Son las fuerzas
de atracción
que mantienen
juntos a los
átomos en
los compuestos
Los enlaces se clasifican en:
iónico,
covalente
metálico
.
Enlace Iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un
metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales)
Enlace metálico- es un enlace fuerte, primario que se forma
entre elementos de la misma especie y se liberan los electrones.
NaCl Sólido
0
─── ≤ 0.4 ───
< 1.7
──
>
Iónico
Cov. No-polar Cov. polar
Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e -Covalente polar transferencia parcial de e -Iónico transferencia e
-
Una forma de representar los electrones de valencia de un
átomo
Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del
átomo
El número de
electrones
disponibles para el enlace se
representa por puntos aislados
Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el
lugar de los cuadrados que se representan en la figura.
Li
Be
B
C
Enlace
Iónico
Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.
Iones
libres
Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.
Se forma entre elementos que tienen bajas energías de
ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
Resultan de la combinación de metales alcalinos y
alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley
de Coulomb)
Dependiendo de su estructura electrónica cada átomo es capaz
de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble.
Li
+F
Ca
2+O
2Ca
+
O
2 Li
+O
2 Li +
O
2CaO
Li
2O
3 Li
+N
3 Li +
N
3Li
3N
Conductividad eléctrica:
en estado sólido no conducen
la corriente eléctrica debido a
que los iones están
demasiado juntos. Al fundir
estas sales los iones se
separan y pueden moverse
dentro de un campo eléctrico
y por lo tanto conducen la
corriente eléctrica en
solución.
Solubilidad:
Son solubles en disolventes
polares (como el agua) debido a que sus iones se
separan por atracciones electrostáticas.
Puntos de fusión y puntos de ebullición:
Son valores altos debido a que la energía de
atracción en el cristal es alta
.
Puntos de fusión
por lo general, > 400ºC y
puntos de ebullición
por
encima de los 1500ªC.
Otras propiedades:
la dureza provocada
por lo compacto del cristal y son quebradizos
(fragilidad debido a su sistema cristalino).
13
La atracción electrostática de los iones provoca que los compuestos iónicos adopten una estructura cristalina característica en la que los iones se colocan de una forma permanente en los nudos de la red compensándose las fuerzas repulsivas y atractivas.
Dicha estructura cristalina requiere que se cumplan las siguientes condiciones:
- Los iones deben ocupar el menor volumen posible, de manera que el empaquetamiento sea máximo.
- El cristal debe ser neutro.
Se define el índice de coordinación como el número de iones de un signo que rodean al del signo contrario a la misma distancia.
CsCl (índice de coordinación 8) Red cúbica centrada en el cuerpo
NaCl (índice de coordinación 6) Red cúbica centrada en las caras
Blenda (ZnS) (índice de coordinación 4) Red tetraédrica
Se forma cuando uno ó más átomos se
estabilizan compartiendo ya sea uno, dos ó
tres pares de electrones
Enlace covalente no polar
Sucede entre moléculas diatómicas
Pueden compartir sus electrones a través de un par de
electrones (ligadura sencilla); dos pares de electrones (doble
ligadura) o tres pares de electrones (triple ligadura)
Enlace covalente polar
Si los átomos que se unen son diferentes, uno de ellos tendrá
más tendencia a captar los electrones que el otro, desplazándose
el par hacia el átomo que más lo atraiga constituyendo un enlace
covalente polar
Asimetría de lanube electrónica nube electrónica
Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
Si la diferencia de EN =0 ⇒ ENLACE COVALENTE (compartición
por igual de los electrones)
Si la diferencia de EN > 2 ⇒ ENLACE IÓNICO (transferencia electrónica de electrones)
Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ⇒ ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
F
2HF
LiF
EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0
Esta regla es muy útil en casos que
involucran átomos como C, N, O, y
F.
F
:
F
:
..
..
..
..
:
Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o
comparten electrones para producir una
configuración electrónica estable caracterizada por 8
electrones de valencia.
Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO
2 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central:
O
C
O
Hemos colocado
todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo su octeto
21
Moleculas con número
de electrones impares
Octeto
Incompleto
Octeto
expandido
Excepciones a la
Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla
del octeto, ya sea por defecto o por exceso.
En el caso de trihidruo de boro, éste no llegar a completar su octeto por falta de electrones de valencia, quedando su estructura de la siguiente manera:
Por el contrario, el pentacloruro de fósforo o el hexafluroruo de azufre tienen cinco y seis enlaces con el átomo central, con un exceso de electrones debido a la existencia de los niveles 3d vacíos, lo que da lugar a un octete expandido.
P: 1s22s22p63s1 3p3 3d1 S: 1s22s2 2p6 3s1 3p3 3d2
Por último, en el enlace covalente coordinado el par de electrones lo suministra el mismo átomo, como es el caso del H3O+ y del NH
4+.
También se producen algunos casos en los que el átomo central tiene un número impar de electrones, como es el caso del monóxido de nitrógeno.
1.
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de
fusión bajos por lo general < 300
0C.
2.
Muchos de ellos son insolubles en disolventes
polares.
3.
La mayoría es soluble en disolventes no
polares, como el hexano.
4.
Los compuestos líquidos o fundidos no
conducen la electricidad.
5.
Las soluciones acuosas suelen ser malas
conductoras de la electricidad porque no
contienen partículas con carga.
Teoría de repulsión de pares electrónicos
(RPECV)
–
Esta teoría predice la forma
de una molécula, tomando en
cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace
dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se
determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre
los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central
En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.
Es
una
molécula
donde
los
cuatro
átomos de flúor están
ligados a un átomo
central
de
silicio.
La
estructura
de
Lewis es:
Para que los cuatro pares de electrones del átomo central estén lo más apartados posible, el arreglo de éstos es tetraédrico. Las cuatro posiciones del tetraedro están ocupadas por flúor y la molécula tiene geometría tetraédrica(ángulo F–Si – F= 109.5°)
En el SiF
6-2los seis átomos
de flúor están unidos a un
átomo central de silicio. La
estructura de Lewis es:
Para que los seis pares de electrones
del átomo central estén lo más
distanciados posible, el ordenamiento
de estos es semejante a un octaedro,
donde las seis posiciones están
ocupadas por átomos de flúor.
La geometría de la molécula es
octaédrica
Geometría molecular cuando el
átomo central tiene pares libres
FORMULA GEOMETRIA
MOLECULAR MOMENTO DIPOLAR
AX lineal Puede no ser cero
AX2 lineal cero
angular Puede no ser cero AX3 Trigonal plana cero
Pirámide trigonal Puede no ser cero Forma de T Puede no ser cero AX4 tetraédrica cero
plano Cuadrada cero
tijera Puede no ser cero AX5 Bipirámide trigonal Puede no ser cero
Bipirámide base
cuadrada cero AX6 octaédrica cero
El SO2 es una molécula donde
los dos átomos de oxígeno
están ligados a un átomo
central
de
azufre.
La estructura de Lewis es:
El mayor apartamiento entre los pares de electrones
correspondientes al doble enlace y a el par de electrones
no enlazante del átomo central corresponden a un
arreglo triangular. Dos de las posiciones del triángulo
son ocupadas por átomos de oxígeno , y la molécula
tiene una geometría angular, formando un ángulo O-S-O
menor que 120°
Es
caracter
í
stico
de
los
elementos met
á
licos, es un
enlace fuerte, primario que se
forma entre elementos de la
misma especie. Los
á
tomos al
estar tan cercanos uno de otro
interaccionan los n
ú
cleos junto
con sus nubes electr
ó
nicas
empaquet
á
ndose en las tres
dimensiones,
por
lo
que
quedan
rodeados
de
tales
nubes.
Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa que los pierden fácilmente y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica.
Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de
electrones que puede desplazarse a
través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del
metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve y los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado.
Modelo de enlace covalente deslocalizado.
Se puede considerar como un
caso
especial
de
enlace
covalente.
Donde el número de electrones de
valencia de los átomos es menor
que el de enlaces formados.
Por ejemplo, en los metales
alcalinos cada átomo de una
celda está rodeado de otros 8
átomos situados en los vértices. El
átomo central aporta un electrón
mientras que los otros ocho átomos
aportan un electrón en total
porque pertenecen a ocho celdas,
formando un enlace deslocalizado.
Modelo de bandas
El modelo se basa en la teoría de los orbitales moleculares.
Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina
enlazante (de menor energía) y otro
antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda“.
Diagrama OM de molécula
diatómica de H
2
2 OA
→
2 OM
σ
*
1sσ
1sorbital molecular
antienlazante
orbital molecular
enlazante
1s
1s
Diagrama de OM
Ener
gía
Li
4Li
6Li
8Li
10…...
Li
xLi
2σ
*
2sσ
2sen
lazan
te
s
Para un número grande de átomos los niveles desaparecen y en su lugar
Metales alcalinos:
[GN] ns
1
Metales
alcalinotérreos:
ns
ns
ns
ns
np
np
[GN] ns
2
En los metales se forman dos
bandas. Una en la que se
encuentran los electrones de
la capa de valencia que se
denomina
"banda
de
valencia" y otra que se llama
"banda de conducción" que
En los metales, 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.
