ENLACE QUÍMICO

FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATOConcepción Daza Santos

Índice de contenidos1. Concepto de enlace químico. 1.1. Energía y estabilidad.1.2. Estructura de octeto.1.3. Tipos de enlace. 2. Enlace iónico.2.1. Formación del enlace iónico.2.2. Estructura de los sólidos iónicos.2.3. Propiedades de los compuestos iónicos.

3. Enlace covalente.3.1. Formación del enlace covalente. Modelos de Lewis3.2. Teoría del enlace de valencia 3.3. Enlace covalente coordinado o dativo.

3.4. Polaridad del enlace covalente.3.5. Geometría molecular y polaridad de la molécula.3.6. Propiedades de los compuestos covalentes. 4. Enlace metálico.4.1. Modelo de la “nube electrónica”4.2. Propiedades de los metales. 5. Fuerzas intermoleculares.5.1. Enlace de hidrógeno.5.2. Fuerzas de Van der Waals.

1. Concepto de enlace químico

Enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos los átomos e iones que forman las diversas sustancias químicas de manera estable.Los distintos enlace justifican las propiedades y características de las sustancias.

1.1. Energía y estabilidad

• Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tienen los átomos por separado.

• Cuando dos átomos de hidrógeno se empiezan a aproximar para formar la molécula de hidrógeno (H2), aparecen:

- Fuerzas de atracción entre el núcleo de un átomo y el electrón del otro átomo.

- Fuerzas de repulsión entre los núcleos de ambos átomos y entre los electrones de ambos átomos.

El resultado es la siguiente curva de variación de energía:

1. Los átomos separados a distancia infinita tienen energía cero.

2. Al acercarse empiezan a aparecer fuerzas de atracción y la energía del sistema baja.

3. Cuando los átomos se encuentran a la distancia de enlace, la energía del sistema es mínima y el sistema es estable.

4. Si los átomos se aproximan más aparecen fuerzas de repulsión que desestabilizan el sistema y la energía aumenta.

1.2. Estructura de octeto

• Estructura electrónica de un gas noble en su capa de valencia: ns2np6 (octeto electrónico)

• Los gases nobles son muy estables y no tienden a combinarse con otros átomos.

El resto de los elementos tienden a adquirir la configuración electrónica externa de octeto para estabilizarse.

1.3. Tipos de enlace

• Para conseguir la estabilidad mediante la formación de un enlace, los átomos tienen varias opciones:

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlace metálico

2. Enlace iónico.2.1. Formación del enlace iónico

Se forma un ión positivo o CATIÓN

Na+ 1s22s22p6

Cede su/s electrones del nivel más externo, hasta quedarse con la capa anterior completa

Elemento metálico (con pocos electrones en el nivel más externo) Na (Z=11) 1s22s22p63s1

Se forma un ión negativo o ANIÓN

Cl− 1s22s22p63s23p6

Capta uno o más electrones hasta quedarse con el nivel más

externo completo

Elemento no metálico (con muchos electrones en el nivel más externo)Cl (Z=17) 1s22s22p63s23p5

2.1. Formación del enlace iónico

Ión positivo o catión

Na+

Ión negativo o anión

Cl-

Se unen por fuerzas de atracción

electrostática y forman una red

cristalina iónica de NaCl

2.2 Estructura de los compuestos iónicos

• No se forman moléculas aisladas.• Se forman redes cristalinas en las que los iones

ocupan unas posiciones fijas en la red, siguiendo una estructura ordenada que se repite indefinidamente en las tres direcciones del espacio.

• La fórmula empírica del compuesto iónico (ejm, NaCl) sólo expresa la proporción de iones de uno y otro elemento en el compuesto.

• El índice de coordinación es el número de iones de signo contrario que rodean a un ión.

Algunas redes cristalinas iónicas

Red NaCl

Energía de red

• Las estructuras cristalinas iónicas son muy estables: en su formación se desprende una gran cantidad de energía.

• Hay dos tipos de energía implicadas según las sustancias de partida:

• Energía de red o reticular, U: es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ejm: Na+ (g) + Cl-

(g)→ NaCl (s) + 787kJ/mol

• Energía de formación, ΔHf : es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de sus elementos en estado natural.

Ejm: Na (s) + Cl2(g)→ NaCl (s) + 410,7 kJ/mol

Ciclo de Born-Haber• Estas energía se pueden relacionar mediante

un ciclo que se completa con otras etapas.ΔHsub= entalpía de sublimación (para pasar de sólido a gas)EI= energía de ionización (para arrancar un electrón y formar el catión)Δhdis = entalpía de disociación (para romper la molécula en sus átomos) AE = afinidad electrónica (para formar el anión)

2.3. Propiedades de los compuestos iónicos.

3. Enlace covalente.3.1. Modelo de Lewis.

1. Elegiremos el esqueleto estructural lo más simétrico posible.2. Elegimos el átomo central, es decir, el que estará rodeado de

más átomos (el hidrógeno siempre es terminal, nunca central, porque sólo puede formar un enlace).

3. Si en la molécula hay átomos de H y de O, éstos van unidos.4. Situamos los símbolos de los elementos rodeados por sus

átomos de valencia que representamos mediante puntos o cruces.

5. El número de electrones que van a formar enlace coincide con la valencia covalente con la que esté actuando el elemento en el compuesto. El resto, son electrones no enlazantes.

6. Una vez formado el enlace por el par de electrones se puede representar por un guión.

Enlace simple

Un par de electrones

H2, Cl2, H2O, H3C─CH3

Enlace doble

Dos pares de

electrones

O2, CO2, H2C=CH2

Enlace triple

Tres pares de

electronesN2, HC≡CH

3. Enlace covalente.3.1. Modelo de Lewis.

3. Enlace covalente.3.1. Modelo de Lewis.

3. Enlace covalente.3.1. Modelo de Lewis.

3.2. Teoría de enlace de valencia

• Es una interpretación semicuántica que trata de explicar la formación del enlace covalente por solapamiento de orbitales semiocupados que al superponerse forman un orbital común.

• Según esta teoría para que se forme un enlace covalente es necesario que:

Cada átomo debe tener un orbital atómico ocupado por un solo electrón.

Los dos electrones de los orbitales semiocupados han de tener espines contrarios, es decir, antiparalelos.

• Con esta teoría se puede explicar la covalencia de un elemento, es decir, el número de enlaces covalentes que podrá formar, que es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2.

• Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos.

3.2. Teoría de enlace de valencia

3.3. Enlace covalente coordinado

• Según lo que acabamos de ver, en la formación del enlace covalente cada átomo aporta uno, dos o tres electrones, sin embargo hay moléculas que no cumplen esa norma.

• Es el caso de ion amonio, NH4+. En este caso el

hidrógeno no puede aportar electrones ya que ha perdido el único que tenía, de modo que el hidrógeno aportará un orbital vacío y el nitrógeno, con un par de electrones sin compartir como hemos visto en las estructuras de Lewis hace un momento, aportará dicho par de electrones.

• Explica ahora tú el enlace en ión hidronio, H3O+

3.3. Enlace covalente coordinado

3.4. Polaridad del enlace covalente.

• Cuando los átomos son idénticos, es decir en las moléculas diatómicas homonucleares, como el Cl2, donde el par de electrones es compartido por igual y la carga se distribuye de forma simétrica en toda la molécula, se dice que es apolar.

3.4. Polaridad del enlace covalente.

• Sin embargo, en el caso de una molécula diatómica heteronuclear como el HCl, donde el Cl es más electronegativo que el H, con lo que tiende a atraer hacia sí al par de electrones de enlace, aparece en la molécula una separación parcial de cargas. Entonces diremos que el enlace está polarizado y la polarización de la molécula se mide por una magnitud física que es el momento dipolar, µ.

3.4. Polaridad del enlace covalente.

3.5. Geometría molecular y polaridad de la molécula.

• Hay que distinguir lo que es un enlace polar de lo que es una molécula polar, ya que para saber si una molécula lo es, no bastará con conocer si sus enlaces están polarizados, sino que tendremos que conocer también su geometría.

• El momento dipolar total de una molécula será la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces, y ésta dependerá de las direcciones de los mismos.

• La polaridad de las moléculas es importante ya que determina su comportamiento químico como disolvente de otras sustancias (un disolvente polar disolverá a una sustancia polar y uno apolar a una sustancia apolar, siguiendo la máxima “semejante disuelve a semejante”)

3.6. Propiedades de los compuestos covalentes.

• Hay dos tipos de compuestos que origina el enlace covalente: moléculas y cristales.

• En el caso de los cristales atómicos todos los átomos se unen entre sí mediante enlaces covalentes no existiendo moléculas aisladas. Esto determina sus propiedades:

sólidos en condiciones ordinarias, elevados puntos de fusión y ebullición, elevada dureza, no son conductores de la electricidad ni del calor, son insolubles. Ejemplos son: grafito, diamante y sílice. Mostraremos sus

estructuras 3D.

• En el caso de las sustancias moleculares, en ellas se unen los átomo por enlace covalente pero con otras moléculas se unen por fuerzas más débiles que veremos a continuación.

• Esto justifica sus propiedadesbajos puntos de fusión y ebullición, su solubilidad dependerá de su polaridad, podrán ser gases, líquidos o sólidos a temperatura

ambiente. Ejemplos diversos: cloro, amoníaco, etanol, yodo,

etc…

3.6. Propiedades de los compuestos covalentes.

• Animación (en inglés) sobre enlace covalente con la molécula de agua como ejemplo:

https://www.youtube.com/watch?v=SD-PaviesH0• Animación sobre la polaridad de las

moléculas:https://phet.colorado.edu/es/simulation/molecule-polarity

4. Enlace metálico

Modelo de la “nube electrónica” se caracteriza por:• Los átomos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose

en iones positivos. Éstos se ordenan geométricamente en una red cristalina según diferentes tipos de empaquetamiento.

• Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y pueden desplazarse por el metal.

• La interacción entre los iones positivos y la nube electrónica estabiliza el metal.

• La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte, por lo que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras.

4.2. Propiedades de los metales.- Conductividad eléctrica, debido a la deslocalización. Esto es conocido ya que los cables conductores de la electricidad son metálicos (cobre, sobre todo).- Conductividad térmica, ya que al estar muy próximos los átomos unos de otros, la energía se transfiere rápidamente a los cationes vecinos.- Maleabilidad (capacidad de ser separados en láminas) y ductilidad (capacidad de ser separados en hilos), ya que al aplicar una fuerza no cambia la disposición enfrentada de los cationes, y no se rompe, como ocurría en los cristales iónicos.- Elevados puntos de fusión y ebullición en general (excepto en mercurio que es líquido) debido a la fortaleza del enlace metálico.- Brillo metálico- Densidad elevada, debido a que la aglomeración de átomos es muy compacta.

5. Fuerzas intermoleculares• Las fuerzas intermoleculares son las que se

originan entre moléculas para formar los compuestos moleculares.

• El hecho de que muchas sustancias covalentes moleculares se presenten en estado gaseoso o líquido se debe a las débiles fuerzas con las que se unen sus moléculas.

• Hay dos tipos: enlaces de hidrógeno y fuerzas de dispersión.

5.1. Enlace de hidrógeno

• Para que se dé este enlace debe estar unido un átomo de hidrógeno a un átomo muy electronegativo y pequeño, como nitrógeno, oxígeno o flúor (cabeceras de sus grupos, por lo que sus compuestos con hidrógeno tienen propiedades que no siguen la variación prevista respecto a sus homólogos)

• Ejemplo: punto de ebullición del agua es muy superior al de H2S, H2Se, H2Te.