Bárbara Cánovas Conesa
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Enlace Químico
Enlace Químico
Todos los átomos forman enlaces entre ellos para formar moléculas, sólo existen dos excepciones: los gases nobles y
ciertos metales en estado de vapor.
Iónico Covalente Metálico
Fuerzas electrostáticas unen iones
con carga opuesta
Dos átomos comparten electrones Átomos metálicos se unen
quedando los electrones libres en una
estructura tridimensional
Teoría de Lewis
Capa de Valencia
Capa más externa de los átomos. Donde se
encuentran los electrones que intervienen en los enlaces
Diagrama de Puntos de Lewis
Cada punto representa un electrón de valencia
Regla del Octeto
Los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados por 8 electrones de valencia (estructura
de gas noble: máxima estabilidad)
Excepción: los elementos de transición es muy difícil que alcancen la estructura de gas noble por la gran cantidad de
electrones que hay en el orbital d. Son más estables cuando están semillenos. Para formar aniones: 1º pierden los
electrones s y 2º los electrones d
Enlace
espontáneo
Configuración electrónica
más estable
La Molécula representa un estado de menor
energía que los átomos aislados
Enlace Iónico
En el enlace iónico un átomo cede electrones y otro átomo los gana, ambos para adquirir la configuración de gas noble
(regla del octeto). Se establece entre elementos de electronegatividades muy diferentes (un metal y un no metal)
Elementos Neutros Iniciales Iones Estables formados
Na: 1s2 2s2p6 3s1 Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 Na+: 1s2 2s2p6 Cl-: 1s2 2s2p6 3s2p6
Electrovalencia ó Valencia Iónica
Es el número de electrones que se ganan o se pierden al formar un enlace iónico: Na +1 Cl - 1
En condiciones normales los iones Na+ y Cl- forman una red iónica ordenada que se extiende indefinidamente
Li Be B C N O F Ne
Na + Cl [Na]+1[Cl]-1
Fuerza Electrostática
Na + Cl
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Química _ 2º Bachillerato
Índice de Coordinación
En una red cristalina, es el número de iones que rodea a cada ión del signo contrario
NaCl IC = 6 CsCl IC = 8 CaF2 IC (Ca) = 8/IC (F) = 4
Ciclo de Born-Haber
Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) + 411 kJ/mol
Sublimación Separación de los átomos del metal Na (s) + Es Na (g) ES = 109 kJ/mol
Ionización Pérdida de un electrón Na (g) + Ei Na+ (g) + e EI = 496 kJ/mol
Disociación Rotura de la molécula del no metal 1
2 Cl (g) +
Ed
2 Cl (g) ED =
1
2·122 kJ/mol
Afinidad Captación de 1 electrón Cl (g) + e- Cl- (g) + Eaf AE = - 348 kJ/mol
Energía Desprendida = Eaf = 348 kJ/mol Energía Suministrada = ES + EI+ 1
2 ED = 727 kJ/mol
NaCl Cl
Cs
F
Ca
+ ESublimación + EIonización
+ EDisociación - EAfinidad Electrónica
Na (s) Na (g)
Cl2 (g) Cl (g)
- EReticular
NaCl+
++
++
+ +
++
+
++
-
-
--
--
-- -
--
Na+ + e- + Cl (g)
Na+ (g) + Cl- (g) Na (g) + Cl (g)
Na (g) + ½ Cl2 (g)
Na (s) + ½ Cl2 (g)
NaCl (s)
+ 496 J
+ 122 J
+ 109 J
- 348 J
- 790 J
Neto = - 411 J
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Enlace Químico
Energía Reticular: energía necesaria para separar totalmente las partículas de 1 mol de una sustancia en estado
cristalino
ER (NaCl) = - 790 kJ/mol
ER Estabilidad del Cristal
Directamente proporcional a las cargas de los iones
Inversamente proporcional a los radios atómicos
𝐸𝑅 = − 𝐾 · 𝑞 · 𝑞′
𝑅2
Energía Total Desprendida (Q) = ER - (ES + EI + 1
2 ED) = - 411 kJ/mol
𝑄 = 𝑆 + 1
2 𝐷 + 𝐸𝑖 + 𝐴𝑒 + 𝐸𝑅
Enlace Covalente
El enlace covalente se establece entre elementos electronegativos (no metales) a los que les falta electrones para
alcanzar la configuración de gas noble, por lo que ambos átomos comparten electrones.
Interacciones:
Atracción electrón – núcleo Repulsión electrón – electrón Repulsión núcleo – núcleo
Enlace Covalente Múltiple
Se comparten más de un par de electrones
Longitud de enlace Orden de enlace Energía de Enlace
Enlace
Distancia entre los núcleos de los átomos implicados en el enlace covalente
Pares de electrones compartidos
Cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes de una especie gaseosa.
Simple
Simple > Doble > Triple
1
Simple < Doble < Triple Doble 2
Triple 3
Coordinado o Dativo
El par de electrones los aporta un mismo átomo
Estructuras de Lewis para moléculas
1º. Se calculan los electrones necesarios para cumplir la regla del octeto
2º. Se calculan los electrones de valencia
1) Anión: se suman las cargas 2) Catión: se restan
Pares no enlazantes
H2O H O H
O2 O O O = O
H3O+ H – O – H + H+ H – O – H
H+
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Química _ 2º Bachillerato
3º. Se calculan los pares enlazantes y no enlazantes
4º. Se elige el átomo central
1) El que no se repita
2) Mayor nº de electrones de valencia
3) El menos electronegativo
5º. Se forman los enlaces
1) El átomo central con los más EN
2) Los más EN con el resto
3) Si quedan átomos sin unir, se unen al átomo central
6º. Si existen electrones desapareados en átomos adyacentes, se forman dobles o triples enlaces
7º. Si hay electrones libres se colocan en el átomo central
8º. Las moléculas con doble enlace presentan el fenómeno de resonancia
SO2Cl2
5 át × 8 e-= 40 e- {
S = 6 e-×1 = 6 e-
O = 6 e-×2 =12 e-
Cl = 7 e-×2 =14 e-
= 32 e- →40 e-- 32 e-= 8 e-→ 4 par enl.
32 e- - 8 e-= 24 e-→ 12 par no enl.
Carga Formal
Nos indica qué estructura de Lewis es más probable
C.F = nº e- át. aislado - nº e- no enlazantes - 1
2 nº e- enlazantes
{C : 4 – 0 -
8
2 = 0
S : 6 – 4 - 4
2 = 0
Estructuras más estables Estructuras poco probables
Moléculas Neutras : ∑ C.F =0
Iones : ∑ C.F =±q
Pequeñas C.F
A igualdad de C.F más probable C.F < 0 átomos con
EN
C.F simétricas
C.F ≥ ±2
C.F de igual signo en átomos contiguos
C.F de distinto signo en átomos muy
separados
C.F no cuadra con la EN
Resonancia
Es un fenómeno que explica las longitudes verdaderas de enlace que no coinciden con las teóricas (dobles < sencillos):
Dobles < Resonantes < Sencillos
En las estructuras resonantes (no reales) todos los enlaces tienen la misma longitud
Orden enlace promedio = (1 + 2) enlaces
2 estructuras =
3
2
Los electrones que forman el enlace doble entre N=O no tienen una posición definida, sino que están deslocalizados
Cl
O – S – O
Cl
S = C = S
N O=O NO = O
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Enlace Químico
Excepciones a la regla del Octeto
Número Impar de electrones Octeto Incompleto Octeto Expandido
Elementos del grupo II A y III A Elementos a partir del periodo 3º
(orbitales d)
Geometría Molecular
Teoría de la Repulsión entre pares de electrones de la Capa de Valencia
La geometría molecular la podemos estudiar experimentalmente midiendo el ángulo y la longitud de enlace. Sin
embargo, podemos hacer un estudio teórico mediante la TRPECV, según la cual “los pares de electrones se repelen entre sí
(más los no enlazantes): se disponen lo más alejados posible en el espacio”.
Pares de Electrones de A
Geometría Electrónica
Ángulos de enlace
Geometría Molecular
Tipo de Molécula
Geometría Molecular
Ejemplos
2 180º AX2 Lineal BeH2 BeF2
3
120º
AX3 Trigonal Plana BF3
AX2E Angular NO2-
4
109.5º
AX4 Tetraédrica NH4
+ SiF4 CCl4
AX3E Piramidal Triangular
NH3 H3O+ PCl3
AX2E2 Angular H2O F2O
AXE3 Lineal HF F2
HCl
N O=
F – B – F
Fl
F
F
F – S – F
F
\
\
F
/
F
F /
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Química _ 2º Bachillerato
Pares de Electrones de A
Geometría Electrónica
Ángulos de enlace
Geometría Molecular
Tipo de Molécula
Geometría Molecular
Ejemplos
5
90º 120º
AX5 Bipirámide
Trigonal PCl5
AX4E Balancín o Tetraedro
distorsionado SF4
AX3E2 Forma de T ClF3
AX2E3 Lineal XeF2
6
90º
AX6 Octaédrica SF6
AX5E Piramidal Cuadrada
BrF5
AX4E2 Cuadrada Plana XeF4
Los pares de electrones libres se extienden más que los pares de electrones enlazantes: la repulsión entre dos pares
libres es mayor que entre dos pares enlazantes. Las fuerzas repulsivas
Par Solitario – Par Solitario > Par Solitario – Par Enlazante > Par Enlazante – Par Enlazante
Los ángulos de enlace están condicionados por la presencia de pares de electrones no enlazantes en la molécula
109.5º 107º 104.5º
Los enlaces múltiples, al tener mayor densidad electrónica, también afectan a los ángulos de enlace
109.5º 122º 116º
180º
H
H – C – H
H
N
H
\
H/
H
OHH
H
H – C – H
H
C C=
H
HH
HH – C C – H
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Enlace Químico
En moléculas con más de un átomo central se describe la geometría de cada átomo central
Número de dominio de electrones
4 3 4
Tipo de Molécula AX4 AX3 AX4
Geometría Molecular
Tetraédrica Trigonal Plana Tetraédrica
Teoría del Enlace de Valencia
Según esta teoría, para que se forme un enlace covalente
entre dos átomos, han de solaparse un orbital atómico de uno
de los átomos con un orbital atómico del otro átomo y para que
ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo
electrón y además de espines opuestos.
Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los
átomos cuando la energía potencial del sistema ha disminuido
al mínimo (máximo solapamiento).
Según la ley de conservación de la energía, se libera energía
en forma de calor (reacción exotérmica).
Átomos separados Se acercan Se unen Si se acercaran más
EP = 0 EP EP = mínima EP >0
La covalencia es el número de electrones desapareados. No explica moléculas paramagnéticas con todos los electrones
apareados (O2).
Orbitales Híbridos
Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo, se combinan,
preparándose para la formación de un enlace covalente. Conservan las mismas características que los orbitales atómicos
sin hibridar, al tener la misma forma y energía y distinta orientación, la repulsión es mínima.
El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. Los orbitales atómicos sin
hibridar pueden ser usados por el átomo para formar otros enlaces.
Hay distintos tipos de enlace:
Enlace sigma () Enlace pi () Enlace Sencillo
Enlace covalente Enlace covalente
Solapamiento frontal Solapamiento lateral Enlace Doble
Densidad electrónica concentrada sobre los núcleos
Densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los
núcleos
+
Enlace Triple
+ +
H
H – C
H
C
O=
H
C – H
H
C
H
HH
C
O=
C
H
HH
=+
s s
=+
p s =+
p ½ p
½
Mecánica Cuántica
Máxima Probabilidad de
encontrar los electrones
del enlace
Orbitales con 1 electrón
desapareado.
Los átomos se aproximan uno al otro
Área de
Solapamiento
Se produce el enlace
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Química _ 2º Bachillerato
Orbitales Atómicos Orbitales Híbridos
Nº orbitales híbridos
Forma Ángulo
1 s + 3 p sp3 4 Tetraedro 109.5º
1 s + 2 p sp2 3 Plana 120º
1s + 1 p sp 2 Lineal 180º
1 s + 3 p + 1d sp3d 5 Bipirámide Trigonal 90º
120º
1 s + 3 p + 2 d sp3d2 6 Octaedro
(Octeto Expandido) 90º
Enlaces Dobles (sp2) Enlaces Triples (sp)
Polaridad de las Moléculas
Cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace polar, se produce una separación de
cargas y, por tanto, un dipolo: las cargas negativas están desplazadas hacia el elemento más electronegativo. Cuanto mayor
sea la diferencia de electronegatividad, mayor carácter iónico tendrá el enlace y por tanto, mayor polaridad tendrá el
enlace.
≠ EN { > 1.7 → Iónico < 1 → Covalente
Compuesto Iónico
Covalente Polar
Mayor densidad electrónica alrededor del elementos más EN
Covalente Apolar
Igual densidad electrónica
CC
H
H
H
H
116,6º
121,7º
CC HH
180º
Na Cl
-+ ++
-
H Cl
+-
+ -
Cl
-
+-
Cl
-
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Enlace Químico
Momento Dipolar
Es una magnitud vectorial con origen en el átomo menos electronegativo. Simboliza el desplazamiento de la densidad
electrónica hacia dicho átomo, creándose cargas parciales (δ). Es una medida cuantitativa de la polaridad de un enlace:
μ = q · R > 0 (1 debye D = 3.336·10-30 C·m)
El momento dipolar de la molécula completa es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces individuales.
Sirve para distinguir entre isómeros estructurales
H2O
Lineal Apolar Angular Polar
μ = 0
μ 0
Moléculas Apolares con enlaces Polares
Distribuciones muy simétricas (Lineal, Trigonal plana, Tetraédrica, Bipirámide Trigonal y Octaédrica)
Cuando los átomos X unidos a un átomo central sean idénticos: se anulan los dipolos de enlace
Si en el metano (CH4: APOLAR) sustituimos un hidrógeno por un clorol: CH3Cl (POLAR)
Fuerzas Intermoleculares
El estado en el que se encuentra una sustancia a una temperatura y presión determinadas, depende de la energía
cinética de las partículas (repulsiva) y de las fuerzas de atracción entre las moléculas.
Las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces (fuerzas intramoleculares).
Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas muy débiles. Aumentan con el volumen molecular
1. DE ORIENTACIÓN O DIPOLO-DIPOLO (entre dipolos permanentes: moléculas polares)
: Fuerzas dipolo-dipolo : Punto de Ebullición
2. DE INDUCCIÓN (entre un dipolo permanente y uno inducido)
3. DE DISPERSIÓN Ó FUERZAS LONDON (entre dipolos inducidos). Están presentes en
todas las sustancias
La polarizabilidad es la facilidad con la que la distribución de carga de un
ión o una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico, formándose un dipolo
inducido. Depende de:
nº electrones : masa molar : polarizabilidad
Forma molecular
Fuerzas Ión-Dipolo
Es una fuerza intermolecular que se da cuando los iones de una sustancia interactúan con los dipolos de una molécula
covalente polar. Depende por un lado de la carga y el tamaño del ión, y por otro lado del tamaño y de la magnitud del
momento dipolar de la molécula polar. En estas moléculas polares se suman a las fuerzas de dispersión.
H - O - H+ + O
HH
B
F
F
F
+
-
+
-
+
+
-
+ - +-
+
-
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0 Química _ 2º Bachillerato
Enlaces o Puentes de Hidrógeno
Es una unión electrostática (dipolo-dipolo) entre un átomo de hidrógeno (N-HO-HF-H
) y un átomo electronegativo (NOF
). De
todas las fuerzas intermoleculares es la más energética. Es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo, puede ser
intermolecular o puede darse también dentro de una misma molécula, llamándose en este caso puente de hidrógeno
intramolecular (biomoléculas).
Se suma a las fuerzas de dispersión. Su gran fortaleza es debida a:
La gran electronegatividad del átomo al que está unido el hidrógeno ocasiona que el enlace con éste sea muy
polar, teniendo un elevado momento dipolar
El pequeño tamaño que tiene el átomo de hidrógeno permite que la longitud del enlace (distancia dipolo-dipolo)
sea muy pequeña.
Enlace Metálico
El enlace metálico se da entre elementos metálicos, tienen baja energía de ionización, lo que les permite ceder
fácilmente electrones. Además, tienen orbitales de valencia vacíos (orbitales d) lo que quiere decir que los electrones se
mueven con facilidad, confiriéndoles a estos elementos la capacidad de conducir la electricidad.
Forman redes metálicas con un índice de coordinación elevado, lo que les confiere una gran densidad
Modelo de la Nube Electrónica
Es el modelo más sencillo:
1. Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente.
2. Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del
tamaño de los cationes del metal.
3. Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red
cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando
la carga positiva.
4. El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no
puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.
El modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube
electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la
conductividad eléctrica de los metales.
Teoría de Bandas
La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los orbitales moleculares. Se considera
el enlace metálico como un caso extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de
forma conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares
con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan lo que se franja de denomina una
“banda de energía”.
Gran nº de OM con pequeña diferencia energética forman un conjunto OM banda de energía
(H2O)2
O
H
H
O
H
H
n OM
n OA
Átomos
aislados
Átomos en el cristal
E
+
+
- ---
+
++
++
-
--
--
-
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1 Enlace Químico
Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas
que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los
electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se
llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.
Banda de Valencia donde están los electrones. Requieren muy poca energía para promocionarse a niveles superiores
Banda de Conducción vacía, superior a la anterior
Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las sustancias conductoras sino también de
las semiconductoras y las aislantes.
En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción
que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir,
que los electrones están casi libres pudiendo conducir la corriente eléctrica.
En los semiconductores y en los aislantes, la banda de valencia no se solapa con la de conducción. Hay una zona
intermedia llamada banda prohibida.
En los semiconductores, como el Silicio o el Germanio, la anchura de la banda prohibida no es muy grande y los
electrones con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción, por esa razón, los semiconductores
conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es tan ancha que ningún
electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre vacía.
Conductores (metales) Aislantes Semiconductores
Banda de valencia parcialmente
desocupada
Banda de conducción solapada
con la primera
Los electrones de la capa de
valencia no pueden pasar a la capa
de conducción
La diferencia de energía entre
ambas bandas no es elevada.
Los electrones pueden pasar a la
capa de conducción (: Tª)
Huecos positivos que contribuyen
a la conducción eléctrica
3s
3p
Na Mg
Banda de
Conducción
Banda de
Valencia
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Conductor
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Aislante
Banda
ProhibidaE
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Semiconductor
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Conductor
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Aislante
Banda
ProhibidaE
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Semiconductor
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Conductor
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Aislante
Banda
ProhibidaE
Banda de
Valencia
Banda de
Conducción
Semiconductor
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2 Química _ 2º Bachillerato
Sustancias Iónicas
Propiedades Interpretación
Sólidos a Tª ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición
Existe fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha energía para romper la red cristalina
Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menor tamaño (duros y qebradizos)
Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan enfrentados los de igual carga, repeliéndose
En general, se disuelven en H2O y disolventes polares
Las moléculas de H2O pueden atraer y separar los iones deshaciendo la red iónica
No coducen la corriente eléctrica en esta sólido, pero sí en estado líquido o en disolución
Los iones están localizados en la red, pero al pasar al estado líquido adquieren movilidad, lo que posibilita el paso de la corriente eléctrica
Sustancias Covalentes
Covalentes Moleculares (H2, Br2, H2O, NH3, moléculas orgánicas)
Propiedades Interpretación
Bajos puntos de fusión y ebullición La fuerza del enlace entre átomos es grande, pero la fuerza que mantiene unidas las moléculas es débil
No se disuelven en H2O En su estructura no hay iones capaces de ser atraídos por las moléculas de H2O
No conducen la corriente eléctrica (algunas lo hacen débilmente)
No existen cargas eléctricas en su estructura (algunas veces se forman cargas al reaccionar con el H2O)
Redes Covalentes [Diamante (C), Cuarzo (SiO2), Si2C, BN]
A Tª ambiente son sólidos muy duros con alto punto de fusión El enlace entre los átomos es muy fuerte, por lo que se necesita mucha
energía para romper la red metálica. Poco solubes en cualquier tipo de disolvente
No conducen la corriente eléctrica (salvo el grafito)
No existen cargas eléctricas en su estructura
Sustancias Metálicas
Propiedades Interpretación
Sólidos a Tª ambiente Se necesita bastante energía para romper la red cristalina metálica
Conducen la corriente eléctrica como sólidos y como líquidos
Los e- de la capa exterior se desplazan en el interior del metal
Son deformables Al deformarlos no hay repulsión entre cargas y no se fracturan