QUIMICO JAVIER DE LUCAS. Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre...

QUIMICOJAVIER DE LUCAS

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 porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados

Estabilidad en un átomo Los átomos buscan su

máxima estabilidad adoptando un a 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).

Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

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.

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 iónicoPaquete

Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio)

Se forma unaestructuracristalinatridimensionalen dondetodos losenlaces sonigualmentefuertes.

Propiedades de los compuestos iónicos

Dureza

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”.

Enlace covalenteCovalentBonding.exe

Enlace covalente

Puede ser:

Covalente simple: Se comparten una pareja de electrones.

Covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones.

Covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones.

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 Se da entre dos átomos iguales. 2 H · (H · + x H) H ·x H ; H–H H2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl: :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: Cl2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · x ·x

2 :O· :O· + xO: :O·xO: ; :O=O: O2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · x ·x

2 :N· :N· + xN: :N·xN: ; :NN: N2

· · x ·x

Enl. covalente simple

Enl. covalente triple

Enl. covalente doble

Enlace covalente puro

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

Aplicación

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 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

–+

–+

–+

+–

–+

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

++

+

Compuestos covalentes atómicos.

Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos.

EjemplosEjemplos:: SiO2, C

(diamante), C (grafito)

ESTRUCTURA DEL GRAFITO

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 (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e– de cada átomo).

Enlace metálico Se da entre átomos metálicos.

Todos tienden a ceder e– .

Los cationes forman una estructura cristalina, y los e–

ocupan los intersticios que 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.

Empaquetamiento de cationes metálicos.

presión

Propiedades de los compuestos metálicos.

Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto)

Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.

Muy buenos conductores en estado sólido.

Son dúctiles y maleables (no frágiles).

Fuerzas intermolecularesFuerzas de dispersión

Enlace de hidrógeno

Atracción dipolo-dipolo

Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)

FIN