Enlace químico2012
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Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y de hidrógeno. Explica la teoría de Lewis y cómo se usa para predecir la geometría molecular basada en la repulsión de pares de electrones. También cubre conceptos como estructura cristalina, momento dipolar, y polaridad en moléculas.
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- 1. El enlace químico 1
- 2. 2 ¿Por qué se unen los átomos? • Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. • Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.
- 3. 3 and o... Rec o rd Tipos de enlaces • Intramoleculares: – Iónico. – Covalente. • Intermoleculares: – Fuerzas de Van de Waals – Enlaces de hidrógeno. • Metálico.
- 4. 4 and o... Enlace iónico cor d Re • Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura • Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas. • Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización: • Ejemplo: Na – 1 e– → Na+ O + 2e– → O2– Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+ • Formula del compuesto (empírica): Na O
- 5. 5 Estructura cristalina • Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. • Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.
- 6. 6 Índice de coordinación • “Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. • Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.
- 7. 7 Principales tipos de estructura cristalina • NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) – Índice de coord. para ambos iones = 6 • CsCl (cúbica para ambos iones) – Índice de coord. para ambos iones = 8 • CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) – Índice de coord. para el F– = 4 – Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F− Ca2+ Imágenes: © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato
- 8. 8 Estructura cristalina. Factores de los que depende. • El tamaño de los iones. • La estequeometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el cristal sea neutro. • Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y: – Se divide por 8 el nº de iones de los vértices. – Se divide por 4 el nº de iones de las aristas. – Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras. – Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda
- 9. 9 Ejemplo: Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2 • NaCl: NaCl – Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4 – Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 4 • CsCl: CsCl – Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1 – Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1 • CaF2: – Ca2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 4 – F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8 F − C a2 + – Hay por tanto el doble F– que Ca2+
- 10. ASO Propiedades de los 10 RE P compuestos iónicos • Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor ∆HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente. • Gran dureza.(por la misma razón). • Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) e insolubilidad en disolventes apolares. • Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. • Son frágiles.
- 11. 11 Enlace covalente • Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. • Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía. • Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. • Es siempre endotérmica (positiva). • Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, ⇒ Eenlace(H–H) = + 436 kJ • La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”. enlace
- 12. 12 and o... Rec o rd Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis: • Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete). • Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. • Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
- 13. 13 Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+. • H H · ·· | CH4 · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H · ·· | H H H • HCN H–C≡N : | NH4+ H–N+→H • H2CO H–C=O : | | ·· H H :O: || • ·· ·· H–O–S–O–H :O: :O: || ·· ·· ·· ↑ :O: H2SO4 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H ·· ·· ·· ↓
- 14. 14 Excepciones a la teoría de Lewis • Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. • Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. • Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ). – Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro
- 15. 15 Resonancia. • No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion. • Por ejemplo, en el ion carbonato CO32– el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O– . • Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos. • Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.
- 16. 16 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular • Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. • La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central. • Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.
- 17. 17 Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (cont.). • El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace. • El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. • El átomo central tiene pares de e– sin compartir. • El átomo central tiene un enlace doble.
- 18. 18 El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace. • BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º. • BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º. • CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º. BeF2 BCl3 CH4 Lineal Triangular Tetraédrica
- 19. 19 El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. • Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal. • Ejemplos: – Etino (acetileno) – CO2
- 20. 20 El átomo central tiene pares de e– sin compartir. • La repulsión de éstos pares de e– Metano (109,4º) sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace. – NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir ⇒ Amoniaco (107,3º) Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) – H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 104’5º < 109’5º Agua (104,5º) (tetraédrico)
- 21. 21 El átomo central tiene un enlace doble. • La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno. • CH2=CH2: Cada C tiene 122º 2 pares de e– compartidos 116º con el otro C y 2 pares de 122º e compartidos con sendos – átomos de H. ⇒ – Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular) – Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
- 22. Cuestión de Selectividad Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras 22 (Junio 97) de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta . b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas? a) Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que deberán formarse, pero no entra para nada en la dirección que tomarán éstos y, por tanto, en la geometría molecular. Por tanto, la geometría debe obtenerse experimentalmente, o acudir al modelo de repulsión de pares electrónicos o a la teoría de la hibridación. b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay más de una fórmula estructural para la misma molécula.
- 23. Cuestión de Selectividad Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras 23 de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta (Junio 97) se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta. b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas? c) H2O NO3– ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· H–O–H ; O=N+–O :– ↔ –: O–N+=O ↔ –: O–N+–O:– ·· ·· | ·· ·· | ·· ·· || ·· : O :– : O :– : O: ·· ·· d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los átomos, exceptuando como es lógico, al H que únicamente posee un enlace (2 electrones).
- 24. 24 Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. • Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. • Cada enlace tiene un momento dipolar “µ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de χ entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).
- 25. 25 Momento dipolar (cont). • Dependiendo de cómo sea Σ µ de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: • Moléculas polares. Tienen Σ µ no nulo: – Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. – Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. • Moléculas apolares. Tienen Σ µ nulo: apolares – Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Σ µ = 0. Ej: CH4, CO2.
- 26. 26 Momentos dipolares. Geometría molecular. CO2 BF3 CH4 H2O NH3
- 27. Cuestión de Selectividad Ejemplo: a) Ordene según la polaridad 27 (Junio 98) creciente, basándote en los valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl Elemento F O Cl N C S H Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1 b) la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta de la de CCl4? • a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F • b) El CH4 es globalmente apolar (µ = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El CCl4 es igualmente apolar por la misma razón; sin embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia fuera.
- 28. Cuestión de Selectividad Ejercicio C: Cuatro elementos diferentes 28 (Septiembre 97)A,B,C,D tienen número atómico 6, 9,13 y 19 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. a) A Z=6 2-4 b) No metal B Z=9 2-7 No metal C Z = 13 2-8-3 Metal D Z = 19 2-8-8-1 Metal c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)
- 29. 29 Teoría del enlace de valencia (E.V.) • Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– de orbitales semiocupados. • Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e– . • Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados covalencia y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.
- 30. 30 Enlace covalente simple. • Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma). • Puede ser: a) Entre dos orbitales “s” b) Entre un orbital “s” y uno “p” c) Entre dos orbitales “p”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato
- 31. 31 Enlace covalente múltiple. • Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. • Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1). • Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “π” (pi). • Si el enlace es triple, existe un solapa- miento “σ” y dos “π”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato
- 32. 32 Hibridación de orbitales atómicos. • Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”. hibridación • Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p). • Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.
- 33. 33 Tipos de hibridación • sp3 – 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano – 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3 – 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O • sp2 – 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 – 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno • sp – 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 – 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO
- 34. 34 Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato
- 35. 35 Propiedades de los compuestos covalentes • Sólidos covalentes: covalentes Sust. moleculares: moleculares • Los enlaces se dan a lo Están formados por largo de todo el cristal. moléculas aisladas. • Gran dureza y P.F alto. P.F. y P. E. bajos (gases). • Son sólidos. Son blandos. • Insolubles en todo tipo de Solubles en disolventes disolvente. moleculares. • Malos conductores. Malos conductores. • El grafito que forma Las sustancias polares son estructura por capas le solubles en disolventes hace más blando y polares y tienen mayores conductor. P.F y P.E.
- 36. 36
- 37. 37 Enlaces intermoleculares • Enlace o puente de Hidrógeno. – Es relativamente fuerte y precisa de: – Gran diferencia de electronegatividad entre átomos. – El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo. – Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos. • Fuerzas de Van der Waals. – Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles. – Entre dipolos instantáneos (moléculas
- 38. Estructura del hielo 38 (puentes de hidrógeno)
- 39. 39 Enlace metálico • Lo forman los metales. • Es un enlace bastante fuerte. • Los átomos de los metales con pocos e− en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. • Se comparten los e− de valencia colectivamente. • Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. • Existen dos modelos que lo explican:
- 40. 40 Propiedades de los compuestos metálicos. • Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. • Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.
- 41. 41 Propiedades de los compuestos metálicos (cont.). • Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. • Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. • Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “λ” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).
- 42. 42 Maleabilidad de un metal presión © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. Comparación con estructura de un cristal iónico
- 43. Cuestión de 43 Selectividad (Septiembre 98) Ejemplo: La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas. a) Sí. b) Sí. c) No. d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son moleculares los elementos no metálicos (p2 - p5).
- 44. Cuestión de 44 Selectividad (Marzo 97) Ejercicio D: Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de agregación (S = sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece en el ejemplo. Cl H O Ca Cl Cl2 C G HCl C G Cl2O C G CaCl2 I S H H2 C G H2O C L CaH2 I S O O2 C G CaO I S Ca Ca M S