06 enlace químico
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Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, covalente coordinado y metálico. Explica las características de cada enlace como la transferencia de electrones, la estructura atómica resultante, y las propiedades de los compuestos formados. También cubre las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
06 enlace químico
- 1. El enlace químico. Unidad 6.
- 2. 2 Contenidos (1) 1.- El enlace químico. 1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización. 1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis. 2.- Justificación de la fórmula de los principales compuestos binarios. 3.- Enlace covalente coordinado. 4.- Parámetros que caracterizan a los compuestos covalentes.
- 3. 3 Contenidos (2) 5.- Carácter iónico del enlace covalente. 6.- Momento dipolar. Geometría de los compuestos covalentes. 7.- Fuerzas intermoleculares. 7.1. Enlace de Hidrógeno. 7.2. Fuerzas de Van der Waals 8.- Introducción al enlace metálico. 9.- Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
- 4. 4 Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.
- 5. 5 Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2
- 6. 6 Estabilidad en un átomo. Generalmente, los a´tomos buscan su máxima estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6). El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).
- 7. 7 Tipos de enlaces Iónico: unen iones entre sí. Atómicos: unen átomos neutros entre sí. – Covalente – Metálico Intermolecular: unen unas moléculas a otras.
- 8. 8 Enlace iónico Se da entre metales y no-metales. Los metales tienen, en general, pocos electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes. Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.
- 9. 9 Reacciones de ionización Los metales se ionizan perdiendo electrones: M – n e– → Mn+ Los no-metales se ionizan ganando electrones: N + n e– → Nn– Ejemplos: Metales: Na – 1 e– → Na+ Ca – 2 e– → Ca2+ Fe – 3 e– → Fe3+ No-metales: Cl + 1 e– → Cl– O + 2 e– → O2–
- 10. 10 Enlace iónico (cont) En enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina. Ejemplo: Na ––––––→ Na+ 1 e– Cl ––––––→ Cl– El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–. La fórmula de estos compuestos es empírica.
- 11. 11 Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio. Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– → Al3+ (2) O + 2 e– → O2– Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e– → 2 Al3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e– → 3 O2– Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3++ 3 O2– La fórmula empírica será Al2O3
- 12. 12 Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio) Se forma una estructura cristalina tridimensional en donde Molecula.fli todos los enlaces son igualmente fuertes.
- 13. 13 Propiedades de los compuestos iónicos Duros. Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o fundido. Frágiles.
- 14. 14 Solubilidad de iones en disolventes polares Fragilidad
- 15. 15 Enlace covalente Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia. La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular. Si uno de los átomos pone los 2 e – y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.
- 16. 16 Estructura de Lewis. Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia. Ejemplos: Grupo: 17 16 15 14 Átomo: Cl O N C Nº e– val. 7 6 5 4 ·· · · · : Cl · :O· :N· ·C· ·· ·· · ·
- 17. 17 Enlace covalente. Puede ser: Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones. No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.
- 18. 18 Tipos de enlace covalente. Enlace covalente puro – Se da entre dos átomos iguales. Enlace covalente polar – Se da entre dos átomos distintos. – Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.
- 19. 19 Ejemplos de enlace covalente puro. Se da entre dos átomos iguales. Enl. covalente simple Fórmula 2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· Enl. covalente doble · · x ·x 2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· Enl. covalente triple · · x ·x 2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2 · · x ·x
- 20. 20 Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos). Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– . La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “δ–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+”.
- 21. 21 Ejemplos de enlace covalente polar. ·· ·· ·· δ+ δ– :Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HCl ·· ·· ·· ·· ·· ·· δ+ δ– · O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ H2O ·· ·· ·· δ– δ+ ·· ·· ·· · N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NH3 · ·x | H H δ+ + δ– – ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ Cl2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
- 22. 22 Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S. La representación de Lewis de cada átomo es: · · · Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ·· La representación de Lewis de molecular será: ·· ·· : S = Si = S : La fórmula molecular será pues: SiS2
- 23. Cuestión de 23 Cuestión de Selectividad Selectividad Cuatro elementos diferentes A,B,C,D (Septiembre 97)tienen número atómico 6,9,13 y 19 (Septiembre 97) respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al más covalente. Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal A 6 4 No-metal B 9 7 No-metal C 13 3 Metal D 19 1 Metal c) DB < CB3 < AB4 < B2
- 24. 26 Enlace covalente coordinado. Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone la pareja de e – . Ejemplo: ·· ·· Hx ·O ·x H + H → H–O–H ⇒ + H3O+ ·· ↓ H + + +
- 25. 27 Compuestos covalentes atómicos. Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. Ejemplos: SiO2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO
- 26. 28 Propiedades de los compuestos covalentes Moleculares Atómicos Puntos de fusión y Puntos de fusión y ebullición bajos. ebullición muy Los comp.covalentes elevados. apolares (puros) son solubles en disolventes Insolubles en todos apolares y los polares los disolventes. en disolventes polares. No conductores (el Conductividad parcial grafito sí presenta sólo en compuestos conductividad por la polares. deslocalización de un e– de cada átomo).
- 27. 29 Enlace metálico. Se da entre átomos metálicos. Todos tienden a ceder e– . Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.
- 29. 31 Propiedades de los compuestos metálicos. Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales presión formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles).
- 30. 32 Fuerzas intermoleculares Enlace (puente) de hidrógeno – Se da entre moléculas muy polarizadas por ser uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “δ+” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra molécula. Fuerzas de Van der Waals: – Fuerzas de dispersión (London) – Atracción dipolo-dipolo
- 31. 33 Fuerzas intermoleculares (cont.) Fuerzas de dispersión (London): – Aparecen entre moléculas apolares. En un momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes. Atracción dipolo-dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los dipolos permanentes la unión es más fuerte.
- 32. 34 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo
- 33. 35 Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)