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ENLACE QUÍMICO
CURSO: 2º DE BACHILLERATO
ASIGNATURA: QUÍMICA
POLARIDAD DE LOS ENLACES
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ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones o moléculas que forman las sustancias químicas de manera estable.
Los átomos poseen cargas eléctricas en movimiento, por tanto, tienen asociados campos eléctricos y magnéticos. La interacción entre estos campos puede conducir a la formación de agregados superiores con menor contenido en energía potencial: los compuestos químicos.
La distancia para la que se obtenga un mínimo de energía será la
correspondiente distancia de equilibrio, distancia de enlace, y el
descenso de energía al acercar los átomos desde el infinito hasta la
distancia de equilibrio será la energía de enlace.
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ENLACE IÓNICO
Enlace formado por la unión de un
elemento metálico muy
electropositivo con otro no metálico
muy electronegativo.
“Se denomina enlace iónico a la
fuerza electrostática que une a los
iones en un compuesto iónico”.
Un enlace es iónico cuando la
diferencia de electronegatividades
entre los elementos unidos es
superior a 1,8 unidades.
El metal cede electrones, transformándose en catión, al no metal,
que se transforma en un anión, lo que provoca una atracción
eléctrica entre ambos.
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Red cúbica centrada en el cuerpo Red cúbica centrada en las caras
Los compuestos iónicos forman estructuras cristalinas ordenadas
geométricamente (redes cristalinas iónicas).
El número de iones de una red cristalina es muy grande. La
fórmula de una sustancia iónica indica la proporción de iones de
uno y otro signo que deben existir en una red cristalina para
mantener la neutralidad de cargas.
ÍNDICE DE COORDINACIÓN
• Las posiciones que adoptan los iones de un signo en torno a
otro ion central de signo opuesto son las que reducen al
mínimo las mutuas repulsiones electrostáticas.
• Se define como Índice de Coordinación de un ion el número de
iones de signo opuesto que lo rodean. Este índice, para cada
compuesto iónico, es el mayor que pueda lograrse.
• El índice de coordinación depende de la relación de radios
Rcatión/Ranión
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CICLO DE BORN-HABER
Energía de red (ΔHU ) es la energía que se desprende en la
formación de un mol de cristal iónico a partir de los
correspondientes iones en estado gaseoso.
M+(g) + X-(g) → MX(s)
La energía de red es una medida de la fortaleza del enlace iónico.
La formación del sólido iónico es un proceso exotérmico, por
tanto, la energía de red es siempre negativa.
Se puede llegar a determinar la energía de red a partir de dos
métodos distintos: mediante la teoría de red de los cristales
iónicos, que es un método teórico, y utilizando el ciclo de Born-
Haber, que relaciona la energía de red con magnitudes
termodinámicas conocidas.
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CICLO DE BORN-HABER APLICADO AL CLORURO SÓDICO
CICLO DE BORN-HABER APLICADO
AL CLORURO POTÁSICO
Paso ΔH(kJ/mol)
Sublimación del K +89
Ionización del K (g) +425
Disociación del Cl2 (g) +244
Afinidad electrónica del cloro -355
Formación del KCl (s) -438
De aquí se deduce que el valor de la energía
reticular es de
ΔHU(KCl(s)) = -719 kJ/mol.
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
• Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos.
• La dureza (resistencia que tiene un material a ser rayado) es
bastante grande. Son frágiles y poco flexibles
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.
• Su solubilidad en disolventes polares es buena, las moléculas de disolvente rodean a los iones de la red produciendo interacciones electrostáticas lo suficientemente fuertes como para disolver el sólido. Si la energía de solvatación es negativa y mayor en valor absoluto que la energía de red, la disolución será un proceso exotérmico.
• En estado sólido su conductividad eléctrica es nula. Fundidos o en disolución son buenos conductores porque sus iones tienen una gran movilidad.
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COMPUESTOS COVALENTES
• Formados por átomos de elementos no metálicos cuya
diferencia de electronegatividades no sea lo suficientemente
grande como para permitir la transferencia de electrones.
• El enlace se debe a la compartición de electrones entre los
distintos átomos, de forma que la energía del sistema
disminuye con respecto a la que tenían los átomos por
separado.
• Se denomina covalencia al número de electrones compartido
por cada elemento en un compuesto covalente.
• Las teorías del enlace covalente debe explicar tres aspectos
fundamentales del mismo:
– La fórmula química del compuesto.
– La geometría de la molécula.
– La energía de la molécula.
LONGITUD Y ENERGÍA DE ENLACE
• Energía de enlace es la
energía total que se
desprende en la
formación de un mol de
enlaces a partir de sus
correspondientes
fragmentos en estado
gaseoso.
• Longitud de enlace es la
distancia promedio entre
los núcleos de dos
átomos enlazados.
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EXISTEN DOS TIPOS DE SUSTANCIAS COVALENTES:
• Sustancias covalentes moleculares: Los enlaces covalentes
forman moléculas.
• Redes moleculares: Los compuestos covalentes forman redes
semejantes a las de los compuestos iónicos.
SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES:
• Los enlaces covalentes forman moléculas.
– Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
– En condiciones ordinarias son sólidos (yodo), líquidos
(benceno) o gases (oxígeno).
– En estado sólido son blandos.
– No son conductores, ni del calor ni de la electricidad.
– Pueden ser polares y no polares.
– Los compuestos no polares son solubles en disolventes
apolares y los polares en disolventes polares.
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REDES MOLECULARES:
• Los compuestos covalentes forman redes semejantes a las de
los compuestos iónicos.
– A temperatura ordinaria son sólidos de elevado punto de
fusión y ebullición.
– Son sustancias muy duras (diamante), excepto el grafito.
– Son aislantes (excepto el grafito).
– Son insolubles.
TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE
COVALENTE
• G. N. Lewis propuso en 1916 que el enlace covalente
entre átomos se producía por compartición de pares de
electrones. De esta forma cada átomo podría alcanzar
ocho electrones en su capa más externa.
• Esta teoría se fundamenta en la denominada regla del
octeto, que dice que la tendencia de los átomos de los
elementos del sistema de periodos, es completar sus
últimos niveles de energía con una cantidad de 8
electrones de forma que adquiere una configuración
electrónica semejante a la de un gas noble.
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Se denomina orden o multiplicidad de enlace al número de pares
de electrones compartidos entre los átomos que forman el enlace
covalente.
Si el par de electrones con el que se forma el enlace es aportado
por el mismo átomo, el enlace covalente se denomina coordinado
o dativo.
Las estructuras de Lewis son representaciones en las que
mediante puntos o guiones se indica la distribución de electrones
de valencia (enlazados o solitarios) en los átomos de las
moléculas.
H
H
H
H Cx
x
xx
O
HHC
HH C C
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H
H
H
H
N+x
x
x
H
H
H
O+
x
x H N+ C-
O
O-
Cl N+x
x
xx O-
O
O-
O
S
HO
O
H
H
H
C C Mg2+Cl- Cl-
RESONANCIA • Para algunas moléculas e iones, resulta difícil determinar cuál es su
estructura real. Por ejemplo cuando átomos múltiples del mismo tipo
rodean el átomo central.
• Cuando esto ocurre, la estructura de Lewis para la molécula es una
estructura de resonancia, y la molécula existe como un híbrido de
resonancia. Cada una de las diferentes posibilidades es superpuesta
en las otras, y se considera que la molécula posee una estructura de
Lewis equivalente al promedio de estos estados.
O- OS+ O-O S+
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INCUMPLIMIENTO DE LA REGLA DEL
OCTETO
• Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen
átomos con menos de ocho electrones en su capa externa
(BF3).
• Los átomos de los elementos que se encuentran después
del segundo período de la tabla periódica, pueden
rodearse de más de ocho electrones en su capa externa
(PCl5 y SF6).
• Existen moléculas con un número impar de electrones
(NO).
ESTRUCTURAS DE LEWIS
• Se elige el átomo central (nunca el H), normalmente es el átomo menos electronegativo, el resto de los átomos se colocan a su alrededor.
• Se cuentan los electrones de la capa de valencia.
• Se forman enlaces (pares de electrones enlazantes) entre el átomo central y los demás átomos.
• El resto de los electrones se sitúan completando los octetos de los átomos más electronegativos (pares de electrones no enlazantes).
• Se forman enlaces múltiples con aquellos átomos que no completan el octeto.
• Se asignan cargas formales a cada átomo.
• Se eligen las estructuras que tengan menos cargas (positivas o negativas).
• Comprobar si pueden existir estructuras resonantes.
• Recordar que a partir del tercer periodo los elementos pueden tener octetos ampliados.
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N H
H
H
N H
H
H
Molécula de amoniaco, NH3
El N es el átomo central
Número de electrones: 5 (N) + 3 (H) = 8 (4 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
Molécula de Trifluoruro de boro, BF3
El B es el átomo central
Número de electrones: 3 (B) + 3·7 (F) = 24 (12 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
B F
F
F
B F
F
F
El Boro puede formar octetos incompletos
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O C O
O C O
C OO
Molécula de dióxido de carbono, CO2
El C es el átomo central
Número de electrones:
4 (C) + 12 (O) = 16 (8 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
El C completa su octeto formando enlaces múltiples
O S O
O S O
O S O+
O S O+
Molécula de Trióxido de azufre, SO2
El S es el átomo central
Número de electrones: 6 (S) + 2·6 (O) = 18 (9 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
El S completa su octeto formando enlaces múltiples
Se obtienen estructuras resonantes
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O
C O
O
O
C O
O
O
C O
O
Molécula de dióxido de carbono, CO32-
El C es el átomo central
Número de electrones: 4 (C) + 18 (O) + 2 = 24 (12 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
El C completa su octeto formando enlaces múltiples
S O
O
O
S O
O
O
S O
O
O
+2
S O
O
O
Molécula de Trióxido de azufre, SO3 El S es el átomo central
Número de electrones: 6 (S) + 3·6 (O) = 24 (12 pares)
Pares de electrones de enlace
Pares de electrones de no enlace
El S completa su octeto formando enlaces múltiples
El S puede formar octetos ampliados
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GEOMETRÍA MOLECULAR
MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE
ELECTRONES EN LAS CAPAS DE VALENCIA
• Los pares de electrones que rodean al átomo central se repelen entre sí, por
ello, los orbitales que contienen estos electrones se orientan en el espacio
de forma que se encuentren lo más alejado posible unos de otros, para
minimizar sus mutuas repulsiones.
• Para aplicar este modelo:
– Se dibuja la estructura de Lewis.
– Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central
y se sitúan a su alrededor de forma que estén lo más alejados posible.
– Los ángulos de enlace dependerán de las repulsiones entre los pares de
electrones:
– No compartido-No compartido > No compartido-Compartido >
Compartido-Compartido
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TEORÍA DEL ENLACE DE
VALENCIA • Las estructuras de Lewis y el modelo de RPECV no explican como se
forma el enlace.
• La teoría de enlace de valencia fue propuesta por Walter Heitler y Fritz London en 1927:
• Los orbitales atómicos semiocupados se acercan y se superponen, se produce el solapamiento de orbitales atómicos.
• Los dos electrones se comparten en el orbital solapado. Se produce el apareamiento de los espines electrónicos.
• Si los orbitales que se solapan son del tipo “s” y “p”, se pueden formar dos tipos de enlaces:
– Enlace sigma σ: Se forma por solapamiento frontal o longitudinal sobre el mismo eje, tanto de orbitales s o p.
– Enlace pi π: Se forma por solapamiento lateral o axial sobre ejes paralelos de dos orbitales p.
– El enlace σ es más fuerte que el π, puesto que su interpenetración es mayor.
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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
ATÓMICOS
• La teoría de hibridación de funciones fue propuesta por Linus Pauling en 1931.
• Esta teoría modifica la de Heitler y London (1931) para corregir las discrepancias entre los parámetros de enlace calculados teóricamente y los obtenidos experimentalmente (metano).
• Los orbitales atómicos híbridos resultan de la combinación lineal de los orbitales atómicos puros s y p , y son equivalentes entre sí geométrica y energéticamente.
• Esta teoría explica como se forman los enlaces y prevé la estructura espacial de la molécula.
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TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES
• Los orbitales de los átomos que se enlazan se solapan
dando lugar a una serie de orbitales extendidos a toda la
molécula (orbitales moleculares).
• El proceso de solapamiento afecta a todas las capas de los
átomos enlazados.
• La extensión del solapamiento está relacionada con la
intensidad del enlace y, además, dependiendo de que se
produzca frontal o lateralmente, se formarán orbitales
moleculares de tipo sigma o pi.
Cada pareja de orbitales atómicos que se solapen formará una
pareja de orbitales moleculares, uno enlazante y otro
antienlazante, que pueden contener hasta dos electrones con
espines opuestos.
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El orden de enlace se obtiene restando el número de electrones en
orbitales enlazante y no enlazante y dividiendo por dos.
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ENLACE METÁLICO • Los metales disponen de pocos electrones en su capa de
valencia. En estado sólido forman redes de átomos con
empaquetamiento compacto.
TEORÍA DE LOS ELECTRONES
LIBRES
Los átomos de metal están ionizados
por la pérdida de sus electrones de
valencia. Estos electrones forman una
“nube electrónica o gas de electrones” y
pueden moverse libremente de una
región a otra del cristal.
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TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA O TEORÍA DE
DESLOCALIZACIÓN
Los metales forman enlaces deslocalizados, semejantes a los
dobles enlaces del benceno.
Esta teoría supone que un átomo de metal se enlace primero con
un átomo, luego con otro, después con otro, variando muy
rápidamente la situación de los electrones que forman los enlaces.
De este modo los electrones de valencia pertenecen a todos los
átomos de la red.
TEORÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES O DE LAS
BANDAS DE ENERGÍA
Los electrones de los enlaces están situados en los orbitales
moleculares que se forman a partir de los orbitales atómicos. Los
orbitales moleculares se consideran todos juntos y se denominan
bandas de energía. Se produce una banda a partir de cada conjunto
de orbitales atómicos
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Conductividad eléctrica según la teoría de bandas
Bandas ocupadas: formadas a partir de OA llenos
ocupados. Los electrones no pueden moverse.
Bandas de valencia: formadas a partir de OA parcialmente
llenos. Al aplicar un potencial eléctrico estos electrones
pueden moverse.
Bandas de conducción: formadas a partir de OA vacíos.
Facilitan la conducción eléctrica porque los electrones de
valencia pueden saltar a ellas y moverse libremente.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
METÁLICOS
• Todos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido.
• Tienen temperaturas de fusión y ebullición variables. El galio funde a 29ºC y el wolframio a 3380ºC.
• Conductividades térmicas y eléctricas muy elevadas.
• Tienen brillo metálico. Las superficies muy pulidas reflejan prácticamente toda la luz que incide sobre ellas.
• Son dúctiles y maleables.
• Pueden emitir electrones por el efecto fotoeléctrico.
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TIPOS DE CRISTALES
Tipo de cristal
Fuerzas de unión Propiedades generales Ejemplos
Iónico Atracción electrostática
Duro, quebradizo, punto de fusión alto, mal
conductor del calor y electricidad
NaCl, LiF, MgO, CaCO3
Covalente Enlace covalente
Duro, punto de fusión alto, mal conductor del
calor y electricidad.
C (diamante), SiO2 (cuarzo)
Molecular Fuerzas de dispersión, fuerzas dipolo-dipolo, enlaces de hidrógeno
Suave, punto de fusión bajo, mal conductor del
calor y electricidad.
Ar, CO2, I2, H2O, C12H22O11 (sacarosa)
Metálico Enlace metálico
Blando a duro, punto de fusión bajo a alto, buen
conductor del calor y electricidad.
Todos los elementos metálicos (Na, Mg,
Fe, Cu, etc.)
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
SEGÚN SU TIPO DE ENLACE
Iónico Covalente
apolar Covalente
polar Sólidos
covalentes Metálico
Ejemplo Sal común Nitrógeno Agua Diamante Hierro
P. fusión Alto Muy bajo Bajo Muy altos Alto
P.ebullición Alto Muy bajo Bajo Muy altos Alto
Dureza Alta Muy baja Baja Alta
Media (dúctiles y maleables)
Dilatación Baja Baja Alta
Conductividad
Nula (sólidos)
Alta (fundidos o disueltos)
Nula Muy baja Nula o casi
nula Muy alta
Solubilidad Polares/apolares
Alta/baja Baja/alta Alta/baja Nula o casi
nula Muy baja
FUERZAS
INTERMOLECULARES
• Son interacciones electostáticas entre moléculas polares.
• Pueden ser de dos tipos:
– Puente de Hidrógeno
– Fuerzas de Van der Waals
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ENLACES POR PUENTES DE
HIDRÓGENO
• Cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo mucho
más electronegativo que él: flúor, oxígeno o nitrógeno, el par
de electrones de enlace está fuertemente atraído por el átomo
electronegativo, produciéndose una elevada polarización del
enlace.
TEMPERATURAS DE EBULLICIÓN
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FUERZAS DE VAN DER WAALS
• Son interacciones débiles entre átomos y entre moléculas.
Pueden ser de tres tipos:
– Interacciones dipolo permanente – dipolo permanente
– Interacciones dipolo permanente – dipolo inducido
– Interacciones dipolo instantáneo – dipolo inducido
instantáneo. Fuerzas de London
INTERACCIONES DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO
PERMANENTE.
Entre moléculas con polaridad permanente como CO
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INTERACCIONES DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO
INDUCIDO.
Una molécula polar provoca en una no polar un desplazamiento
de la nube electrónica, induciendo la formación de un dipolo.
HCl y Cl2
INTERACCIONES DIPOLO INSTANTÁNEO – DIPOLO
INDUCIDO INSTANTÁNEO. FUERZAS DE LONDON.
En un instante la nube electrónica produce un dipolo instantáneo.
En otra molécula cercana puede inducirse un dipolo instantáneo.
(Cl2, H2, O2, gases nobles)