ENLACE QUÍMICO

2012

1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 fEnergí

a

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½

Enlaces 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

Una primera aproximación para interpretar el enlace

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

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.

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Red cúbica centrada en el cuerpo

Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica

Red de la fluorita CaF2

Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones

Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima

IC 8

IC 8:4

IC 6

IC 4

Propiedades compuestos iónicos

Elevados puntos de fusión y ebullición

Solubles en agua

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido

Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polarDisolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Enlace metálico

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

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Orbitales desocupados

Las redes cristalinas metálicas más comunes son:

Propiedades sustancias metálicas

Elevados puntos de fusión y ebullición

Insolubles en agua

Conducen la electricidad incluso en estado sólido.

Pueden deformarse sin romperse

Regla del octeto:Los átomos se unen compartiendo electrones hasta

conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6

Los electrones en los enlaces covalentes no son compartidos en la misma medida por los átomos, si uno de los átomos tiene más tendencia a atraer los electrones que el otro. En esos casos el enlace se dice que es un enlace covalente polar.

La tendencia de un átomo para atraer hacia él los electrones en un enlace covalente se conoce como su electronegatividad. Un átomo electronegativo atrae los electrones y un átomo electropositivo los cede.

Polaridad del enlace Covalente apolar: entre átomos de idéntica

electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

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-)

Enlaces covalente polares

En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos

En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H

En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar

H H H Cl

Asimetría de la nube electrónica

nube electrónicasimétrica

Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos

Electronegatividad y polaridad de enlaces

Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE

(compartición por igual de los electrones) Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia

electrónica de electrones) Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE

COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)

F2

HF LiFEN(Li) = 1.0EN(H) = 2.1EN(F) = 4.0

E. covalente E. iónico

Polaridad de las Moléculas

Polarity of bondsPolarity of bonds

H ClH ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular

Polaridad de las Moléculas

CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.

H2O

Polaridad de las Moléculas

Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas.

Son fuerzas de interacción electrostática regidas por la ley de Coulomb.

Se trata de fuerzas cuya energía de enlace es menor que la correspondiente a la energía del enlace intramolecular (covalente, iónico)

IÓN-DIPOLO PERMANENTE

Son atracciones entre un ión y el polo de carga opuesta de una molécula polar.

Son las responsables de las disolución de sales en agua

Ión-dipolo permanente

La molécula de agua presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar…

…alrededor del O se concentra una densidad de carga negativa , mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva.

En la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo

Se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las moléculas de agua, formándose enlaces de hidrógeno.

Enlace de hidrógeno

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

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

En el gráfico se representan los puntos de ebullición de los

compuestos que forma el hidrógeno con

algunos no metales.

Se observa que los puntos de

ebullición del HF, H2O y NH3

son más altos de lo esperado.

Esto se debe a la formación

de asociaciones moleculares,

a causa del enlace por puente de H.

dipolo permanente-dipolo permanente

DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDONAl acercarse dos moléculas se origina una distorsión de la nube de electrones en ambas, generándose dipolos transitorios.

A MAYOR CANTIDADDE ELECTRONES EN LA

MOLÉCULA

MAYOR POLARIZABILIDAD DE LA MOLÉCULA

MAYORFUERZA DE

LONDON

Enlace covalente dativo o coordinado

Cuando 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:˙ ˙

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

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

No conducen la electricidad

Solubles: moléculas apolares – apolares

Insolubles: moléculas polares - polares

Bajos puntos de fusión y ebullición…

¿Fuerzas intermoleculares?

Solubilidad de sustancias