PRESENTACIÓN
En esta unidad el alumnado estudiará los enlaces químicos que se dan
entre las distintas especies presentes en una sustancia, para justificar
las propiedades que se observan en ella.
El estudio será exhaustivo, comprendiendo tanto el enlace entre átomos
como entre cualquier otra especie presente (moléculas o moléculas con
iones).
Las sustancias muestran una estructura interna que es consecuencia de
los átomos que la forman.
Se parte, pues, de las características de los átomos que estudiamos en
la unidad anterior para comprender los distintos niveles de organización
estructural responsables del comportamiento macroscópico que
observamos. Mas que centrarse en la enumeración exhaustiva de las
características de cada tipo de enlace, el esfuerzo se orientará a
OBJETIVOS
Comprender el enlace químico como un recurso de la
naturaleza para evolucionar hacia estados energéticamente
más favorables.
Reconocer el enlace químico como el resultado de una
interacción de tipo eléctrico.
Distinguir el enlace entre átomos del enlace entre otras
especies químicas (moléculas, moléculas e iones, etc.).
Relacionar el tipo de enlace entre átomos con las
características electrónicas de los átomos que están
comprometidos en él.
Conocer la estructura interna que proporciona un determinado
OBJETIVOS
Relacionar las propiedades macroscópicas que se observan en
una sustancia con el enlace que se da entre sus átomos.
Comprender que una misma propiedad se puede presentar en
distintos grados dependiendo de las características concretas de
los átomos presentes, lo que puede provocar que un mismo tipo
de enlace origine sustancias aparentemente distintas.
Aplíquese, por ejemplo, al hecho de que unos compuestos
iónicos son solubles en agua y otros no, o qué moléculas con
enlace de hidrógeno se pueden encontrar en sustancias sólidas,
líquidas o gaseosas a la temperatura ambiente.
Predecir el comportamiento de una sustancia frente a otras
¿Qué es un enlace químico?
Son fuerzas de atracción que mantienen unidos los:
Átomos en las moléculas
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen
unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, pierden,
ganan o comparten electrones. Son los electrones de
valencia quienes determinan de que forma se unirá
un átomo con otro y las características del enlace.
Los átomos se unen con la finalidad de lograr un
¿Qué determinan los enlaces
químicos en las sustancias?
¿Cuáles son las clases de enlaces químicos?
ENLACES QUÍMICOS
IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS PUENTES DE
Observación:
En la formación del enlace, se libera energía (proceso exotérmico)
H(g) + Cl(g) HCl(g) + 431,9 kJ/mol
En la disociación del enlace, se absorberá energía (proceso endotérmico)
HCl(g) + 431,9 kJ/mol H(g) + Cl(g)
FACTORES QUE DETERMINAN EL TIPO DE
ENLACE
ENERGÍA DE ENLACE: Es la energía que se libera o se absorbe durante la formación o disociación de un enlace químico.
ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): Se define como la tendencia general de los núcleos de los átomos para atraer electrones hacia si mismo cuando forma un enlace químico. La escala de electronegatividad más conocida es la de Pauling la cuál se asigna al flúor el valor de 4,0.
Metales baja E.N
ELECTRONES DE VALENCIA: Son los electrones que se encuentran ubicados en el último nivel de energía de los elementos representativos, estos participan en forma activa en la formación de enlaces.
Ejemplo:
11Na :
35Br:
NOTACIÓN DE LEWIS: Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento.
Ejemplo:
Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis
8O :
17Cl:
Enlaces Iónicos
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no
¿Cómo se forma un enlace iónico?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+ Energía → + ē
Átomo de
sodio Ion sodio Un
electrón
Al perder un electrón un
átomo de sodio reactivo
Forma un ion sodio La pérdida de un electrón de valencia
Produce un ion positivo con octeto completo de electrones Primero formarem os un ion
de sodio
Ion sodio
Durante la
ionización un
átomo metálico
se
oxida
cuando
¿Cómo se forma un enlace iónico?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+ ē
→
+ EnergíaÁtomo de cloro Ion cloro Un electrón
Al ganar un electrón un átomo de cloro
reactivo
Forma un ion cloro
La
ganancia de un electrón
Produce un ion negativo con octeto completo de electrones Segundo formarem os un ion
de cloro
?
-Ion cloro
Durante la
ionización un
átomo no
metálico se
reduce
cuando
Estamos listos para formar un enlace iónico
Tomaremos como ejemplo la formación del cloruro de sodio NaCl
+
→
+Cl
-Átomo de sodio Átomo de cloro Ion sodio Ion cloro
El electrón que el átomo de sodio pierde
Lo gana un átomo de cloro
Ion positivo sodio Ion negativo cloro Los metales tienen tendencia
a perder ē para formar iones
Los no metales tienen tendencia
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Todos los compuestos iónicos puros son
sólidos a temperatura
ambiente; ninguno es
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Los puntos de fusión se halla entre 300 – 1000
0C
Porque existen fuertes
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Los puntos de ebullición son
muy altos fluctúan entre 1000 – 1500 0C
Porque existen fuertes
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Muchos compuestos
iónicos son solubles en agua
Cuando los
compuestos se disuelven en agua
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
Permite que una sustancia
conduzca electricidad
Cuando los
compuestos se disuelven en agua
Los iones se disocian
Ejemplos de compuestos iónicos
Reacción química (ecuación química) Fórmula (no muestra las cargas de los iones)
¿Cómo reconocer un compuesto
iónico?
En su fórmula el compuesto está formado por un metal y no metal
Ejemplos: Sales halógenas (formadas por metales y no metales de la familia VI A, y VII A)
Nombre del compuesto Fórmula
Cloruro de litio LiCl
Cloruro de magnesio MgCl2
Cloruro de calcio CaCl2
Sulfuro de potasio K2S
Seleniuro de aluminio Al2Se3
Enlaces Covalentes
Se produce una compartición de pares de e‑, que se concentran
entre los núcleos enlazándolos.
El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble.
¿Cómo se forma un enlace covalente?
Examinaremos la teoría de las reacciones para comprender lo que sucede durante una reacción química
+
→
+ EnergíaÁtomo de hidrogeno
Los átomos de H no puede
tomar un electrón del otro Comparte n electrones (1 par) Produce una molécula de hidrógeno formarem os un enlace covalente Átomo de hidrogeno Los dos átomos tienen la misma atracción sobre los electrones Electronegativid ad de H =
2,1
Diferenc
¿Cuáles son las clases de enlaces
covalentes?
Clases de enlaces covalentes
Atendiendo al número de electrones compartidos
Simpl es
Doble
s Triples
Atendiendo como están compartidos los electrones
Enlaces covalentes simples
Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos
Ejemplo:
La molécula de Hidrógeno (H2):
La molécula de cloro:
En las fórmulas de Lewis de las moléculas, los
enlaces se
representan ya sea con un para de
electrones
compartidos o una raya en vez del par
Enlaces covalentes dobles
Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos.
Ejemplo:
Enlaces covalentes triples
Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos
Ejemplo:
La molécula de Nitrógeno (N2 ):
Es conveniente señalar que a medida que se compartan más
pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más
Enlaces covalentes puros o apolares
Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad o inferior a 0,47 para que los electrones enlazantes se compartan por igual.
Ejemplo:
La molécula de oxígeno (O2):
La molécula de cloro (Cl2)
La molécula de nitrógeno (N2)
Son
EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE APOLAR
Compuesto Fórmu la
Elemento químico Electronegativida
d Diferencia
electronegativida d
Primero Segundo Primero Segundo
Molécula de oxígeno O2 No metal No metal 2,1 2,1 0
Molécula de cloro Cl2 No metal No metal 3,5 3,5 0
Molécula de
nitrógeno N2 No metal No metal 3 3 0
Electronegatividad
Es una medida de la tendencia de un átomo en un enlace
covalente a atraer hacia sí los electrones compartidos
El menos electronegativ
o se carga positivamente
El más electronegativ
o se carga negativament
e Átomo de
hidrógeno
Átomo de
cloro Los átomos de los
elementos más electronegativos
ejercen mayor atracción sobre
Enlaces covalentes polares
Los electrones se comparten manera desigual entre
átomos diferentes
La diferencia de electronegatividad
EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE POLAR
Compuesto Fórmul a
Elemento químico Electronegativida
d Diferencia
electronegativida d
Primero Segundo Primero Segundo
Cloruro de hidrógeno
(Ácido clorhídrico)
HCl No metal No metal 2,1 3 0,9
Ácido yodhídrico HI No metal No metal 2,1 2,66 0,56
Ácido bromhídrico HBr No metal No metal 2,1 2,8 0,7
Óxido fosforoso P2O3 No metal No metal 2,1 3,5 1,4
Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e‑ que se comparte es
aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos
Ejemplo:
cloruro amónico (NH4Cl):
El catión no es un
átomo sino una
especie
poliatómica
sus átomos
están
unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:El hidrógeno dona un par de
Enlaces covalentes coordinados
Es un enlace covalente en el que el par de e‑ que se comparte es
aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos
Ejemplo:
Radical hidronio
El catión no es un
átomo sino una
especie
poliatómica
sus átomos
están
unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:EJEMPLOS DE SUSTANCIAS CON
ENLACE COVALENTE COORDINADO
Compuesto Fórmul
a
Elemento químico Quien dona/recibe ē
Primero Segundo Dona Recibe
Radical amonio (NH4)+ No metal No metal N H
PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
PROPIEDADES DEL ENLACE
COVALENTE
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Presentan
baja diferencia de
electronegatividad y en algunos casos es
ENLACES METÁLICOS
Es la unión de los átomos en los cristales metálicos sólidos
Los iones positivos (+) permanecen fijos
Los electrones de valencia débilmente sujetos se desplazan libremente por toda la red cristalina
El movimiento similar al de un líquido, de estos electrones, los hace buenos
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales puedan ser
fácilmente deformados sin romper la
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales son
buenos conductores de la electricidad, teniendo en
PROPIEDADES DE LOS ENLACES METÁLICOS
Los metales tienen
excelente conductividad térmica debida también a
FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de atracción entre dipolos.
Fuerzas de London
Fuerzas de Van der Waals
FUERZAS DE ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS.
Fueron postuladas por Van der Waals en 1873
y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por
moléculas no polares.
Fuerzas de London
Se producen entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc.
A medida que el
átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear.
Fuerzas de Van der Waals
Si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula
vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas.
Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse condiciones:
1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente.
2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
Se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:
Dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una
molécula con el negativo de otra.
El polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de
ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO
El puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals.
Los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes
(intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intermoleculares).
Geometría molecular: formas espaciales
de las moléculas
Geometría molecular
Moléculas angulares
Moléculas piramidales
Moléculas angulares
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su
geometría.
1. En general se puede afirmar que un átomo divalente con dos orbitales (p) como orbitales de valencia forma una molécula angular
2. La presencia de enlaces polares no
necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo
Moléculas angulares
Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la
Moléculas angulares
EJEMPLOS
Dióxido de azufre (SO2 )
Dióxido de carbono (CO2 )
Moléculas piramidales
Moléculas piramidales
EJEMPLOS
El amoniaco
(NH3)
El ion clorato, (ClO)3
2-Moléculas tetraédricas
La geometría molecular tetraédrica es un tipo de geometría molecular en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro
sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH4), el ion amonio
BIBLIOGRAFÍA
http://
enlacekimico.blogspot.com/2013/07/moleculas-angulares-piramidales-y. html
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm
Ralph A. Burns, (2003) Fundamentos de Química. Pearson Prentice Hall. México.
