07/02/2015

1

EL ENLACE QUÍMICO

Tema 5

¿Por qué se unen los átomos?

• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad (Configuración electrónica de gas noble).

• Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

07/02/2015

2

Diagrama de energía frente a distancia interatómica

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma

en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

Enlace químico: conjunto de fuerzas quemantienen unidos a los átomos cuando formanmoléculas o cristales, así como a las fuerzasque mantienen unidas a las moléculas cuandose presentan en estado líquido o sólido

07/02/2015

3

Una primera aproximación para interpretar el enlace

• A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

Tipos de enlace

• Iónico

• Covalente

• Metálico

07/02/2015

4

Enlace iónico• El compuesto iónico se forma al reaccionar un

metal con un no metal.

Transferencia de e- de un átomo a otro.

• Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

• Se da entre elementos de menor EI (metalesgrupo IA) y elementos de Electroafinidad elevada (No metales Halógenos)

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

07/02/2015

5

Redes iónicas•Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

¿QUÉ INDICA LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO IÓNICO?.

PÁG. 110: 2

PÁG. 111: 2, 4

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

índice de coordinación.

07/02/2015

6

F− Ca2+

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

• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

– Índice de coord. para el F– = 4– Índice de coord. para el Ca2+ = 8

Propiedades compuestos iónicos

• Elevados puntos de fusión y ebullición: Relacionado con la energía de red

• Solubles en agua

• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido

• Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

07/02/2015

7

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico

Fragilidad en un cristal iónico

FUERZA

Pág. 112: 5 Mirar la diapositiva 9 hay más ejercicios

07/02/2015

8

Enlace covalenteLos compuestos

covalentes se originan por la compartición de

electrones entre átomos no metálicos .

• 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, CO2,H2O, NH4, COMPUESTOS ORGANICOS

07/02/2015

9

¿Cómo se puede formar la molécula de H2?

• ¿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?

H· + ·H → H:H

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

07/02/2015

10

Escribe la representación de Lewis

• H2O• CO2

• HCN• Ejercicio 7 página 115 (excepto apartado a)

• HClO• HClO2

• HClO3

• HClO4

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 página 115: H 3O+, NH4+, SO3

07/02/2015

11

Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?a) Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos

implicados.b) Se determina el número de electrones necesarios para

completar el octeto de todos los átomos implicados.c) Se calcula el número de electrones compartidos (b-a ).d) Se situa cada uno de los elementos alrededor del átomo central.

Generalmente, el átomo central es el átomo menoselectronegativo, en especies del tipo ABx.

e) Se dibujan los enlaces sencillos.f) Se determina el número de electrones que forman enlaces

multiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunosenlaces sencillos de los dibujados en el apartado e) deberán sermúltiples . (c-e).

g) Se calcula el número total de electrones no compartidos (a-c).h) Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada

átomo cumpla con la regla del octeto.

Estructuras de Lewis

CH4

C: 1s22s2p2 ⇒ 4e-H: 1s1 ⇒ 1e- x4= 4e-

8e-1)

2)

H2CO

C: 1s22s2p2 ⇒ 4e-H: 1s1 ⇒ 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 ⇒ 6e-

12e-1)

2)

3) e- de v. libres: 12-6= 6

4)

Escribe la estructura de Lewis del H2CO3, HNO3 (PÁGINA 115)

CH4, H2CO, SiO4-4,

07/02/2015

12

Estructuras de Lewis

Ejemplo 3: SiO 4-4

Si: 3s2p2 ⇒ 4e-O: 2s2p4 ⇒ 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.

32 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 32-8= 24

4)

Ejemplo 4: SO 2

S: 3s2p4 ⇒ 6e-O: 2s2p4 ⇒ 6e-x2 = 12+ 4 cargas neg.

18 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 18-4= 14

4)

Polaridad del enlace covalente• Enlace covalente apolar : entre átomos de

idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

• Enlace covalente polar : entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

Polaridad

07/02/2015

13

• Ejercicio 10 página 116• Ejercicio 46 página 130

Moléculas covalentes

• Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)

• Si el enlace es polar:

– Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)

– Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial-geometría molecular)

07/02/2015

14

Polaridad de las Moléculas

Polarity of bonds

H ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:

1- La polaridad de los enlaces de la molécula.

2- La geometría molecular

Polaridad de las Moléculas

CO2

Cada dipolo C-O se anulaporque la molécula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porquela molécula no es lineal.

H2O

07/02/2015

15

Polaridad de las Moléculas

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.

Ejercicio 9 página 116

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

• Moléculas covalentes (pequeñas -macromoléculas)

H2, H2O, O2, N2, CO2

• Redes covalentes:

Diamante (C) , grafito (C) , sílice (SiO2)

07/02/2015

16

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, SiO2

Propiedades compuestos covalentes

(atómicos)

• Elevados puntos de fusión y ebullición…

• Malos conductores de la electricidad

• Muy insolubles

• Muy duros y frágiles

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

Propiedades compuestos covalentes

(moleculares)

•Bajos puntos de fusión y ebullición (sólidas líquidas o gases a temperatura ambiente)

•No conducen la electricidad

•Solubles en sustancias que tengan similares fuerzas intermoleculares:

Solubles: moléculas apolares – apolares

Solubles: moléculas polares – polares.

Insolubles: moléculas apolares - polares

07/02/2015

17

Enlace metálico

• Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismoelemento metálico (baja electronegatividad).

• Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones,formándose un catión o “resto metálico ”.

• Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto deelectrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo enparticular.

• Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar deelectrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: lassustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

Propiedades sustancias metálicas• Elevados puntos de fusión y ebullición

• Insolubles en agua

• Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.

• Pueden deformarse sin romperse

(Recuerda el mercurio (Hg) es líquido a temperatura ambiente, existe una gran variedad de temperaturas de fusión)

07/02/2015

18

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma

en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

Ejercicios: 51,52,53,54,56,57,58,68 página 130

Ver cuadro resumen pág. 123

• Fuerzas entre dipolos permanentes

• Fuerzas de enlace de hidrógeno

• Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

¿Fuerzas intermoleculares?

07/02/2015

19

Fuerzas entre moléculas polares(dipolos permanentes)

HCl, HBr, HI…

-+ + -

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

H2O

NH3

07/02/2015

20

Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

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

07/02/2015

21

Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases.

Enlaces de hidrógeno

Interiorhidrófobo

Esqueletodesoxiribosa-fosfato

Enlaces de hidrógeno

Exterior hidrófilo

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenada

s

Repulsión electrostática

07/02/2015

22

Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la

molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

Entre moléculas apolares: se forman dipolos instantáneos si se aproxima dos moléculas. Estos enlaces son fáciles de romper

H2, Cl2, I2 CCl4

Radio atómico mayor más fácilmentedeformables y aparece una carga parcial

Ejercicios: 14-16 pág. 122

60, 61, 63, 64, 66, 75, 76 página 130-31