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Enlace Químico Conceptos Básicos
Enlace QuímicoConsideraciones generales:
• Se define como Enlace Químico a la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto o elemento.
• Los átomos al reaccionar pueden ceder, captar o compartir electrones dando origen a distintos tipos de enlace.
• Los átomos forman enlaces químicos interactuando sólo con los electrones de los orbitales más externos o electrones de valencia.
• Los símbolos de Lewis (puntos) muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado.
Electrones de Valencia Los electrones de valencia son los electrones que participan en un enlace químico.
1A 1ns1
2A 2ns2
3A 3ns2np1
4A 4ns2np2
5A 5ns2np3
6A 6ns2np4
7A 7ns2np5
Grupo n° de electronesde valencia
Configuración electrónica
La clasificación general del enlace químico es la siguiente:• Enlace Iónico• Enlace Metálico• Enlace Covalente
Enlace Metálico: Unión entre átomos en la cual éstos están dispuestos en estructuras compactas tridimensionales. Los electrones exteriores de estos átomos se pueden mover a lo largo de la estructura y la mantienen unida. Ejemplo: Fe.
Enlace Iónico: Enlace formado por las atracciones electrostáticas entre iones formados por una transferencia de electrones. Ejemplo: Na+Cl-
Enlace Covalente: uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos
Los compuestos iónicos son formados por elementos de baja energía de ionización (forman cationes) y elementos de alta afinidad electrónica (forman aniones), cuyos enlaces son el producto de fuerzas electroestáticas de atracción entre aniones y cationes. Las cargas positivas de los compuestos iónicos se encuentran balanceadas con las cargas negativas.
Los compuestos iónicos son en general conductores de la electricidad, son sólidos de alto punto de fusión y son solubles en agua.
Li + F Li+ F -
Enlace iónico
1s22s11s22s22p5
1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
F -Li+ + Li+ F -
El enlace metálico se presenta en los metales. Los metales son elementos del sistema periódico que se caracterizan por tener características comunes:
• Brillo metálico
• ductilidad
• maleabilidad
• conductividad eléctrica
• conductividad térmica
• facilidad de emisión de e- por calentamiento
• alta densidad
El modelo de enlace metálico que explica estas propiedades fue desarrollado por P.Drude (1900): “los átomos de metales se empaquetan, de manera que dejan espacios vacíos entre sí, por los que circulan libremente los electrones de valencia.”
Los metales se comportan como si existirán cationes metálicos en un “mar” de electrones móviles; los electrones de valencia de todos los átomos del metal.
El enlace metálico es la atracción no direccional entre iones metálicos positivos y el mar circundante de carga negativa.
Cada ión metálico tiene un gran número de vecinos cercanos. Los electrones de valencia de dispersan en toda la red metálica y mantienen unidos a los iones positivos.
Cuando se aplica un campo eléctrico a un metal, estos electrones de valencia se mueven hacia el extremo con carga positiva y el metal conduce la electricidad
Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes. Ejemplo:
• Los compuestos covalentes son generalmente gases, sus moléculas tienen poca o ninguna interacción entre ellas y son malos conductores de la electricidad.
• Los enlaces covalentes polares o polares se producen entre átomos que son distintos, pero cuya atracción por electrones es poco diferente. Los pares de electrones compartidos por los átomos de un enlace polar se desplazan ligeramente hacia el elemento más electronegativo.
• Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares.
• Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares.
Dentro del Enlace Covalente se pueden citar tres subdivisiones:
• Enlace Covalente No Polar o Puro: El par de electrones se distribuye equitativamente entre los átomos. Ejemplo: I2
• Enlace Covalente Polar: El par de electrones no se encuentra distribuido equitativamente entre los átomos. Ejemplo: H:F
El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.
Si ∆ electronegatividad < 0,5 enlace covalente puroSi 0,5 < ∆ electronegatividad < 2,0 enlace covalente
polarSi ∆ electronegatividad > 2,0 enlace iónico
Ejemplo:¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2,2 y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24 1,24 es menor que 2,0 y mayor que 0,5.El enlace será Covalente Polar.
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estructura de Lewis de F2
pares iónicospares iónicos
pares iónicospares iónicos
enlace covalente simple
enlace covalente simple
Las estructuras que se utilizan para representar a las estructuras de enlaces covalentes se denominan estructuras de Lewis.
8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estructura de Lewis para el agua
Enlace doble – dos átomos comparten dos pares de electrones
enlaces covalentes simples
O C O o O C O
8e- 8e-8e-
enlace dobleEnlace doble
Enlace triple – dos átomos comparten tres pares de electrones
N N8e-8e-
N N
enlace tripleenlace triple
o
Reglas para asignar estructuras de Lewis:
1-. Hacer el esqueleto del compuesto lo más simétrico posible, teniendo en cuenta lo siguiente:
a) El átomo de hidrógeno siempre está en los extremos, nunca al medio.
b) El hidrógeno ácido de los oxoácidos (que ioniza o reacciona con facilidad) está siempre unido a un átomo de oxígeno.
c) El átomo central de la estructura va a ser el diferente al resto de los átomos (exceptuando al átomo de hidrógeno) y generalmente corresponde al átomo menos electronegativo.
d) Con algunos elementos pueden formar enlaces múltiples, entre ellos, los más comunes son: C, N, O, P y S.
2-. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos que forman la molécula. Si se trata de un anión o catión sumar o restar el número de electrones correspondientes.
3-. Unir los átomos mediante una línea que represente el enlace. A cada enlace se le asigna un par de electrones. Luego se completan los octetos de los átomos unidos al átomo central (ligantes) o dueto si se trata del átomo de hidrógeno.
4-. Determinar el número de electrones ocupados y restarlos al total.
5-. Si aún quedan electrones, ponerlos como pares no compartidos sobre el átomo central.
6-. Si el átomo central aún no completa el octeto y tiene posibilidad de formar enlaces múltiples, se reubican electrones no compartidos de los ligantes para formar dobles o triples enlaces con el átomo central.
7-. Si un elemento no cumple con la regla del octeto y no puede formar enlaces múltiples, queda con menos electrones y constituye una excepción a la regla del octeto.
Escribir la estructura de Lewis para NF3
Paso 1 – N es menos electronegativo que F, por lo tanto N va al centro
Paso 2 – Contar los electrones de la última capa:
N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia
Paso 3 – Asigne un doble enlace entre los átomos de N y F, luego completeel octeto para estos átomos.
Paso 4 - Verifique que están en la estructura todos los electrones de valencia
F N F
F
Escriba la estructura de Lewis para el ion (CO32-).
Etapa 1 – C es menos electronegativo que O, por lo tanto C va al centro
Etapa 2 – Contar los electrones de valencia C- 4 (2s22p2) y O- 6 (2s22p4)- 2 cargas negativas
O C O
O
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Etapa 3 – Asignar un enlace simple entre átomos de C y O y complete el octeto en átomos de C y O.Etapa 4 - chequee si están en la estructura los electrones de valencia
3 enlaces simples (3x2) + 10 pares iónicos (10x2) = 26 electrones de valencia
Etapa 5 - Pero hay menos electrones, por lo tanto debe haber un doble enlace, rechequear el número de electrones
2 enlaces simples (2x2) = 41 doble enlace = 4
8 pares iónicos (8x2) = 16Total = 24
Excepciones a la regla del octeto
• Moléculas que tienen número impar de e-
ej: óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2)
• Elementos del grupo IIIA, en particular, B y Al, tienden a formar compuestos en los que están rodeados por menos de 8e- Ejemplo: BF3
N – 5e-
O – 6e-
11e-
NO N O
BF3
B – 3e-
3F – 3x7e-
24e-
F B F
F
3 enlaces simples (3x2) = 6
9 pares ionicos (9x2) = 18Total = 24
• Moléculas con el octeto incompleto
Ejemplo:
BH2, Be, grupo IIA 2º período (1s2 2s2), H (1s1) por lo tanto:
H HBeBe – 2e-
2H – 2x1e-
4e-
BeH2
Moléculas con el octeto expandido. Los átomos de los elementos del 3º período en adelante forman algunos compuestos en los que hay más de 8e- alrededor del átomo central (pueden utilizarse e- d, además de los e- s y p)
Ejemplo: SF6
S también forma compuestos estables en que está rodeado de 8e-, por ejemplo: SCl2.
Otros ejemplos de compuestos que no siguen la regla del octeto: AlΙ3, BF2, PF5, AsF5, etc.
Hacen falta, por lo tanto, otros modelos o teorías para explicar la existencia y estabilidad de muchos otros compuestos covalentes
SF6
S – 6e-
6F – 42e-
48e-
6 enlaces simples (6x2) = 12
18 pares ionicos (18x2) = 36Total = 48S
F
F
F
FF
F
Teoría de enlace-valencia. Hibridación
1927-1931: Heitler, London, Pauling, Slater: “cuando dos átomos se aproximan, sus orbitales atómicos se traslapan (o solapan) entre sí, produciéndose un enlace siempre que los e- de cada orbital sean antiparalelos.
Enlace covalente:”apareamiento de e- de espines opuestos”
Enlace sigma (σ): máximo traslape de orbitales s, p en el mismo eje
+H H H H
Enlace π: traslape entre orbitales de ejes paralelos
Hibridación
Berilio: presentaría covalencia cero (no tiene electrones desapareados) sin embargo se produce promoción de e- e hibridación
Be3Al2(SiO3)6
Se forman orbitales híbridos sp, con angulos de enlace entre sí de 180º.
Tipos de hibridación
Hibridación sp3:
Ej: metano amoníaco
Hibridación sp2:
Hibridación sp3d y sp3d2
Según esto, la forma geométrica de las moléculas y de los iones complejos viene determinada por el número total de electrones – enlazantes y solitarios – que ocupan orbitales de valencia del átomo central, los cuales se orientarán en el espacio de manera que la repulsión sea mínima entre ellos, así:
Dos pares de electrones lineal
Tres pares de electrones trigonal
Cuatro pares de electrones tetraédrica
Cinco pares de electrones bipirámide trigonal
Seis pares de electrones octaédrico
La forma de las moléculas o iones se puede determinar mediante las reglas empíricas que se resumen en la siguiente tabla:
Enlaces múltiples
Enlaces dobles:
Enlace triple:
Enlace cuádruple:El anión octaclorodirhenato III Re2Cl82− que incorpora un enlace cuádruple Re-Re.[Mo2Cl8]4−
Cr2(CH3CO2)4(H2O)2
Acetato de cromo fue descrito en 1844 por E. Peligot, aunque su enlace distintivo no fue reconocido por más de una centuria.
El enlace cuádruple fue caracterizado en octaclorodirhenato (III) de potasio K2[Re2Cl8]·2H2O por F. A. Cotton en 1964
Enlace quíntuple:En un enlace quíntuple, participan diez electrones en el enlace de dos centros metálicos asignados como σ2π4δ4
La estructura de [CrC6H3-2,6-(C6H3-2,6-(CHMe2)2)2]2Cr2(CH3CO2)4(H2O)2
El dímero de cromo es estabilizado por terfenil (2,6-[(2,6-diisopropil)fenil])
Polaridad de enlace covalente y momento dipolar
Enlaces covalentes polares y apolares
Cuando se unen dos átomos idénticos mediante un enlace covalente, los pares de electrones que constituyen el enlace se encuentran a igual distancia de cada átomo y la distribución de carga es simétrica ⇒ enlace homopolar
Si los átomos que constituyen el compuesto covalente son distintos (por ej agua, amoníaco) la distribución de carga ya no es simétrica: en las zonas cercanas del átomo mas electronegativo se aprecia una densidad electrónica mayor que en las zonas cercanas al átomo mas electropositivo.
Polaridad de los enlaces
Por lo tanto, si se tiene una molécula dipolar o dipolo, en uno de cuyos extremos existe una cierta carga parcial positiva (menor densidad electrónica) y en el otro, una densidad de carga negativa del mismo valor absoluto (mayor densidad electrónica) ⇒ enlace semipolar y se comporta como si tuviera un carácter iónico.
Momentos Dipolares (µ):µ es la suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula
Una molécula puede carecer de polaridad, es decir ser apolar, aunque sus enlaces sea polares.
Si una molécula es simétrica, la suma de los momentos dipolares de sus enlaces puede originar un vector nulo, lo que significa, considerando toda la molécula, los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas coinciden.
Resonancia (química)
La Resonancia (denominado también mesomería) en química es una herramienta empleada (predominantemente en química orgánica) para representar ciertos tipos de estructuras moleculares. La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente y su aparición crece cuando existen enlaces dobles o triples en la molécula, numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos.
Ejemplos de ozono resonante, benceno y el catión allil
El concepto de resonancia fue introducido por el físico Linus Pauling en el año 1928. Se inspiró en ciertos procesos probabilísticos de la mecánica cuántica en el estudio del ion H2+ que posee un electrón deslocalizado entre los dos núcleos de hidrógeno. El término alternativo que suele aparecer en la literatura mesomerismo (mesomérico) es muy popular en las publicaciones realizadas en idiomas alemán y francés y fue introducido por Christopher Ingold en 1938 que por aquel entonces no fue un concepto capturado en la literatura científica en inglés. El concepto actual de efecto mesomérico ha adquirido un significado relacionado pero diverso. El símbolo de la doble flecha fue introducido por el químico alemán Arndt (también responsable de síntesis de Arndt-Eistert) quién denominó a este efecto en alemán como zwischenstufe que es como fase intermedia.
Debido a la confusión que generaba en la comunidad científica el término resonancia (véase desambiguación), se llevó a sugerir abandonar este nombre en favor de deslocalización.
De esta forma la energía resonante se convierte en energía de deslocalización y cuando se menciona una estructura de resonancia se dice en su lugar estructura de contribución. En los diagramas, las dobles flechas se han reemplazado por comas.
Resonancia como herramienta diagramática Los enlaces mostrados en diagramas de Lewis a veces no
pueden representar la verdadera estructura de una molécula.
La molécula de ozono se representa por dos estructuras resonantes en la parte superior del Esquema anterior. En realidad los dos átomos de oxígeno terminales son equivalentes y forman una estructura híbrida que se representa a la derecha con -1/2 indicando que la carga se reparte entre los dos átomos de oxígeno y los enlaces dobles parciales.
El concepto del benceno como híbrido de dos estructuras convencionales (medio en el esquema 2) fue uno de los hitos importantes de la química ideado por Kekulé, de tal forma que las dos formas del anillo que representan la resonancia total del sistema se suelen denominar estructuras de Kekulé. En la estructura híbrida a la derecha, el círculo substituye los tres enlaces dobles del benceno.
El catión del Grupo alilo (parte inferior del esquema 2) tiene dos formas resonantes mediante el enlace doble que hace que la carga positiva esté deslocalizada a lo largo de todo el catión del grupo alilo.
Fuerzas intermoleculares (van der Waals)
Se pueden dar interacciones entre las moléculas, que son mucho más débiles que los enlaces covalentes, pero que a menudo son las responsables de las propiedades físicas de los compuestos orgánicos.
Este tipo de interacciones intermoleculares son de especial importancia en el estado sólido y en el estado líquido, situaciones en las que las moléculas están en íntimo contacto.
Los puntos de fusión, de ebullición y las solubilidades de los compuestos muestran los efectos de estas fuerzas.
Entre las moléculas pueden existir interacciones de diferentes tipos:
1.- Interacciones polares
2.- Uniones por puente de hidrógeno
3.- Fuerza de London
1.- Atracciones dipolares: cuando la molécula tiene polos (es polar o dipolar), lo que origina interacciones electrostáticas, que pueden ser:
a) ión dipolo
b) dipolo – dipolo
c) ión-dipolo inducido
a) ión-dipolo: atracción entre un ión y uno de los polos de una molécula polar. Si la densidad de carga es grande, esta interacción puede ser muy intensa. Ejemplo:
o bien hidratación de sales:
b) dipolo-dipolo: los polos opuestos de las moléculas polares se atraen, lo que puede originar asociaciones importantes.
Diferentes representaciones de la ordenación intermolecular en el clorometano
iii) Ión-dipolo inducido: algunas moléculas apolares pueden sufrir una deformación debido a la proximidad de un ión, generándose un débil dipolo. Se conoce como dipolo inducido y es una asociación fácil de romper.
I – I I – I [I – I – I]-δ+ δ-
I-
2.- Uniones por puente de hidrógeno:
Un puente de hidrógeno no es un enlace verdadero sino una forma especialmente fuerte de atracción entre dipolos. Un átomo de hidrógeno puede participar en un puente de hidrógeno si está unido a oxígeno, nitrógeno o flúor, porque los enlaces O-H, N-H y F-H están muy polarizados dejando al átomo de hidrógeno con una carga parcial positiva.
Este átomo de hidrógeno tiene una gran afinidad hacia electrones no compartidos y forma agregados intermoleculares con los electrones no compartidos de los átomos de oxígeno, nitrógeno y flúor.A continuación se representan a modo de comparación las interacciones por puente de hidrógeno entre moléculas de agua, entre moléculas de amoníaco (NH3) y entre moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF).Interacciones por puente de hidrógeno en la molécula de
H2O, NH3 y HF
3.- Fuerzas de London: fuerzas de dispersión aunque las moléculas apolares no tienen dipolos, el movimiento de sus electrones genera dipolos momentáneos o instantáneos. Son interacciones fáciles de romper.
Ej: H2, He, O2, CH4, CO2.
Representación esquemática de la atracción intermolecular por fuerzas de London en el CCl4
Relación entre propiedades físicas de los compuestos y el tipo de enlace existente
En los compuestos covalente las fuerzas de cohesión son muy débiles, por lo tanto las moléculas existen en en formas aisladas.
Reaccionan a velocidad moderada en solución
Reaccionan bastante rápidamente en solución
Mas solubles en disolventes apolaresMas solubles en disolventes polares
Cristales blandosDureza del sólido intermedia
No conductoresPoco o nada conductores
Puntos de fusión y ebullición intermedios
Puntos de fusión y ebullición intermedios
Sustancias covalentes no polaresSustancias covalentes polares
• Puntos de ebullición
El punto de ebullición de un compuesto es la temperatura a la cual el compuesto líquido se convierte en gas. Para que un compuesto se vaporice, las fuerzas que mantienen las moléculas unidas unas a otras deben romperse. Esto significa que el punto de ebullición de un compuesto depende de la atracción entre las moléculas, de manera que si las moléculas se mantienen unidas por interacciones fuertes, se necesitará mucha energía para separar las moléculas unas de otras y el compuesto tendrá el punto de ebullición muy alto. Por otra parte, si las fuerzas intermoleculares son débiles, se necesitará una cantidad de energía relativamente baja para separar las moléculas unas de otras, y el compuesto tendrá el punto de ebullición bajo.
Ej: Etanol pto de ebullición 78ºC y eter -25ºC
2. Punto de fusión
Es la temperatura a la que un sólido se convierte en líquido. El factor determinante del punto de fusión es el empaquetamiento de las moléculas en la red cristalina: cuanto mejor se ajusten al cristal mayor será la energía necesaria para romper la red y, por tanto, mayor será el punto de fusión.
3. Solubilidad.
Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos. La regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante: las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad.