EL ENLACE QUÍMICO
Mª Soledad Martín de Frutos
SEK-Ciudalcampo
El enlace iónico
El enlace covalente
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
• Los átomos se unen entre sí formando moléculas ,con el fin de rebajar la energía del conjunto y aumentar su estabilidad.
• Se denomina distancia de enlace, aquella en la que las fuerzas atractivas son máximas para el sistema y las fuerzas repulsivas son mínimas. A la energía (mínima) que presenta el sistema a esta distancia, se le denomina energía de enlace. Ed
• Los primeros científicos en estudiar el enlace fueron W. Kossel y G. Lewis, éste último estableció la regla del octeto que afirma, que los átomos tienden a obtener su situación mas estable rellenando sus última capa a similitud del gas noble de su periodo, lo cuál equivale a presentar 8 electrones en la última capa a excepción del hidrógeno que obtiene esta situación con 2 electrones ( a similitud del He). Esta regla tiene numerosas excepciones
• Se consideran tres tipos de enlaces : iónico, covalente y metálico.
El enlace iónico. La formación
-Presentan enlace iónico : las combinaciones binarias metal –
no metal , los óxidos metálicos y los hidruros de los metales. Los elementos que forman enlace iónico son :
1.- Los elementos de los grupos I y II que poseen muy bajo potencial de ionización, cederán fácilmente uno o dos electrones y formarán cationes monovalentes o divalentes. La formación de cationes trivalentes que supone la aplicación de un tercer potencial de ionización supone una dificultad mucho mayor.
El enlace iónico. Generalidades
• El enlace iónico se lleva a cabo entre átomos de muy
diferente electronegatividad, de manera que se produce la
cesión electrónica desde el elemento más positivo que cede electrones para obtener la configuración de gas noble, al más negativo que los capta con igual propósito. Ej NaCl
Na (Z= 11 ) 1s22s22p63s1 Na -1e- --- Na+
Cl (Z= 17) 1s22s2p63s2p5 Cl + 1e- --- Cl-
La red iónica se forma gracias a las fuerzas atractivas de Coulomb entre iones de diferente signo.
Molécula de NaCl
Ciclo de
Born-Haber
• En la formación del NaCl (s) a partir del Na (s) y del Cl2 (g), se
pueden considerar las siguientes etapas:
2 Na (s) + Cl2 (g) ---∆Henlace---→ 2 NaCl (s)
1.- Na(s) --- ΔHsublimación ---→Na (g)
2.- Na(g) ---P.I. --- → Na+
(g)
3.- Cl
2(g)--- Ed--- → 2 C l4.- Cl + e- ---A.E--- → Cl-
El enlace iónico. Consideraciones energéticas de la
obtención de compuestos iónicos:
∆ H enlace = ∆Hs + Edis + P.I. + A.E. + Ur
La formación de compuestos iónicos supone la intervención de varios procesos energéticamente desfavorables.
La fuerza motriz para la formación de éstos compuestos es la
energía reticular, que se define como la energía que se desprende cuando se forma un cristal de un compuesto a partir de sus elementos. La energía reticular es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los iones
El enlace iónico. Las propiedades
Propiedades:
- Altos puntos de fusión y ebullición, por lo que son sólidos a temperatura y presión ambiente. (Debido a la fortaleza del enlace)
- No conducen la corriente eléctrica ni el calor en estado sólido ya que los iones se encuentran fijos en la red , pero si lo hacen fundidos o disueltos.
- Son duros excepto en las direcciones en que se ponen en contacto iones del mismo signo, en las que son extremadamente quebradizos.
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usr
El enlace Covalente. Generalidades
• El enlace covalente se forma por la compartición de los
electrones de la última capa entre los dos átomos. Presentan este enlace las moléculas formadas por no metales entre sí, los óxidos no metálicos y los hidruros no metálicos.
http://usuarios.lycos.es/ptro2/hpbimg/~lwf0018.bmp
• Si el enlace se establece entre dos átomos de diferente
electronegatividad, el par de electrones compartido no se va a encontrar en el punto medio de la distancia de los núcleos sino, que la nube electrónica se va a desplazar hacia el átomo más electronegativo. Esto va a provocar la aparición dentro de la molécula de dos polos eléctricos, dando lugar a la formación de mini cargas dentro de la propia molécula. Esto da lugar a la aparición del momento dipolar.
El enlace covalente. Estructuras de Lewis
.
http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enlace/Enlace_Covalente_Polar.htm
A este tipo enlace covalente se le denomina Enlace covalente
Polar.
- Se denomina enlace covalente dativo a aquél en el que el
par de electrones es proporcionado por uno de los dos átomos y recibido por el otro átomo que debe tiene un orbital
vacío donde alojarlos.
:NH3 + H+ ---→ :NH 4+ H H enlace covalente no-polar C Cl enlace covalente polar
Na+ Cl
-enlace iónico
Las estructuras de Lewis nos permiten representar a muchas
moléculas covalentes. El procedimiento para llevar a cabo dichas representaciones tiene los siguientes pasos:
1.- Se realiza una propuesta de molécula, dibujando todos los
enlaces entre los distintos átomos. (Los e- se representan a
través de puntos)
2.- Se lleva a cabo el balance de electrones de la estructura a través de la fórmula:
∑ e- de valencia de cada elemento – 2 * enlaces covalentes
propuestos (los dobles cuentan por dos y los triples por tres) + 1 * cargas negativas (sólo si se trata de un anión) - 1 * cargas
positivas ( sólo si se trata de un Catión)
El enlace covalente. Estructuras de Lewis
3.Se distribuyen los electrones resultantes entre todos los átomos con el objetivo de que todos ellos obtengan la configuración del gas noble de su periodo. (No olvidar que el hidrógeno obtiene la estructura del helio únicamente con dos electrones). Si ésto no se consigue, se deberá sugerir una nueva estructura para la molécula.
Ej. Molécula de oxígeno:
1.- Propuesta de molécula: O = O
2.-Balance de electrones e- = (6+6)-2*2 = 8 e_
Ejercicio:
Representa por Lewis las siguientes moléculas: Flúor, Nitrógeno, anión cianuro, catión amonio.
Molécula de Flúor:
1.- Propuesta de estructura: F-F
2.- Balance de electrones: (7+7) – (2*1) = 12 e-
3.- Distribución:
http://zorro0072002.iespana.es/Quimica2/Tema3/lewis.htm
Molécula de nitrógeno:
1.- Propuesta de estructura. N N
2.-Balance de electrones: (5+5)-2*3 = 4 e- 3.- Distribución:
Molécula de anión cianuro:
1.- Propuesta de estructura: ( C N )
2.- Balance de electrones: (4+5) – (2*3) +1 = 4 e-
3.-Distribución: ( :C = N: )
-. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/Q2/EnlaceQuimico.htm
H Molécula del catión amonio: H-N-H H 1.- Propuesta de estructura:
2.- Balance de electrones: (5 + 4*1) – 2*4 – 1 = 0 3.- Distribución: Similar a la propuesta inicial
Esquema de estructura de los Haluros de hidrógeno:
El enlace covalente.
Tipos de compuestos
Los compuestos que presentan enlace covalente se clasifican
en : http://www.xtal.iqfr.csic.es/Cristalografia/parte_01.html
• Sólidos atómicos: Las partículas situadas en los nudos de la red, se encuentran unidas por enlace covalente.
Sólidos atómicos
Propiedades:
-Altos puntos de fusión y ebullición
- No conducen la corriente eléctrica ni el calor - Son muy duros
- No se disuelven en ningún disolvente
• Ejemplos: El diamante , el corindón
Compuestos moleculares
Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas constituyendo la red, pueden ser de tres tipos, en función de la polaridad de las moléculas que van a ocupar los nudos del retículo:
A) Fuerzas de London
B) Fuerzas de van der Waals
Fuerzas de London
Fuerzas de London: Las moléculas se unen debido a las atracciones que se producen entre dipolos instantáneos que se forman como consecuencia del movimiento de los
electrones alrededor del núcleo. Ej : Cl2, O2, H2
http://medicina.usac.edu.gt/quimica/enlace/Fuerzas_Intermoleculares.htm
•
Propiedades:
- Bajos puntos de fusión y ebullición que aumentan con la masa de la molécula.
- No conducen ni la corriente eléctrica ni el calor - Los sólidos son muy blandos
- Se disuelven en disolventes apolares como el CCl4
Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de van der Waals: Las moléculas se unen debido a las
atracciones entre los dipolos que se forman en las moléculas, como consecuencia del desplazamiento del par de electrones
compartido, hacia el átomo más electronegativo.
X δ + ―Y δ----- X δ +―Y δ – Ej : SO
2, HCl, CO2
Propiedades:
- Puntos de fusión y ebullición bajos, pero más elevados que los compuestos unidos únicamente por fuerzas de London. - No conducen ni la corriente eléctrica ni el calor
Puentes de hidrógeno
• Puentes de hidrógeno: Se presentan en moléculas
excepcionalmente polares como el HF, H2O y NH3 formadas
por hidrógeno y algún elemento de muy alta
electronegatividad.Las atracciones entre los dipolos formados son de mayor importancia que los de Van der Waals, provocan fuerzas de mayor intensidad que los anteriores
•
Propiedades
: Puentes de hidrógeno del agua-Puntos de fusión y ebullición relativamente bajos, pero de mayor intensidad que el resto de los compuestos moleculares. - No conducen la corriente eléctrica ni el calor
- Se disuelven únicamente en disolventes polares
Enlace metálico
Este enlace lo presentan los metales cuando se presentan como tales o cuando se unen a otros metales.
El enlace metálico consiste en el empaquetamiento de varios átomos de metal, que sitúan en el centro todas las cargas positivas formando una red y con todos los electrones girando alrededor, con completa libertad.
Enlace metálico
•
Propiedades:
-Altos puntos de fusión y ebullición en general, aunque muy
diferentes entre los distintos metales debido al distinto grado de empaquetamiento que presentan. Son todos ellos sólidos excepto el mercurio. Les caracteriza el brillo metálico.
-Dúctiles y maleables : Se pueden exfoliar en hilos o en láminas
-No se disuelven. Son atacados por ácidos desprendiendo hidrógeno.
