ENLACE QUIMICO

Q.F. JAVIER MARTINEZ

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.

Estabilidad en un átomo.• Adoptan una 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).

Tipos de enlaces

• Iónico: unen iones entre sí.

• Atómicos: unen átomos neutros entre sí.– Covalente– Metálico

• Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

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.

NOMENCLATURA

• IONES NEGATIVOS: NOMBRE DEL ATOMO TERMINACION -URO

• ION OXIGENO SE LLAMA OXIDO

• IONES POSITIVOS: NOMBRE DEL ATOMO (1 SOLA VALENCIA)

• -ICO Y -OSO (DOS VALENCIAS)

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–

ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

2 Na + Cl2 → 2 NaCl

Na + Cl → Na+ Cl -

2 Na + S → Na2S

Na + Na + S → (Na+ )2 S -

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

Propiedades de los compuestos iónicos

• Duros.

• Punto de fusión y ebullición altos.

• Sólo solubles en disolventes polares.

• Conductores en estado disuelto o fundido.

• Frágiles.

Solubilidad de iones en

disolventes polares

Fragilidad

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”.

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 ·

·· ·· · ·

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.

Enlace covalente puro

• 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.

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· + x Cl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

• · · x ·x 2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

• · · x ·x 2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2

· · x ·x

Enl. covalente simple

Enl. covalente triple

Enl. covalente doble

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 “δ–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+”.

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 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

δ–δ+

–+

δ–δ+

δ+δ–

δ–δ+

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

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

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

a) A Z = 6 2-4

B Z = 9 2-7

C Z = 13 2-8-3

D Z = 19 2-8-8-1

b) No metal

No metal

Metal

Metal

c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)

UTILIDAD DE LA TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES

• PREDECIR EL TIPO DE ENLACE EN LOS COMPUESTOS.

• CUANTO MAYOR DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD EXISTA ENTRE DOS ÁTOMOS CUALESQUIERA, ES MÁS PROBABLE QUE LOS ELECTRONES SEAN TRANSFERIDOS DEL UNO AL OTRO.

• Y SI LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES ES MUY PEQUEÑA, SE DEBE FORMAR UN ENLACE COVALENTE, PUESTO QUE NINGUNO DE LOS ÁTOMOS PUEDE TOMAR ELECTRONES DEL OTRO.

• Ca – F 4.0 – 1.0 = 3.0 ESENCIALMENTE IÓNICO

• C – Cl 3.0 – 2.5 = 0.5 ESENCIALMENTE COVALENTE

Ejemplo:Ejemplo: a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los valores de

electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–ClElemento F O Cl N C S HElectronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1

• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F

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

++

+

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

Enlace metálico• Lo forman los metales. Lo forman los metales. • Es un enlace bastante fuerte. Es un enlace bastante fuerte. • Los átomos de los metales con pocos eLos átomos de los metales con pocos e−− en su en su

última capa no forman enlaces covalentes, ya que última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. estructura de gas noble.

• Se comparten los eSe comparten los e−− de valencia colectivamente. de valencia colectivamente.• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de

iones positivos, empaquetados ordenadamente, iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.de coordinación.

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–.

• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

Propiedades de los compuestos metálicos (cont.).

• 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 un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

Maleabilidad de un metal

© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

presión

Enlaces intermoleculares• Enlace o puente de Hidrógeno.Enlace o puente de Hidrógeno.

– Es relativamente fuerte y precisa de:– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e–

del otro átomo.

– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.• Fuerzas de Van der Waals.Fuerzas de Van der Waals.

– Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.

– Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles.

Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)

Fuerzas intermolecularesFuerzas de dispersión

Atracción dipolo-dipolo

• 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.