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ENLACE QUÍMICO

Contenidos

Concepto y clasificación1

Regla del octeto2

Enlace iónico3

Enlace Covalente4

Químicawww.raulher.wordpress.com 2

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1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante. ¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?…

2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?

4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

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.

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

Estructuras de Lewis

En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomosse combinan para generar una configuración

electrónica más estable.La máxima estabilidad resulta cuando un

átomoes isoelectrónico con un gas noble.

Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente.

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.

Estructuras de Lewis1

Excepciones a regla del octeto2

Fuerzas dipolo-dipolo3

Fuerzas de dispersion4

Puente de hidrógeno5

Amoníaco

C OOC OO xx

Enlace covalente doble

Dióxido de Carbono

N NN Nxxxxx

Enlace covalente triple

Nitrógeno

COH OH

OCOH OH

Ácido Carbónico

COH O-

Bicarbonato y Carbonato

OH OH+2

Ácido Sulfúrico

Excepciones a Regla del Octeto

número par de e-

Molécula con menos de

molécula conmás de 8e-

Regla del Octeto

Excepciones a la

Número Impar de Electrones

En la mayor parte de las moléculas, el número de electrones es par y es posible el apareamiento de los spines de los electrones.

No obstante, algunas moléculas como NONO contiene 5 + 6 electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos.

Menos de ocho electrones

Una segunda excepción se presenta cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo de una molécula o de un ion.

Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio.

La tercera y más grande clase de excepciones consiste en las moléculas en que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl5

Algunos ejemplos…

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octetoMetales: baja electronegatividad, baja

energía de ionización. Tienden a soltar electrones.

No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones

Según el tipo de átomos que se unen:

Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones)

No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones

Metal – Metal: ambos ceden electrones

“Molécula” de NaCl

“Diagramas de Lewis”

“Molécula” de MgF2

Moléculas de H2 y O2

Moléculas de N2 y CO2

Tipos de enlace

IónicoMetálicoCovalente

Enlace iónico

El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal.

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

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

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

Redes iónicas

NaCl CsCl

Propiedades compuestos iónicos

Elevados puntos de fusión y ebulliciónSolubles en aguaNo conducen la electricidad en estado

sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis)

Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento 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 de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

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

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

Propiedades sustancias metálicas

Elevados puntos de fusión y ebulliciónInsolubles en aguaConducen la electricidad incluso en estado

sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.

Pueden deformarse sin romperse

Diferentes tipos de enlace covalente

Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple

Polaridad del enlace: Apolar Polar

Enlace covalente dativo o coordinado

Enlace covalente normal

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

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-)

Enlace covalente dativo o coordinadoCuando 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)

Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)

Molécula de SO: enlace covalente doble

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

Redes covalentesMoléculas covalentes (pequeñas -

macromoléculas)

Redes covalentes

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

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)

Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ- no coincide con el centro geométrico de δ+

Moléculas covalentes apolares: el centro geométrico de δ- coincide con el centro geométrico de δ+

En el COEn el CO22 existen enlaces covalentes polares y, sin existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la embargo, la molécula covalente no es polarmolécula covalente no es polar. Esto . Esto es debido a que la molécula presenta una es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O.dipolos de los enlaces C-O.

O O ─ ─ C C ─ ─ OOδ+δ- δ-

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)No conducen la electricidad

Solubles: moléculas apolares – apolaresInsolubles: moléculas polares - polaresBajos puntos de fusión y ebullición…¿Fuerzas intermoleculares?

Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals

Fuerzas entre dipolos permanentesFuerzas de enlace de hidrógenoFuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas

de London)

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

Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

Enlace de hidrógeno

Este tipo de enlace es el responsable de Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y la existencia del agua en estado líquido y sólido.sólido.

Estructura del hielo y del agua líquidaEstructura del hielo y del agua líquida

Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases.

Enlaces de hidrógeno

Interiorhidrófobo

Esqueleto desoxiribosa-fosfatoEnlaces de

hidrógeno

Exterior hidrófilo

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenada

Repulsión electrostática

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.

Enlaces y Moléculas

11Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes.

22Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces.

Tipos de Enlace

Hay dos tipos principales de enlaces: iónico y covalente.

Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones

Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.

Formación de un Cristal

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

Aumento en la diferencia de electronegatividad

0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar

Clasificación de enlaces

Enlace Iónico

EnlaceEnlaceIónicoIónico

Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

IonesIoneslibreslibres

Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

El sodio le transfiere un electrón al cloro por lo que éste queda con carga negativa.

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Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes:

Esta perdida de electrones se llama oxidación.

Na . Na+ + e- sodioMg: Mg2+ + 2 e- magnesio : Al . Al 3+ + 3 e- aluminio

Formación de Aniones

Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble:

Este proceso se llama reducción.: Cl . + e- : Cl : -

: O : + 2e- : O : 2- oxido

:N . + 3e- : N : 3- nitruro

Ejemplo de enlace iónico

Importancia de los iones

Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales.

El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales.

ClCl–– (anión) (anión)KK+ + ((catióncatión))

Impulso Nervioso

Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso.

Impulso nervioso

En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga negativa.

Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de la membrana y el interior celular.

Bomba de sodio/potasio

Esta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+)

La bomba de Na+/K+ gasta ATP. Expulsa tres iones de sodio que se encontraban en el interior de la neurona e introduce dos iones de potasio que se encontraban en el exterior. Los iones sodio no pueden volver a entrar en la neurona, debido a que la membrana es impermeable al sodio.

Gasto de ATP

Función del calcio

Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.

Molécula de clorofila

El ion magnesio (Mg+2) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

Enlace Covalente

Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos.

Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo.

En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos.

En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un

núcleo y el resto alrededor del otro.

Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y

neutralizan la carga nuclear.

Regla del octeto

Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C,

N, O, y F.

FF :: FF:: ::........

Al formar compuestos, los átomos ganan, Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir pierden, o comparten electrones para producir

una configuración electrónica estable una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.caracterizada por 8 electrones de valencia.

ejemplo

CC .... ....

FF::........ ..

Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)

la estructura de Lewis para CFla estructura de Lewis para CF44 queda así: queda así:

:: FF::........CC

:: FF::........

:: FF::........:: FF::

Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.

ejemplo

Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir:

:: FF ::........CC

:: FF ::........

:: FF ::........:: FF ::

............:: ::

comocomo

Ejemplos inorgánicos

CC:: :: ::OO....

::OO....

:: :: CC ::OO....

OO....

:: :: ::NN::CC::HH ::NNCCHH

Dióxido de carbonoDióxido de carbono

Cianuro de hidrógenoCianuro de hidrógeno

Ejemplos orgánicos

EtilenoEtileno

AcetilenoAcetileno:: :: ::CC::CC::HH HH CCCCHH HH

CC:: ::CC....

HH :: ::....

HHHHHH

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de atraer electrones habilidad de un elemento de atraer electrones

cuando esta enlazado a otro elemento.cuando esta enlazado a otro elemento.

Un elemento electronegativo atrae electrones.Un elemento electropositivo libera electrones.

Escala de electronegatividad

Li Be B C N O F

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.

La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo.

Generalización

Entre más grande sea la diferencia de Electronegatividad entre dos átomos enlazados;

más polar es el enlace.

Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad

H—HH—H :: NN NN::FF::........FF::

Generalización

Entre más grande la diferencia en electronegatividadentre dos átomos; más polar es el enlace.

Los enlaces polares conectan átomosLos enlaces polares conectan átomosde diferente electronegatividadde diferente electronegatividad

:: OO CCFF::

....HH

OO........HH

HH OO::.... ....

····

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad Cl 3.0

Electronegatividad Na 0.9

Diferencia 2.1

% de carácter iónico

Según la tabla periódica 67%

Porcentaje de carácter iónico

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad F 4.0

Electronegatividad Mg 1.2

Diferencia 2.8

Según la tabla periódica 86%

22( )Mg F : :····

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad Cl 3.5

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 1.4

Según la tabla periódica 39

Carácter covalente = 100 – 39% = 61%

Enlace covalente polar

Porcentaje de carácter covalente

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 0

Según la tabla periódica 0

Carácter covalente = 100 – 0% = 100%

Enlace covalente puro o no polar

Enlace covalente dativo

Fuerzas intermoleculares

ares Las fuerzas intermoleculares

son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula.

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Clasificación

Fuerzas IntermolecularesFuerzas Intermoleculares

Fuerzas electromagnéticas

Dipolo-Dipolo-dipolodipolo

DispersiónDispersión P.hidrP.hidrógenoógeno

Dipolo-Dipolo

Son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes.

Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:

(+)(-) (+)(-) H-Cl----H-Cl (-)(+)

(-)(+) Cl-H----Cl-H

Fuerzas de Dispersión o London

Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas no polares.

Son más intensas en las moléculas no polares más grandes que en las pequeñas.

Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2.

Puente de hidrógeno

Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.

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