El enlace qumico Unidad 6 2 Contenidos 1

El enlace químico. Unidad 6.

2 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.

3 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 compuestos iónicos, covalentes y metálicos.

4 Enlace químico n n n 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.

5 Diagrama de energía en la formación de una molécula de H 2

6 Estabilidad en un átomo. n n n Generalmente, los a´tomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s 2 o n s 2 p 6). 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).

7 Tipos de enlaces n n Iónico: unen iones entre sí. Atómicos: unen átomos neutros entre sí. – Covalente – Metálico n Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

8 Enlace iónico n n n 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.

9 Reacciones de ionización n n n Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e– Mn+ Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e– Nn– Ejemplos: Metales: Na – 1 e– Na+ Ca – 2 e– Ca 2+ Fe – 3 e– Fe 3+ No-metales: Cl + 1 e– Cl– O + 2 e– O 2–

10 Enlace iónico (cont) n n n En enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina. Ejemplo: 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.

Ejemplo: Escribir las reacciones de n n n ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio. Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– Al 3+ (2) O + 2 e– O 2– 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 Al 3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e– 3 O 2– Sumando: 2 Al + 3 O 2 Al 3++ 3 O 2– La fórmula empírica será Al 2 O 3 11

12 Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio) n Se forma una estructura cristalina tridimensional en donde todos los enlaces son igualmente fuertes.

13 Propiedades de los compuestos iónicos n n n Duros. Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o fundido. Frágiles.

14 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad

15 Enlace covalente n n n 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”.

16 Estructura de Lewis. n Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia. n Ejemplos: n Grupo: 17 16 15 14 n Átomo: Cl O N C n Nº e– val. 7 6 5 4 n · · ·· : Cl · ·· · : O· ·· · : N· · ·C·

17 Enlace covalente. n n n 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.

18 Tipos de enlace covalente. n Enlace covalente puro – Se da entre dos átomos iguales. n Enlace covalente polar – Se da entre dos átomos distintos. – Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.

19 Ejemplos de enlace covalente puro. n Se da entre dos átomos iguales. Enl. covalente simple n n n Fórmula 2 H · (H · + x H) H ·x H ; H–H H 2 ·· ·· 2 : Cl · : Cl· + x. Cl: : Cl·x. Cl: ; : Cl–Cl: Cl 2 ·· ·· Enl. covalente doble n · 2 : O· ·· · x ·x : O· + x. O: : O·x. O: ; ·· ·· n · 2 : N· · triple · x Enl. covalente ·x : N· + x. N: : N·x. N: ; : N N: · x ·x : O=O: ·· ·· O 2 N 2

20 Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos). n n 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 “ +”.

22 Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S. n n n 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: Si. S 2

Cuestión de Selectividad (Septiembre 97) 23 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. Z a) Nº e– valencia metal A 6 4 No-metal B 9 7 No-metal C 13 3 Metal D 19 1 Metal c) DB < CB 3 < AB 4 < B 2 b) Metal/No-

26 Enlace covalente coordinado. n n 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–. n Ejemplo: n ·· ·· Hx ·O ·x H + H+ H–O–H ·· H + H 3 O + + +

27 Compuestos covalentes atómicos. n n n Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. Ejemplos: Si. O 2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO

28 Propiedades de los compuestos covalentes n Moleculares n 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. n n n Atómicos n Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes. No conductores (el n n grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo).

29 Enlace metálico. n n Se da entre átomos metálicos. Todos tienden a ceder e–. Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios 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.

30 Empaquetamiento de cationes metálicos.

31 Propiedades de los compuestos metálicos. n n Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales presión formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles).

32 Fuerzas intermoleculares n Enlace (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. n Fuerzas de Van der Waals: – Fuerzas de dispersión (London) – Atracción dipolo-dipolo

33 Fuerzas intermoleculares (cont. ) n 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. n Atracción dipolo-dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos permanentes la unión es más fuerte.

34 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo

35 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)