El enlace químico TEMA-3

(1)

El enlace químico

(2)

Tipos de enlaces químicos



Atómicos:



Iónico



Covalente

a) Teoría de Lewis

b) Método del enlace de valencia (EV)



Metálico



Intermoleculares:



Fuerzas de Van de Waals.

(3)

Enlace iónico



Se produce por la atracción electrostática

entre cationes (positivos) y aniones

(negativos), que se unen formando redes

cristalinas.

(4)

Energía reticular (U) en los

compuestos iónicos



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) (U < 0)



Es difícil de calcular por lo que se recurre a

métodos indirectos. Es lo que se conoce

como ciclo de

Born y Haber

.

(5)

Ciclo de Born-Haber

(Compuestos tipo MX)

U

(6)

Ciclo de Born-Haber

(Compuestos tipo MX

₂

)

U U U 1º PI 2º PI

(7)

Factores de los que depende la Energía reticular



En general, la energía de reticular es grande y

negativa. Está influenciada por la

carga

y el

tamaño

de los iones



A mayor carga de los iones mayor U

.

Ejemplo:

Así el CaO (Ca

2+

y O

2–

) tendrá “U ” mayor que el

NaCl (Na

+

y Cl

–

).



A menor tamaño de los iones mayor U

.

Ejemplo:

Así el NaCl (Na

+

y Cl

–

) tendrá “U ” mayor que el KBr

(K

+

y Br

–

).

(8)

Estructura cristalina



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”.



Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su

(9)

Principales tipos de estructura cristalina



NaCl (cúbica centrada en las caras)



Índice de coord. para ambos iones = 6



CsCl (cúbica centrada en el cubo)



Índice de coord. para ambos iones = 8



CaF

₂

(cúbica centrada en las caras para

el Ca

2+

_{y tetraédrica para el F}

–

₎



Índice de coord. para el F

–

= 4



Índice de coord. para el Ca

2+

= 8

(10)

Propiedades de los compuestos iónicos



Puntos de fusión y ebullición elevados

(tanto más

cuanto mayor U) ya que para fundirlos es necesario

romper la red cristalina.



Son sólidos a temperatura ambiente.



Son

solubles en disolventes polares

como el agua

(tanto más cuanto menor U) e

insolubles en

disolventes apolares

.



Presentan

conductividad electrolítica

a 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).

(11)

Disolución de un cristal iónico en un

disolvente polar

(12)

(13)

Enlace covalente



Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos

o más átomos.



Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos

energía que los dos átomos aislados.



La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor

energía) se llama “

distancia de enlace

”.



Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace

covalente va acompañada de un desprendimiento de energía, lo

que explica que una molécula sea más estable que los átomos

por separado.



Se llama

energ

í

a de enlace

a la energía necesaria para romper 1

mol de un determinado tipo de enlace.

 Es siempre endotérmica (positiva).

 Ejemplo: para romper 1 mol de H₂ (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ,  E_enlace(H–H) = + 436 kJ

(14)

¿Por qué se unen los átomos?

- Cuando se acercan dos átomos:

a) Los e- son atraídos por los dos

núcleos.

b) Los e- se repelen entre sí. c) Los dos núcleos se repelen

entre sí.

- En la gráfica se observa cómo a una distancia determinada, la energía potencial es mínima. - La distancia de máxima estabilidad

es la longitud de enlace.

- La energía potencial mínima es la energía de disociación de enlace, cambiada de signo.

(15)

a) Teoría de Lewis

Se basa en las siguientes hipótesis:



Cuando los átomos forman enlaces covalentes,

tienden a compartir electrones para conseguir 8 e

–

en su última capa (regla del octeto).



Cada par de e

–

compartidos forma un enlace.



Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples

con el mismo átomo.

Par enlazante

Pares solitarios

(16)

Tipos de enlace covalente



Enlace covalente “apolar

”: es el formado por dos

átomos iguales que comparten electrones:



Sencillo: H-H, Cl-Cl



Doble: O=O



Triple: N

Ξ

N,



Enlace covalente polar

: cuando los dos átomos

tienen diferentes electronegatividades y se forma un

dipolo con una zona positiva y otra negativa:



H-Cl, H-O, H-N



Enlace covalente coordinado

: en el que el par de

electrones compartido lo aporta sólo uno de los

átomos que lo forman. En este caso la molécula

tiene carga eléctrica:

(17)

Enlace covalente apolar

Par de e- _libre

Orbital 1s vacío

(18)

Escritura de las estructuras de Lewis

1.- Todos los electrones de valencia de los átomos de una estructura de Lewis deben aparecer en ella.

2.- Generalmente todos los electrones de una estructura de Lewis están apareados. 3.- Generalmente cada átomo adquiere como capa externa un octeto de electrones,

exceptuando ciertas excepciones a la teoría de Lewis.

4.- Algunas veces son necesarios enlaces covalentes múltiples (dobles y triples). 5.- Los átomos de H son siempre átomos terminales.

6.- Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad. 7.- Los átomos de carbono son casi siempre átomos centrales.

8.- Con excepción de un gran número de moléculas orgánicas en forma de cadena, las moléculas e iones poliatómicos tienen generalmente estructuras compactas y simétricas.

(19)

Estrategia para escribir estructuras de Lewis

1.- Determina el número total de electrones de valencia de la estructura.

2.- Identifica el átomo central y los átomos periféricos.

3.- Escribe una estructura adecuada, uniendo todos los átomos mediante enlaces covalentes simples (de un solo trazo).

4.- Por cada enlace restamos dos electrones del número total de e- _{de valencia.}

5.- Con los pares de electrones solitarios completamos primero los octetos de los átomos periféricos y después, en la medida de los posible, los octetos del átomo o de los átomos centrales.

6.- Si completada la etapa anterior falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplaza electrones de pares solitarios de los átomos periféricos, formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales.

Ejemplo 1: Escribe la estructura de Lewis para el cianógeno C₂N₂, gas venenoso utilizado como fumigante y propulsor de cohetes.

1.- nº e- _{valencia = 2x4(C) +2x5(N) = 18 e}

-2.- Estructura adecuada: N-C-C-N, dejando como centrales al C que es el menos EN. 3.- 18e- _{valencia – 2x3(pares de enlace) = 12 e}- _→ _{6 pares e}- _solitarios.

(20)

4.-Ejemplo 2: Escribe la estructura de Lewis para el ion nitronio NO₂+_.

1.- nº e- _{valencia = 5(N) + 2x6(O) - 1 = 16 e}-. _{Tiene una carga positiva.}

2.- Estructura adecuada: O-N-O

3.- 16e- _{valencia – 2x2(pares de enlace) = 12 e}- _→ _{6 pares e}- _solitarios.

4.-Ejemplo 3: Escribe la estructura de Lewis para el cloruro de carbonilo COCl₂.

1.- nº e- valencia = 4(C) + 6(O) + 2x7(Cl) = 24 e-_.

2.- Estructura adecuada: Cl O-C

Cl

3.- 24e-_{valencia – 3x2(pares de enlace) = 18 e}- _→ _{9 pares e}- _solitarios.

(21)

4.-La carga formal

La estructura de Lewis para el ion nitronio la podríamos haber puesto:

A pesar de cumplir todos los requisitos es una estructura NO PROBABLE al incumplir las reglas de la CARGA FORMAL.

Las cargas formales son cargas aparentes que presentan los átomos en una estructura de Lewis:

1.- La estructura más probable es la que presenta menos cargas formales. 2.- La suma de todas las cargas formales será nula para moléculas neutras

e igual a la carga para un ion poliatómico.

3.- Las cargas formales negativas aparecerán en los átomo más EN y las positivas en los menos EN.

4.- Las cargas formales se indican mediante números inscritos en un círculo.

5e- _4e- _7e- _6e- _4e- _6e

(22)

Ejemplo 4: Escribe la estructura de Lewis más probable para el monóxido de dinitrógeno N₂O

1.- nº e- _{valencia = 2x5(N) + 6(O) = 16 e}

-2.- Estructura adecuada: N-O-N o también N-N-O

4.-N O 4.-N N O N N O N N N O N N O N N O 6e- _4e- _6e --1 +2 -1 No probable 0 +1 -1 Probable 5e- _4e- _7e -N -N O SOLUCIÓN

(23)

Resonancia

- Cuando para un compuesto se pueden escribir dos o más estructuras de Lewis aceptables se dice que existe RESONANCIA.

- La estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes.

-Por ejemplo en la molécula del ozono O₃ los dos enlaces O-O presentan la misma longitud de enlace, por lo tanto la estructura del O₃ la escribiremos:

1.- nº e- _{valencia = 3x6(O) = 18 e}

-2.- Estructura adecuada: O-O-O

4.-O 4.-O 4.-O

Ejemplo 5: Escribe las estructuras de Lewis que representa el híbrido de resonancia de la molécula dióxido de nitrógeno NO₂

1.- nº e- _{valencia = 5(N) + 2x6(O) = 17 e}

-2.- Estructura adecuada: O-N-O

3.- 17e- _{valencia – 2x2(pares de enlace) = 13 e}- _→ _{6 pares e}- _{solitarios + 1e}- _libre

(24)

Excepciones a la regla del octeto

1.- OCTETOS

INCOMPLETOS.--Moléculas tipo BeCl₂ en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones. El Be tiene dos enlaces covalentes.

- Los elementos (B y Al) forman moléculas como el BF₃ en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones. El B tiene 3 enlaces covalentes.

2.- CAPAS DE VALENCIA

EXPANDIDAS.-- Moléculas tipo PCl₅ ò SF₆ en las que el átomo central tiene 5 ò 6 enlaces. -Sólo en caso de que el no-metal esté en el tercer periodo o superior.

Aquí existen orbitales “d” y puede aparecer una ampliación del OCTETO,

(25)

Forma de las moléculas. Modelo de repulsión de

pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)



Los enlaces covalentes tienen una dirección

determinada.



El modelo de repulsión de los pares electrónicos, nos

dice que: “

La geometría viene dada por la repulsión

de los pares de e

–

_{del átomo central}

_”.



Los pares de e

–

se repelen entre sí, tanto si son

pares de enlace como si son pares solitarios.



Los pares de e

-

se disponen alrededor de un

átomo con orientaciones que minimicen las

repulsiones entre ellos

.

(26)

(27)

(28)

(29)

(30)

(31)

Ejemplo 6: Predice la geometría molecular del anión poliatómico ICl₄

-1.- nº e- _{valencia = 7(I) + 4x7(Cl)+1 = 36 e}

-2.- Estructura adecuada: Cuatro enlaces simples I-Cl

3.- 36e- _{valencia – 4x2(pares de enlace) = 28 e}- _→ _{6 pares e}- _{solitarios sobre cada Cl}

+ 2 pares de e- _{solitarios sobre el I (ampliación del octeto)}

4.-Geometría molecular plano-cuadrada

(32)

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



(electronegatividad) entre los

átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y

cuyo sentido va del menos electronegativo al más

(33)



Dependiendo de cómo sea





de los enlaces que forman una

molécula, éstas se clasifican en:



Mol

é

culas polares

.

Tienen





≠

0:



Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.



Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H

₂

O, NH

₃

.



Mol

é

culas apolares

. Tienen





= 0

:



Moléculas con enlaces apolares. Ej: H

₂

, Cl

₂

.







= 0. Ej: CH

₄

, CO

₂

, PCl

₅

. SF

₆

NOTA: Los iones no presentan POLARIDAD

(34)

b) Método del Enlace de Valencia

- Es la descripción de la formación del enlace covalente por el solapamiento de orbitales atómicos (OA).

(35)

Hibridación de orbitales atómicos.(EV)

 Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancias) y la covalencia de ciertos átomos, el método EV formuló la “teorteoríía de la a de la hibridaci

hibridacióón”.n

 Teoría de la hibridación: Consiste en la combinación de los OA de un elemento para dar un número de Orbitales Híbridos (OH) idéntico al de OA combinados.

 Los (OH) se distribuyen en el espacio regularmente para minimizar la repulsión del electrón que contienen

(36)

(37)

Orbitales híbridos y sus geometrías.

- Los enlaces se forman por solapamiento entre los (OH) de un elemento y los (OH) u (OA) de otro.

-Los enlaces son de dos tipos:

a) Enlaces  los orbitales se solapan a lo largo de la línea que une los átomos enlazados.

(38)

CH₄

Geometría de los grupos de e-_{: tetraédrica}

Geometría molecular: tetraédrica 4 enlaces (sp3_-1s)

NH₃

Geometría de los grupos de e-_{: tetraédrica}

Geometría molecular: pirámide trigonal 3 enlaces (sp3_{-1s) + 1 par e}- _solitario

(39)

Enlaces covalentes múltiples.(EV)

C

Eteno o etileno: Tiene un doble enlace C-C en su estructura de Lewis, y la molécula es plana con ángulos de enlace de 120º

(40)

Enlaces covalentes múltiples.(EV)

Etino o acetileno: Tiene un triple enlace C-C en su estructura de Lewis, y la molécula es lineal

(41)

Propiedades de los compuestos covalentes

S

ó

lidos 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

disolventes.



Malos conductores de la

electricidad



Ejemplos: el diamante que es

aislante, y el grafito que es

conductor de la electricidad.

Sust

. moleculares

:



Están formados por moléculas

aisladas.



P.F. y P. E. bajos, aumentando

con la polaridad del compuesto.



Son blandos.



Solubles en disolventes polares,

si el compuesto es polar y, en

disolventes apolares si el

compuesto es apolar.



Malos conductores de la

(42)

Diamante Grafito

Actividad: Según el modelo de EV:

a) ¿Cómo son los enlaces C-C en el diamante y en el grafito?

b) ¿Por qué el grafito es conductor de la electricidad, mientras que el diamante es aislante?.

(43)

Enlace metálico



Lo forman los metales.



Es un enlace bastante fuerte.



Se comparten los e



de valencia

colectivamente.



Una nube electr

ó

nica rodea a todo el

conjunto de iones positivos,

empaquetados ordenadamente,

formando una estructura cristalina de alto

í

(44)

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.

(45)

Fuerzas de Van

der

Waals



Son relativamente débiles.



Se dividen en dos tipos:

a)

Las fuerzas dipolares

, asociadas con las moléculas

polares.

b)

Las fuerzas de dispersión

, que aparecen en todas las

moléculas, ya sean polares o apolares. Aquí se presentan

desplazamientos electrónicos instantáneos, más acentuados

cuanto mayor sea la masa molecular.



Cuando se comparan sustancias de masas moleculares

semejantes, las fuerzas dipolares son más importantes que

las fuerzas de dispersión.



Cuando se comparan sustancias de masas moleculares

diferentes, las fuerzas de dispersión son más importantes

que las fuerzas dipolares.

(46)

Interacciones dipolo-dipolo

Dipolos permanentes

Masa molecular (uma) Punto de ebullición (K)

HCl 36.46 188.11

HBr 80.92 206.43

(47)

Enlace por puentes de Hidr

ó

geno.



Es más intenso que las fuerzas de Van der

Waals.



Se presenta cuando el hidrógeno está enlazado

con los elementos más electronegativos (F,O,N).



El protón H

+

atrae un par de e

–

del átomo

electronegativo de una molécula vecina.



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

(48)

Actividad: Interpreta la variación de los puntos de ebullición en las siguientes series de hidruros:

a) Serie de los carbonoideos. b) Serie de los anfígenos.