El enlace químico. Por qué se unen los átomos?

(1)

1

El enlace químico

Unidad 2

¿Por qué se unen los átomos?

 Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

 Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia).

(2)

3

Excepciones a la teoría de Lewis

 Moléculas tipo BeCl₂ en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones.

 Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF₃en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones.

 Moléculas tipo PCl₅ o SF₆ en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–_).

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

Tipos de enlaces



Intramoleculares:



Iónico.



Covalente.



Intermoleculares:



Fuerzas de Van de Waals



Enlaces de hidrógeno.

(3)

5

Enlace iónico



Se produce por la atracción electrostática

entre catiónes positivos y aniones

negativos, que se unen formando redes

cristalinas.



Las reacciones de pérdida o ganancia de

e

–

_{se llaman}

_{reacciones de ionización}

_:



Ejemplo:

Na – 1 e

–

_

_Na

+

O + 2e

–

_

_O

2–

Reac. global: O + 2 Na



O

2–

_{+ 2 Na}

+



Fórmula empírica del compuesto

Na

₂

O

ELECTROVALENCIA (VALENCIA IÓNICA)

Redes cristalinas

 Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

 Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

 La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.

 Índice de coordinación:

Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”.

(4)

7

Principales tipos de estructura cristalina



NaCl (cúbica centrada en las caras

para ambos iones)

Índice de coord. para ambos iones = 6



CsCl (cúbica para ambos iones)

Índice de coord. para ambos iones = 8

Energía de red (reticular) en los

compuestos iónicos (U o



H

_u

)



Es la cantidad de energía desprendida en la

formación de un mol de compuesto iónico

sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ejemplo:En el caso de la formación de NaCl la U

corresponde a la reacción:

Na+_{(g) + Cl}–_(g)__{NaCl (s)} ₍__H u< 0)



Es difícil de calcular por lo que se recurre a

métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es

lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.

(5)

9

Ciclo de Born-Haber

La reacción global de formación de NaCl es:

Na (s) + ½ Cl

₂

(g)



NaCl (s)

(



H

_f

= –411,1 kJ)

que puede considerarse suma de las siguientes

reacciones:

Na (s)



Na (g) (



H

_subl

= +107,8 kJ)

½ Cl

₂

(g)



Cl (g)

(½



H

_dis

= +121,3 kJ)

Cl (g)



Cl

–

_{(g) (}

_Δ

_H

AE

= –348,8 kJ)

Na (g)



Na

+

_{(g) (}

_Δ

_H

EI

= +495,4 kJ)

Na

+

_{(g) + Cl}

–

_(g)

_

_{NaCl (s) (U= ?)}

U =



H

_f

– (



H

_subl

+ ½



H

_dis

+ AH

_AE

+ AH

_EI

)

U

= –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ +

495’4 kJ) =

–786’8 kJ

Ciclo de Born-Haber[1].swf

Factores de los que depende la

Energía reticular



En general, la energía de red es grande y

negativa y compensa el déficit de energía que

suponen el resto de los procesos. Está

influenciada por la

carga

y el

tamaño

de los

iones



A mayor carga de los iones mayor



H

_u

.

Ejemplo:Así el CaO (Ca2+_{y O}2–_{) tendrá “}



H

u ” mayor que el NaCl (Na+_{y Cl}–_).

(6)

11

Propiedades de los compuestos iónicos

 Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor H_U) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

 Son solubles en disolventes polarescomo el agua (tanto más cuanto menor HU) e insolubles en

disolventes apolares.

 Presentan conductividad electrolíticaa la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

 Son duros(elevada resistencia a ser rayados) y

quebradizos(se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).

Disolución de un cristal iónico en un

disolvente polar

(7)

13

Fragilidad en un cristal iónico

© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

ACTIVIDADES: Ejemplo 1 pág. 44, ejemplo 2 pág 46 Pág 66: 2 y 3; Pág 67: 20; pág 72: 3. PAU: 77

presión

Enlace covalente

Los compuestos

covalentes se originan

por la

compartición de

electrones

entre átomos

(8)



Ocurre cuando se COMPARTEN pares

de

e-

Entre átomos de la misma especie

(elementos No Metálicos), y

compuestos del C



La mayoría de las sustancias de

Interés biológico se forman mediante

enlace Covalente. O

₂

, CO

₂

,H

₂

O, NH

₄

,

COMPUESTOS ORGANICOS

¿Cómo se puede formar la

molécula de H

₂

?

 ¿Cómo se puede formar la molécula de F₂?

 ¿Cómo se puede formar la molécula de HCl?

 ¿Cómo se puede formar la molécula de Cl2?  ¿Cómo se puede formar la molécula de O2?  ¿Cómo se puede formar la molécula de N2?

(9)

Diferentes tipos de enlace

covalente

 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}

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)

Ejemplos : HClO, HClO

₂

, H

₃

O

+

_{, NH}

(10)

Estructuras de Lewis ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

1. Se sitúa cada uno de los elementos alrededor del átomo central. Generalmente, el átomo central es el átomo menos electronegativo, en especies del tipo ABx.

2. Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos implicados.

3. Se determina el número de electrones necesarios para completar el octeto de todos los átomos implicados.

4. Se calcula el número de electrones compartidos (3-2).

5. Se dibujan los enlaces sencillos.

6. Se determina el número de electrones que forman enlaces múltiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunos enlaces sencillos de los dibujados en el apartado 5) deberán ser múltiples . (4-5).

7. Se calcula el número total de electrones no compartidos (2-4).

8. Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada átomo cumpla con la regla del octeto.

pág. 48-49: Ejemplo 3, Ejemplo 4; pág. 67: 21

Resonancia.

 No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.

 Por ejemplo, en el ion carbonato CO₃2–

el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O–_.

 Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

 Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.

(11)

21

Resonancia.

 Para explicar tales datos, se supone que los e–_{de enlace}

así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

 En el caso del ion CO₃2–_{, se podrían formar tres}

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO₃2–_{, siendo la verdadera estructura}

una mezcla de las tres.

Resonancia.

 Los tres enlaces C–O tienen 1_/

3de doble enlace, por lo

que la distancia es intermedia.

 Los tres átomos de oxígeno participan de 2_/

3de carga

negativa.

 Se utiliza el símbolo entre las distintas formas resonantes.

(12)

23

Excepciones a la teoría de Lewis

 Moléculas tipo BeCl₂en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones.

 Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF₃en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones.

 Moléculas tipo PCl₅o SF₆en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–_).

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

 Moléculas tipo NO y NO₂que tienen un número impar de electrones.

Pág. 50: 4; pág. 67: 21, 23; pág. 66: 5 y 24

Molécula de SO₂: enlace covalente doble y un enlace covalente

coordinado o dativo

˙

S

═

O:

˙

:O

←

˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S

═

O:

˙

:O

←

˙

↓

:O:

˙

(13)

25

Polaridad en moléculas covalentes.Momento dipolar.

 Cuando los átomos que forman la molécula tienen diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e-_{compartidos, por lo que el}

enlace es polar.

 En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-_{) y sobre el otro una carga parcial}

positiva (δ+_{) y por tanto se forma un dipolo.}

δ+ _δ

-H - Cl

 Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

Momento dipolar (cont).



Dependiendo de cómo sea

 

de los enlaces

que forman una molécula, éstas se clasifican en:



Moléculas polares.

Tienen

 

no nulo:

Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H₂O, NH₃.



Moléculas apolares

. Tienen

 

nulo:

Moléculas con enlaces apolares. Ej: H₂, Cl₂.

(14)

Polaridad de las Moléculas

Polarity of bonds

H Cl

Carga postiva pequeña

Menor electronegatividad Mayor electronegatividadCarga negativa pequeña

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.

2- La geometría molecular

CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque H2O

(15)

Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

Pág.53: Act: 7 y 8 Pág: 66-67: 6,7 y 25

Teoría del enlace de valencia (E.V.)



Se basa en la suposición de que los enlaces

covalentes se producen por solapamiento

(superposición) de los orbitales atómicos de

distintos átomos y emparejamiento de los e

–

_de

orbitales semiocupados.



Así, 2 átomos de H (1s

1

_{) tienen cada uno 1 e}

–

desapareado en un orbital “s” y formarían un

orbital molecular en donde alojarían los 2 e

–

_.



Se llama “

covalencia

” al nº de e

–

_{desapareados y}

(16)

31

Enlace covalente simple.



Se produce un único solapamiento de

orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ”

(sigma).



Puede ser:

a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.

MOLÉCULA DE HCl y Cl

₂

(17)

33

Enlace covalente múltiple.



Se producen dos o tres solapamientos de

orbitales atómicos entre dos átomos.



Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).



Si en enlace es doble, el segundo

solapamiento es lateral “π” (pi).



Si el enlace es triple,

existe un

solapa-miento “σ” y

dos “π”.

MOLÉCULA DE NITRÓGENO: N

₂

(18)

MOLÉCULA DE BORANO: BH

₃

35

MOLÉCULA DE HIDRURO DE

BERILIO: BeH

₂

(19)

37

Hibridación de orbitales atómicos.



Para explicar la

geometría de la moléculas

(ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos

átomos se formuló la “

teoría de la hibridación

”.



Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro

enlaces en compuestos como el CH

₄

y en la

mayoría de compuestos que forma (para ello

precisa promocionar el e

–

_{del orbital 2s al 2p y a}

continuación formar 4 orbitales de igual energía a

partir del 2s y de los 3 orb. 2p).



Los tipos de hibridación se utiliza, sobre todo, en

compustos de química orgánica, si bien no es

exclusiva de compuestos orgánicos.



Se hibridan:



Los orbitales atómicos que van a formar

enlaces “



”



Las parejas de e

–

_{sin compartir.}



No se hibridan:



Los orbitales atómicos que van a formar el

segundo o tercer enlace.

(20)

39

Tipos de hibridación



sp

3

4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par e–_{sin compartir. Ej: NH} 3

2 enlaces sencillos + 2 par e– _{sin compartir. Ej: H} 2O



sp

2

3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF₃

1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno



sp

2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF₂

2 enlaces dobles. Ejemplo: CO₂

1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

Tipos de orbitales híbridos.

(21)

Orbitales atómicos; Hibridación

Orbitales

Atómicos OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos

Enlaces Múltiples

Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales híbridos.

Enlace sigma,:

Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.

Enlace pi,:

Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. Consta de más de un lóbulo.

(22)

Etileno, C2H4

(23)

45

Modelo de repulsión de pares electrónicos y

geometría molecular

 Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.

 Las moléculas diatómicas como H₂o Cl₂deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta.

 Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e–_{del átomo central}_”.

 Las parejas de e–_{se sitúan lo más alejadas posibles}_.

Modelo de repulsión de pares electrónicos y

geometría molecular. (cont.).



Para saber la geometría que tienen las

moléculas con enlaces covalentes

podemos distinguir las siguientes clases:



El átomo central sólo tiene pares de e

–

_de

enlace, ej BeCl

₂

, BCl

₃

, CH

₄

, etc



El átomo central tiene pares de e

–

_sin

compartir, ej: NH

₃

, H

₂

O, etc

(24)

47

El átomo central sólo tiene pares de e

–

_{de enlace.}

BeF₂: El Be tiene 2 pares de e– __{Ang. enl. = 180º.}

BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º.

CH₄: El C tiene 4 pares de e– _ _{Ang. enl. = 109,4º.}

CH

₄

Tetraédrica

BCl

₃

Triangular

BeF

₂

Lineal

El átomo central tiene pares de e

–

_{sin compartir.}



La repulsión de éstos pares de e

–

sin compartir es mayor que entre

pares de e

–

_{de enlace.}

NH₃: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

H₂O: El O tiene 2 pares de e–

compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)

 Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- _{no compartidos}

requieren más espacio que los compartidos, ya que estos están atraídos por dos átomos.

Agua (104,5º) Amoniaco (107,3º)

(25)

49

El átomo central tiene un enlace doble.



La repulsión debida a 2 pares electrónicos

compartidos es mayor que la de uno.



CH

₂

=CH

₂

: Cada C tiene

2 pares de e

–

_compartidos

con el otro C y 2 pares de

e

–

_{compartidos con sendos}

átomos de H.





Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)



Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º 116º

122º

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno

sencillo y uno triple.



Como se une únicamente a dos elementos

la geometría es lineal.



Ejemplos:



Etino (acetileno)

(26)

51

Propiedades de los compuestos covalentes

Sólidos covalentes

:

 Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.

 Gran dureza y P.F alto.

 Son sólidos.

 Insolubles en todo tipo de disolvente.

 Malos conductores.

 El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

Sust. moleculares

:

 Están formados por moléculas aisladas.  P.F. y P. E. bajos (gases), líquidos (H₂0, Br₂, etanol), sólidos (I₂, naftaleno) .  Son blandos.  Solubles en disolventes moleculares.  Malos conductores.

 Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

(27)

Redes covalentes

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

Estructura del diamante, C _{Estructura del cuarzo, SiO}

2

Enlaces intermoleculares

Enlace o puente de Hidrógeno.



Es relativamente fuerte y precisa de:

Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.

El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e–_{del otro átomo.}

Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

Fuerzas de Van der Waals.

 Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.

 Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos

(28)

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

H

₂

O

NH

₃

Enlace de hidrógeno en la molécula de

agua

(29)

Enlace de hidrógeno

Este tipo de enlace es el responsable de

la existencia del agua en estado líquido y

sólido.

Estructura del hielo y del agua líquida

Fuerzas Intermoleculares

Punto de ebullición normal (K)

(30)

Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa -fosfatoEnlaces de hidrógeno Exteri hidróf o A:adenina G:guanina C:citosina T:timina Bases nitrogenada s Repul electrost

Fuerzas de Van der Waals.

 Fuerzas de tipo electrostático que unen a las moléculas tanto polares como apolares.

 Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son interacciones débiles. Modifica los P.E. y P. F. de estas sustancias (HCl, HBr, HI…)

(31)

Fuerzas de Van der Waals.

 Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares).

 Los dipolos instantáneos (inducidos) se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula.

 Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas, con la masa molecular.

61 Ej. H₂, Cl2, I2 CCl4 Pág.60: Act: 11, 12 y 13; Pág.62: Act: 14 y 15 Pág: 66-67: 9,10,11,30, 31 y 32

Enlace metálico

 Lo forman los metales y es un enlace bastante fuerte.

 Se comparten los e_{de valencia}

colectivamente.

 Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.

 Existen dos modelos que lo explican:

(32)

Modelo del mar de electrones:

 Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

 Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un

catióno “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.

Modelo de bandas:



Se basa en la T.O.M (bandas en el espectro de

emisión).



Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo

que se producen bandas de orbitales moleculares.



Los e

–

_{ocupan los O.M. enlazantes de menor}

energía (banda de valencia).



Quedan los orbitales antienlazantes de mayor

(33)

En losmetales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.

En losaislantesla banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero hay una importante diferencia de energía entre una y otra por lo que los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales.

En los semiconductores la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas,la diferencia de energía entre ellas es pequeña y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si.

Propiedades de los compuestos metálicos.

 Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una

dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e–_{vuelven a}

estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

 Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–_.  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 P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.