :Cl ·x H ; :Cl–H HClHCl
·· ·· ··
·· ·· ··
· O · + 2 x H Hx ·O ·x H ; H–O–H HH22OO
·· ·· ··
·· ·· ··
· N · + 3 x H Hx ·N ·x H ; H–N–H NHNH33
· · H H x |
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· O · + 2 x Cl: :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ClCl22OO
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Ejercicio:
Ejercicio:
Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.
La representación de Lewis de cada átomo es:
· ·
· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ··
La representación de Lewis de molecular será:
·· ··
: S = Si = S :
La fórmula molecular será pues: SiSSiS
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Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,9,13 y 19
respectivamente. Se desea saber: a)a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b)b) Su
clasificación en metales y no metales. c)c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a)a) Nº e– valencia b)b)
Metal/No-metal
A 6 4 No-metal
B 9 7 No-metal
C 13 3 Metal
D 19 1 Metal
c)
c) DB < CB3 < AB4 < B2
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Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos pone
los 2 e
–y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “
” que
parte del átomo que pone la pareja de e
–.
Ejemplo
Ejemplo
:
:
·· ··
Hx ·O ·x H + H+ H–O–H
H
H
33O
O
++ ·· H
+
+
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Compuestos covalentes
atómicos.
Forman enlaces
covalentes simples en dos o tres
dimensiones del
espacio con átomos distintos.
EjemplosEjemplos::
SiO
2, C (diamante),
C (grafito)
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Propiedades de los
compuestos covalentes
Moleculares
Moleculares
Puntos de fusión y
ebullición bajos.
Los comp.covalentes
apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares.
Conductividad parcial sólo
en compuestos polares.
Atómicos
Atómicos
Puntos de fusión y
ebullición muy elevados.
Insolubles en todos los
disolventes.
No conductores (el grafito
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Enlace metálico.
Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– .
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ).
Los e– están, pues bastante libres, pero
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Propiedades de los compuestos
metálicos.
Punto de fusión y ebullición muy
variado (aunque suelen ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables (no
frágiles).
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Fuerzas intermoleculares
Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra molécula.
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Fuerzas intermoleculares (cont.)
Fuerzas de dispersión (London):
Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula
queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes.
Atracción dipolo-dipolo:
Atracción dipolo-dipolo:
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Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de
hidrógeno
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