06 enlace químico

El enlace químico.

Unidad 6.

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Contenidos (1)

1.- El enlace químico.

1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.

1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.

2.- Justificación de la fórmula de los principales compuestos binarios.

3.- Enlace covalente coordinado.

4.- Parámetros que caracterizan a los compuestos covalentes.

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Contenidos (2)

5.- Carácter iónico del enlace covalente.

6.- Momento dipolar. Geometría de los compuestos covalentes.

7.- Fuerzas intermoleculares.

7.1.Enlace de Hidrógeno.

7.2.Fuerzas de Van der Waals

8.- Introducción al enlace metálico.

9.- Propiedades de los compuestosiónicos, covalentes y metálicos.

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Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos

entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que

se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad.

Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.

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Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

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Estabilidad en un átomo. Generalmente, los a´tomos buscan su máxima

estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6).

El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia).

Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

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Tipos de enlaces

Iónico: unen iones entre sí. Atómicos: unen átomos neutros entre sí.

– Covalente– Metálico

Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

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Enlace iónico

Se da entre metales y no-metales. Los metales tienen, en general, pocos electrones

en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes.

Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

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Reacciones de ionización Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e– Mn+

Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e– Nn–

Ejemplos:Ejemplos: Metales: Na – 1 e– Na+

Ca – 2 e– Ca2+ Fe – 3 e– Fe3+

No-metales: Cl + 1 e– Cl– O + 2 e– O2–

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Enlace iónico (cont) En enlace iónico se da por la atracción electrostática

entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.

EjemploEjemplo: : Na –––––– Na+

1 e– Cl –––––– Cl–

El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.

La fórmula de estos compuestos es empírica.

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Ejemplo:Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio.

Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– Al3+

(2) O + 2 e– O2–

Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3.

2 ·(1) 2 Al – 6 e– 2 Al3+

3 ·(2) 3 O + 6 e– 3 O2–

Sumando: 2 Al + 3 O 2 Al3++ 3 O2–

La fórmula empírica será AlAl22OO33

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Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio)

Se forma unaestructuracristalinatridimensionalen dondetodos losenlaces sonigualmentefuertes.

Molecula.fli

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Propiedades de los compuestos iónicos

Duros. Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o

fundido. Frágiles.

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Solubilidad de iones en

disolventes polares

Fragilidad

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Enlace covalente

Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia.

La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.

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Estructura de Lewis. Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la

capa de valencia. EjemplosEjemplos::

Grupo: 17 16 15 14

Átomo: Cl O N C

Nº e– val. 7 6 5 4

·· · · · : Cl · : O · : N · · C ·

·· ·· · ·

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Enlace covalente. Puede ser: Enl. covalente simple: Se comparten una

pareja de electrones. Enl. covalente doble: Se comparten dos

parejas de electrones. Enl. covalente triple: Se comparten tres

parejas de electrones. No es posible un enlace covalente cuádruple

entre dos átomos por razones geométricas.

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Tipos de enlace covalente.

Enlace covalente puro– Se da entre dos átomos iguales.

Enlace covalente polar– Se da entre dos átomos distintos.– Es un híbrido entre el enlace covalente

puro y el enlace iónico.

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Ejemplos de enlace covalente puro.

Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + x H) H ·x H ; H–H H2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl: :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · x ·x 2 :O· :O· + xO: :O·xO: ; :O=O: O2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · x ·x 2 :N· :N· + xN: :N·xN: ; :NN: N2

· · x ·x

Enl. covalente simple

Enl. covalente triple

Enl. covalente doble

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Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).

Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– .

La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “+”.

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Ejemplos deenlace covalente polar.

·· ·· ·· :Cl · + x H :Cl ·x H ; :Cl–H HClHCl ·· ·· ··

·· ·· ·· · O · + 2 x H Hx ·O ·x H ; H–O–H HH22OO ·· ·· ··

·· ·· ·· · N · + 3 x H Hx ·N ·x H ; H–N–H NHNH33 · ·x |

H H

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl: :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ClCl22OO ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

–+

–+

–+

+–

–+

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Ejercicio:Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S.

La representación de Lewis de cada átomo es: · ·

· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ··

La representación de Lewis de molecular será: ·· ··

: S = Si = S :

La fórmula molecular será pues: SiSSiS22

23Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,9,13 y 19

respectivamente. Se desea saber: a)a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b)b) Su clasificación en metales y no metales. c)c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al más covalente.

Z a)a) Nº e– valencia b)b) Metal/No-metal

A 6 4 No-metal

B 9 7 No-metal

C 13 3 Metal

D 19 1 Metal

c) c) DB < CB3 < AB4 < B2

Cuestión de Selectividad

(Septiembre 97)

Cuestión de Selectividad

(Septiembre 97)

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Enlace covalente coordinado. Se forma cuando uno de los átomos pone

los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “” que

parte del átomo que pone la pareja de e– .

EjemploEjemplo:: ·· ··

Hx ·O ·x H + H+ H–O–H HH33OO++

·· H

++

+

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Compuestos covalentes atómicos.

Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos.

EjemplosEjemplos:: SiO2, C (diamante),

C (grafito)ESTRUCTURA DEL GRAFITO

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Propiedades de los compuestos covalentes

MolecularesMoleculares Puntos de fusión y

ebullición bajos. Los comp.covalentes

apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares.

Conductividad parcial sólo en compuestos polares.

AtómicosAtómicos Puntos de fusión y

ebullición muy elevados. Insolubles en todos los

disolventes. No conductores (el grafito

sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo).

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Enlace metálico.

Se da entre átomos metálicos. Todos tienden a ceder e– . Los cationes forman una estructura cristalina,

y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ).

Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

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Empaquetamiento de cationes metálicos.

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Propiedades de los compuestos metálicos.

Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto)

Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.

Muy buenos conductores en estado sólido.

Son dúctiles y maleables (no frágiles).

presión

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Fuerzas intermoleculares

Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (puente) de hidrógeno– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser

uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “+” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra

molécula. Fuerzas de Van der Waals:Fuerzas de Van der Waals:

– Fuerzas de dispersión (London)– Atracción dipolo-dipolo

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Fuerzas intermoleculares (cont.) Fuerzas de dispersión (London):Fuerzas de dispersión (London):

– Aparecen entre moléculas apolares. En un momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes.

Atracción dipolo-dipolo: Atracción dipolo-dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los

dipolos permanentes la unión es más fuerte.

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Fuerzas intermolecularesFuerzas de dispersión

Enlace de hidrógeno

Atracción dipolo-dipolo

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Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)