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EL ENLACE QUÍMICO

LOS ENLACES QUÍMICOS SON LAS FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS A LOS ÁTOMOS EN UNA MOLÉCULA O A LOS IONES EN LOS CRISTALES.

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

1. Enlaces entre átomos• Enlace Iónico• Enlace covalente• Enlace metálico

2. Enlaces intermoleculares• Enlace de puentes de hidrógeno• Fuerzas de Van der Waals.

Estructura de Lewis

• Pepresentación de los electrones de valencia de cada átomo por puntos o x, rodeando al símbolo del elemento.

• Por ejemplo: H· · Ca· :C:

Regla del octeto

• Se logra cuando un átomo metálico pierde una cantidad de electrones para adquirir una configuración estable, o sea, queda con ocho electrones en el nivel más externo.

• Los no metales ganan una cantidad de electrones para completar ocho en su nivel más externo.

1.1. El enlace iónico

• Llamado también enlace electrovalente.• Se produce por las transferencia de

electrones de un átomo a otro.• Tanto el átomo que recibe como el que

entrega electrones, adquiere configuración de gas noble.

1.2. Enlace covalente

• En este tipo de enlace debe compartir para adquirir una configuración estable.

ENLACE QUIMICO

•Enlace iónico•Enlace covalente•Estructuras de Lewis•Geometría molecular•Polaridad de las moléculas•Uniones Intermoleculares

ENLACE QUÍMICO

• Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.

• O2 diatómica• SO2 triatómica• NH3 tetraatómica

ELECTRONEGATIVIDAD

• Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.

• Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw1.3

Elemento menos electronegativo

electronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

Cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo.

ENLACE IÓNICO

Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl- se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

ENLACE IÓNICO

MET ALES NOMET ALES

FORMULAGENERAL

IONESPRESENTES EJEMPLO P.F. (ºC)

I AII AIII A

+++

VII AVII AVII A

→→→

MXMX 2MX 3

(M +; X-)(M 2+; 2X-)(M 3+; X -)

LiBrMgCl2GaF3

547708800 (subl)

I AII AIII A

+++

VI AVI AVI A

→→→

M 2XMXM 2X3

(2M +; X-2)(M 2+; X -2)(2M 3+; 3X-2)

Li2OCaOAl2O 3

>170026802045

I AII AIII A

+++

V AV AV A

→→→

M 3XM 3X2MX

(3M +; X-3)(3M 2+; 2X-3)(M 3+; X -3)

Li3NCa3P2AlP

843≈1600

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.

ENLACE COVALENTE

• Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente.

• El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

• Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H2

Enlace covalente H-H

Clasificación de los EnlacesCovalentes

• Enlaces covalentes puros• Enlaces covalentes polares

• Enlaces covalentes purosCuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.

Clasificación del Enlace Covalente

Según número de electrones que participen en el enlace:

ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X

ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X

ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X

Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en:

• Enlace Covalente Polar

• Enlace covalente Apolar

Rango de Electronegatividad:

• 1,7 > Dif. Electroneg. > 0

Enlace Polar

• Diferencia de electronegatividad = 0

Enlace Covalente Apolar

• Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace sigma σ Enlace sigma

Enlace Covalente Polar

• Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H2O

• HEN= 2,1 ClEN=2,9

H. + .Cl: Hδ+ :Cl: δ-. .. .

. .

. .

ENLACE COVALENTE COORDINADO

Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos.

Consiste en la compartición de un par de electrones, proveniente del mismo átomo.

Ejemplo: O

H O S O H

O

Regla del Octeto

• Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 é en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 é.

REGLA DEL DUETO•Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto.

•La regla del dueto consiste en que el H2, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones.

ENLACE QUIMICO

• Enlaces químicos.• Las fuerzas de atracción que mantiene

juntos a,los átomos en una• Enlaces Iónicos• Involucra transferencia de electrones• Enlaces covalentes• Involucra la compartición de electrones

ENLACE QUIMICO

IONES• Los metales pierden sus electrones valencia

para formar cationes:• La pérdida de electrones se denomina

oxidacion.

• Na . Na+ + e- sodio• Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio

: Al . Al 3+ + 3 e- aluminio

Formacion de aniones

• Los no-metales ganan electrones paraalcanzar la configuración de un gas noble y forman aniones:

• Proceso denominado reducción.

• : Cl . + e- : Cl : - cloruro

: O : + 2e- : O : 2- oxide

• :N . + 3e- : N : 3- nitruro

.. :

:

..

::

:: :

:

Compuestos Ionicos

• Regla del Octeto:• Cuando se forman enlaces iónicos los

metales pierden electrones valencia de manera que su figuración más externallega a ser la de un gas noble, con 8 electrones..

• Los no metales ganan electronesalcanzando la configuración del gas noble más cercano y usualmente con 8 electrones en su capa externa.

Enlace Iónico

• Las cargas + son atraídas por lascargas - .

• Aniones negativos son atraídos porcationes positivos.

• El resultado es un enlace iónico.• Se forma una red cristalina

tridimensional de aniones y cationes.

Insert figures 8.2, 8.3, 8.4

La estructura de la sal

Cloruro de Sodio

Conservación de la electroneutralidad

• Cuando los iones se combinan la electroneutralidad debe ser conservada. En la formación de cloruro de magnesio,

• 2 iones Cl- deben balancear a un ión a Mg2+:

• Mg2+ + 2 Cl- MgCl2• En la formación de nitruro de magnesio,• 3 Mg2+ se balancean con 2 N3- ions:• 3 Mg2+ + 2N3- Mg3N2

Propiedades de los compuestosionicos

• Unidades tridimensionales extendidas.• Elevados puntos de fusión y de

ebullición.• Tienen brillo• Fundidos o soluciones acuosas,

conducen la electricidad.

Compuestos iónicos en solución

• Los compuestos iónicos se disuelvenen agua y se disocian para formar ionessolvatados:

• NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac) • La solución resultante conduce la

electricidad y se denomina electrolito.

H2O

Compuestos moleculares(covalentes)

• Estructuras de Lewis para un compuesto molecular. Los electrones son compartidos:

• H2, .H + H H:H

Cl2 Cl. ::.

+ Cl

::

: .: :Cl:Cl:

: :::

Regla del OctetoLos átomostienden a perder o ganar electronesde manera de completar 8 electrones en suúltima capa. (excepto aquellosque estancontinuos al He)

Moleculas diatómicas• Los pares de electrones pueden

representarse por un trazo: • H:H H-H• Elementos diatómicos como H2, Cl2, N2

poseen enlaces covalente apolares.

Nitrogeno• En la molécula de N2, 2 átomos de nitrogeno

comparten electrones:• :N:N:• Esta estructura no es correcta porque no se

cumple la regla del octeto. Electrones no enlazantes son movidos entre los átomospara ser compartidos:

•• Se forma así un triple enlace covalente.

..

.

.

N N

Enlaces Covalentes

• Enlace simple: 2 electrones compartidos• Enlace doble : 4 electrones compartidos.• Enlace triple:6 electrones compartidos.

Otras estructuras de Lewis• Los pares de electrones enlazantes

pueden ser representados por una línea.

• HCl H . .+ Cl::

:

H:Cl:: := H-Cl:

::

H2O

H.

H

.

. O::

.

. .H:O:

:

::

H= H-O:

H

: :

+

Electronegatividad

• Electronegatividad se define como la habilidad de un átomo para atraerelectrones comprometidos en un enlace químico.

• Los elementos más electronegativostienen atracción mayor sobre loselectrones.

Insert Figure 8.6

Electronegatividadesde Elementos

Electronegatividad• Los átomos ubicados en el extremo superior

derecho de la tabla periódica tienen laselectronegatividades mayores.

• El fluor, F es el más electronegativo de loselementos, con valor 4.

• Cs es el menos electronegativo 0,7.• Cl es 3.0 H es 2.1 S es 2.5• O es 3.5 Na es 0.9 Br es 2.8• C es 2.5 N es 3.0 I es 2.5

Enlace Covalente

• Clasificar un enlace covalente comopolar o apolar.

• Los enlaces polares son consecuenciade una compartición desigual de electrones.

• La compartición desigual resultacuando hay una diferencia de electronegatividades entre los átomos.

• Así– H-H es apolar puesto que H & H tienen la

misma electronegatividad– Cl-Cl es apolar pues Cl & Cl tienen la

misma EN.– H-Cl es polar pues H & Cl tienen

diferentes EN. ( H = 2.1, Cl = 3.0 )

Apolar y polar

Representación de enlaces polares

• H-Cl:

::

El + en la flecha esta sobre el elemento menos electronegativo. La punta de la flecha sobre el más electronegativo.

H-Cl:

::

δ+ δ−O:

δ+ esta sobre el átomo menos electronegativo y δ- sobre el más electronegativo.

Insert fig 8.8

Ac cvlorhídrico HCl

Molécula Polar

Apolar, Polar, Iónico• Existe una transición continua entre enlaces

covalente apolar hasta enlaces iónicos. • En los enlaces apolares no existe diferencia

de electronegatividad entre los átomos.• En los enlaces iónicos existe una gran

diferencia de EN entre los átomos. • (ΔEN>1.7)• Los enlaces covalentes polares tienen una

diferencia de electronagatividad intermediaentre los átomos.

Insert graphic at top of page 223

El caracter iónico aumenta con la diferencia de electronegatividad.

Comparación y contraste entre enlaces iónicos y covalentes.

> Enlace iónico• Intercambio de

electrones• metal/no-metal• Forman cristales• Elevados puntos de

fusión y de ebullición.• Tienen brillo• Ejemplo: NaCl• Fundido y en solución

conducen la electricidad.

> Covalente• Electrones compartidos• no-metal/no-metal• Son Moleculares (bajo

punto de ebull. y de fusión)

• ej. : CO2, Cl2