EL ENLACE QUÍMICO
LOS ENLACES QUÍMICOS SON LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS A LOS ÁTOMOS EN UNA MOLÉCULA O A LOS IONES EN LOS CRISTALES.
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS
1. Enlaces entre átomos• Enlace Iónico• Enlace covalente• Enlace metálico
2. Enlaces intermoleculares• Enlace de puentes de hidrógeno• Fuerzas de Van der Waals.
Estructura de Lewis
• Pepresentación de los electrones de valencia de cada átomo por puntos o x, rodeando al símbolo del elemento.
• Por ejemplo: H· · Ca· :C:
Regla del octeto
• Se logra cuando un átomo metálico pierde una cantidad de electrones para adquirir una configuración estable, o sea, queda con ocho electrones en el nivel más externo.
• Los no metales ganan una cantidad de electrones para completar ocho en su nivel más externo.
1.1. El enlace iónico
• Llamado también enlace electrovalente.• Se produce por las transferencia de
electrones de un átomo a otro.• Tanto el átomo que recibe como el que
entrega electrones, adquiere configuración de gas noble.
1.2. Enlace covalente
• En este tipo de enlace debe compartir para adquirir una configuración estable.
ENLACE QUIMICO
•Enlace iónico•Enlace covalente•Estructuras de Lewis•Geometría molecular•Polaridad de las moléculas•Uniones Intermoleculares
ENLACE QUÍMICO
• Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.
• O2 diatómica• SO2 triatómica• NH3 tetraatómica
ELECTRONEGATIVIDAD
• Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
• Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
H2.1
Elemento máselectronegativo
Li1.0
Be1.5
B2.0
C2.5
N3.0
O3.5
F4.0
Na0.9
Mg1.2
Al1.5
Si1.8
P2.1
S2.5
Cl3.0
K0.8
Ca1.0
Sc1.3
Ti1.5
V1.6
Cr1.6
Mn1.5
Fe1.8
Co1.8
Ni1.8
Cu1.9
Zn1.6
Ga1.6
Ge1.8
As2.0
Se2.4
Br2.8
Rb0.8
Sr1.0
Y1.2
Zr1.4
Nb1.6
Mo1.8
Tc1.9
Ru2.2
Rh2.2
Pd1.2
Ag1.9
Cd1.7
In1.7
Sn1.8
Sb1.9
Te2.1
I2.5
Cs0.7
Ba0.9
La1.1
Hf1.3
Ta1.5
W1.7
Re1.9
Os2.2
Ir2.2
Pt2.2
Au2.4
Hg1.9
Tl1.8
Pb1.8
Bi1.9
Po2.0
At2.2
Fr0.7
Ra0.9
Ac1.1
Th1.3
Pa1.5
U1.7
Np – Lw1.3
Elemento menos electronegativo
electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polar
y el enlace puede ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de E.N.
Covalente puro o no polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.
ENLACE IÓNICO
Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.
ENLACE IÓNICO
MET ALES NOMET ALES
FORMULAGENERAL
IONESPRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)
I AII AIII A
+++
VII AVII AVII A
→→→
MXMX 2MX 3
(M +; X-)(M 2+; 2X-)(M 3+; X -)
LiBrMgCl2GaF3
547708800 (subl)
I AII AIII A
+++
VI AVI AVI A
→→→
M 2XMXM 2X3
(2M +; X-2)(M 2+; X -2)(2M 3+; 3X-2)
Li2OCaOAl2O 3
>170026802045
I AII AIII A
+++
V AV AV A
→→→
M 3XM 3X2MX
(3M +; X-3)(3M 2+; 2X-3)(M 3+; X -3)
Li3NCa3P2AlP
843≈1600
COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el agua..
3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos
con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
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.
ENLACE COVALENTE
• Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente.
• El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
• Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2
Enlace covalente H-H
Clasificación de los EnlacesCovalentes
• Enlaces covalentes puros• Enlaces covalentes polares
• Enlaces covalentes purosCuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.
Clasificación del Enlace Covalente
Según número de electrones que participen en el enlace:
ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X
ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X
ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:
• Enlace Covalente Polar
• Enlace covalente Apolar
Rango de Electronegatividad:
• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0
Enlace Polar
• Diferencia de electronegatividad = 0
Enlace Covalente Apolar
• Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace sigma σ Enlace sigma
Enlace Covalente Polar
• Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O
• HEN= 2,1 ClEN=2,9
H. + .Cl: Hδ+ :Cl: δ-. .. .
. .
. .
ENLACE COVALENTE COORDINADO
Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos.
Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo.
Ejemplo: O
H O S O H
O
Regla del Octeto
• Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 é en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 é.
REGLA DEL DUETO•Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.
ENLACE QUIMICO
• Enlaces químicos.• Las fuerzas de atracción que mantiene
juntos a,los átomos en una• Enlaces Iónicos• Involucra transferencia de electrones• Enlaces covalentes• Involucra la compartición de electrones
ENLACE QUIMICO
IONES• Los metales pierden sus electrones valencia
para formar cationes:• La pérdida de electrones se denomina
oxidacion.
• Na . Na+ + e- sodio• Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio
: Al . Al 3+ + 3 e- aluminio
Formacion de aniones
• Los no-metales ganan electrones paraalcanzar la configuración de un gas noble y forman aniones:
• Proceso denominado reducción.
• : Cl . + e- : Cl : - cloruro
: O : + 2e- : O : 2- oxide
• :N . + 3e- : N : 3- nitruro
.. :
:
..
::
:: :
:
Compuestos Ionicos
• Regla del Octeto:• Cuando se forman enlaces iónicos los
metales pierden electrones valencia de manera que su figuración más externallega a ser la de un gas noble, con 8 electrones..
• Los no metales ganan electronesalcanzando la configuración del gas noble más cercano y usualmente con 8 electrones en su capa externa.
Enlace Iónico
• Las cargas + son atraídas por lascargas - .
• Aniones negativos son atraídos porcationes positivos.
• El resultado es un enlace iónico.• Se forma una red cristalina
tridimensional de aniones y cationes.
Insert figures 8.2, 8.3, 8.4
La estructura de la sal
Cloruro de Sodio
Conservación de la electroneutralidad
• Cuando los iones se combinan la electroneutralidad debe ser conservada. En la formación de cloruro de magnesio,
• 2 iones Cl- deben balancear a un ión a Mg2+:
• Mg2+ + 2 Cl- MgCl2• En la formación de nitruro de magnesio,• 3 Mg2+ se balancean con 2 N3- ions:• 3 Mg2+ + 2N3- Mg3N2
Propiedades de los compuestosionicos
• Unidades tridimensionales extendidas.• Elevados puntos de fusión y de
ebullición.• Tienen brillo• Fundidos o soluciones acuosas,
conducen la electricidad.
Compuestos iónicos en solución
• Los compuestos iónicos se disuelvenen agua y se disocian para formar ionessolvatados:
• NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac) • La solución resultante conduce la
electricidad y se denomina electrolito.
H2O
Compuestos moleculares(covalentes)
• Estructuras de Lewis para un compuesto molecular. Los electrones son compartidos:
• H2, .H + H H:H
Cl2 Cl. ::.
+ Cl
::
: .: :Cl:Cl:
: :::
Regla del OctetoLos átomostienden a perder o ganar electronesde manera de completar 8 electrones en suúltima capa. (excepto aquellosque estancontinuos al He)
Moleculas diatómicas• Los pares de electrones pueden
representarse por un trazo: • H:H H-H• Elementos diatómicos como H2, Cl2, N2
poseen enlaces covalente apolares.
Nitrogeno• En la molécula de N2, 2 átomos de nitrogeno
comparten electrones:• :N:N:• Esta estructura no es correcta porque no se
cumple la regla del octeto. Electrones no enlazantes son movidos entre los átomospara ser compartidos:
•• Se forma así un triple enlace covalente.
..
.
.
N N
Enlaces Covalentes
• Enlace simple: 2 electrones compartidos• Enlace doble : 4 electrones compartidos.• Enlace triple:6 electrones compartidos.
Otras estructuras de Lewis• Los pares de electrones enlazantes
pueden ser representados por una línea.
• HCl H . .+ Cl::
:
H:Cl:: := H-Cl:
::
H2O
H.
H
.
. O::
.
. .H:O:
:
::
H= H-O:
H
: :
+
Electronegatividad
• Electronegatividad se define como la habilidad de un átomo para atraerelectrones comprometidos en un enlace químico.
• Los elementos más electronegativostienen atracción mayor sobre loselectrones.
Insert Figure 8.6
Electronegatividadesde Elementos
Electronegatividad• Los átomos ubicados en el extremo superior
derecho de la tabla periódica tienen laselectronegatividades mayores.
• El fluor, F es el más electronegativo de loselementos, con valor 4.
• Cs es el menos electronegativo 0,7.• Cl es 3.0 H es 2.1 S es 2.5• O es 3.5 Na es 0.9 Br es 2.8• C es 2.5 N es 3.0 I es 2.5
Enlace Covalente
• Clasificar un enlace covalente comopolar o apolar.
• Los enlaces polares son consecuenciade una compartición desigual de electrones.
• La compartición desigual resultacuando hay una diferencia de electronegatividades entre los átomos.
• Así– H-H es apolar puesto que H & H tienen la
misma electronegatividad– Cl-Cl es apolar pues Cl & Cl tienen la
misma EN.– H-Cl es polar pues H & Cl tienen
diferentes EN. ( H = 2.1, Cl = 3.0 )
Apolar y polar
Representación de enlaces polares
• H-Cl:
::
El + en la flecha esta sobre el elemento menos electronegativo. La punta de la flecha sobre el más electronegativo.
H-Cl:
::
δ+ δ−O:
δ+ esta sobre el átomo menos electronegativo y δ- sobre el más electronegativo.
Insert fig 8.8
Ac cvlorhídrico HCl
Molécula Polar
Apolar, Polar, Iónico• Existe una transición continua entre enlaces
covalente apolar hasta enlaces iónicos. • En los enlaces apolares no existe diferencia
de electronegatividad entre los átomos.• En los enlaces iónicos existe una gran
diferencia de EN entre los átomos. • (ΔEN>1.7)• Los enlaces covalentes polares tienen una
diferencia de electronagatividad intermediaentre los átomos.
Insert graphic at top of page 223
El caracter iónico aumenta con la diferencia de electronegatividad.
Comparación y contraste entre enlaces iónicos y covalentes.
> Enlace iónico• Intercambio de
electrones• metal/no-metal• Forman cristales• Elevados puntos de
fusión y de ebullición.• Tienen brillo• Ejemplo: NaCl• Fundido y en solución
conducen la electricidad.
> Covalente• Electrones compartidos• no-metal/no-metal• Son Moleculares (bajo
punto de ebull. y de fusión)
• ej. : CO2, Cl2