1

El Enlace Químico

Prof. Diego Facundo Sandoval MamaniÁREA DE CIENCIA, TECNOLOGIA Y AMBIENTE

ENLACE QUÍMICO

Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.O2 diatómicaSO2 triatómicaNH3 tetraatómica

3

¿Cómo existen los elementos en la naturaleza?

Gases Nobles: Monoatómicos (He, Ar, Xe)

No metales: Diatómicos (N2, O2, Cl2) Poliatómicos (H2O, CO2)

Metales: Monoatómicos en redes cristalinas (Au, Ag, Cu) Poliatómicos formando sales (Minerales)

4

¿Por qué se unen los Elementos? Los átomos, iones y

moléculas se unen entre sí para tener la mínima energía, lo que equivale a decir la máxima estabilidad.

Buscan cumplir la Regla del Octeto.

Se unen utilizando los electrones de valencia (los del último nivel de energía).

Diagrama de energía frente a distancia interatómica

5

Tipos de enlaces

Iónico

Covalente

Metálico

6

Recordamos

Energía de ionización

- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.

Afinidad electrónica

- Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo , es estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.

ELECTRONEGATIVIDAD

- Es la capacidad de un átomo para ATRAER los electrones de un enlace químico hacia él.

7

ElectronegatividadValores de Electronegatividad de Pauling

electronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

Cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo.

9

Enlace iónico Formados por Elementos con GRAN diferencia de

electronegatividad

Cada átomo es capaz de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto).

NaCl Na+ -Cl

El Sodio (Z=11), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s1, al ceder un electrón quedará cargado positivamente (Na+) y con la configuración electrónica del Neón: 1s2 2s2 2p6

El Cloro (Z=17), con configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 al aceptar un electrón quedará cargado negativamente (Cl-) y con la configuración electrónica del Argón: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

De esta forma los átomos adquieren una carga positiva o negativa. Es decir , el enlace iónico se produce por la atracción electrostática entre un CATIÓN y un ANIÓN.

10

Símbolos de puntos de Lewis Es una forma de representar los electrones de valencia de un

átomo.

Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo.

El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados

Cl.

......Na. Na+ Cl-

11

Estructura cristalina Los iones en los compuestos iónicos se

ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible formando redes cristalinas.

Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

Na+

Cl-

Cl-

Na+

12

Principales tipos de estructura cristalinaNaCl (cúbica centrada en las caras para

ambos iones)

CsCl (cúbica para ambos iones)

CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

F Ca2+Ca2+

13

Enlace covalente Formado por Elementos con diferencia de electronegatividad

igual a cero o relativamente pequeña (menor a 2) Se da principalmente con elementos No Metales Cada átomo tiende a compartir electrones para conseguir 8

e– en su última capa y adquirir la configuración electrónica de gas noble (Regla del Octeto).

El enlace es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos.

Cl.......

Cl... ....

+ Cl.......

Cl... ....

O.. ....

H.H. O....

HH- - H2O

14

Enlace metálico Formados por Elementos con POCA diferencia de electronegatividad. Lo forman los elementos metálicos.

Modelo del mar de electrones:

Los átomos metálicos comparten los electrones de su última capa (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica.

Estos electrones desprendidos forman un mar de electrones deslocalizados que puede desplazarse a través de toda la red.

De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante el mar de electrones con carga negativa que los envuelve y que no pertenecen a ningún átomo determinado.

15

Propiedades de los enlaces.

Diferencia de Electronegatividad Unidades que lo forman

Iónico GRANDEElectrones Transferidos

Iones: - Cationes - Aniones

Covalente APRECIABLE o ceroElectrones Compartidos

- Átomos- Moléculas

Metálico BAJAElectrones Deslocalizados

- Cationes Metálicoscon electrones deslocalizados

16

Propiedades de los enlaces.Estado de Agregación

Punto de Fusión

IónicoSólido ALTOS

Forman redes cristalinas muy estables

Covalente

Gas: O2 ; CO2

Líquido: H2O

Sólido: C (diamante)

VARIABLEDesde bajas temperaturas (azúcar) hasta muy altas (carbono diamante o grafito)

Metálico SólidosExcepto Hg

ALTOSForman redes metálicas critalinas muy estables

17

Diamante Grafito

18

Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.

Conducción Eléctrica MecánicaIónico - En estado sólido NO conducen

- Disueltos o fundidos SI

Ver ejemplo en siguiente filmina

- Duros- Frágiles- Quebradizos

Covalente - Poco Conductores (Excepto el Grafito)

- Variable

Metálico - Muy buen conductores - Maleables- Dúctiles

19

Propiedades de los enlaces: Conducción Eléctrica en Enlaces Iónicos:

20

Propiedades de los enlaces.SOLUBILIDADFenómeno FísicoUna sustancia al solubilizarse permanece como tal pero

ubicada de otra manera.Microscópicamente los átomos o moléculas se mezclan con

las moléculas del solvente pero no se transforman.Los compuestos se disuelven en solventes de polaridad

semejante

Solubilidad de un cristal iónico

21

Propiedades de los compuestos con los diversos enlaces.

Solubilidad

Iónico En solventes polaresGeneralmente en agua

Covalente Dependiente de la estructura molecular.- Molécula polar en solvente polar- Molécula no polar en solvente no polar

Metálico No se solubilizan

22

Tipos de enlace covalenteEnlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos

iguales que comparten electrones:Sencillo: H-H, Cl-ClDoble: O=OTriple: NΞN

Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa:H-Cl, H-O-H

Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este caso la molécula tiene carga eléctrica:NH4

+, H3O+,

COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de fusión

altos (por lo general, > 400ºC)2. Muchos son solubles en

disolventes polares, como el agua..

3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES1. Son gases, líquidos o sólidos

con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Recordamos lo importante de los tipos de enlace:

24

GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicos

Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta.

Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “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.

Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse experimentalmente por técnicas de difracción de rayos X.

25

Ampliamos con mas conocimientos!!!

26

GEOMETRÍA MOLECULAR: Modelo de repulsión de pares electrónicosPara conocer la geometría que tienen las

moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases:

El átomo central sólo tiene pares de e– enlazantes, ej BeCl2, BCl3, CH4, etc

El átomo central tiene pares de e– libres (sin compartir), ej: NH3, H2O, etc

27

El átomo central sólo tiene pares de e– enlazante.BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Angulo del enlace =

180º.

BCl3: El B tiene 3 pares de e– Angulo del enlace = 120º.

CH4: El C tiene 4 pares de e– Angulo del enlace = 109,4º.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

28

El átomo central tiene pares de e– libres. La repulsión de éstos pares de e– libres es

mayor que entre pares de e– enlazantes.

NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir 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 (tetraédrico)

Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- libres requieren más espacio que los enlazantes, ya que están atraídos por dos átomos.

Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

29

Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.Cuando los átomos que forman la molécula tienen

diferente electronegatividad, hay una distribución asimétrica del par de e- compartidos, por lo que el enlace es polar.

En el átomo más electronegativo aparece una carga parcial negativa (δ-) y sobre el otro una carga parcial positiva (δ+) y por tanto se forma un dipolo.

δ+ δ-

H - Cl

Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

30

Teoría del enlace de valencia (TEV)

Los modelos de Lewis y el de repulsión de pares electrónicos no resuelven cuestiones como:

Por qué compartir electrones lleva a una unión estable?

Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros

no? Qué determina la forma geométrica de las

moléculas? Por qué unos enlaces son más fuertes que otros?

Con el modelo mecánico-cuántico surge la TEV.

Para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, un orbital de uno de los átomos tiene que interaccionar o solaparse con un orbital del otro y cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón

31

Teoría del enlace de valencia (TEV)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–.

Diagrama de energía frente a distancia interatómica

H HHH

H H

32

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”

33

Enlace covalente Doble y Triple.Se producen dos o tres solapamientos de orbitales

atómicos entre dos átomos.

Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).

Si el enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi).

Si el enlace es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “”.

34

Hibridación de orbitales atómicosPara justificar la geometría de muchas moléculas la

teoría del enlace de valencia introduce el método de hibridación de orbitales.

El método consiste en una Combinación Lineal de Orbitales Atómicos mediante el cual se obtienen nuevos orbitales híbridos equivalentes entre sí en forma y energía.

Hibridación sp3 (tetraédrica o espacial): La combinación lineal de 1 orbital s y 3 orbitales p produce cuatro orbitales híbridos, que forman un tetraedro regular con ángulo de 109,5º

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

35

Hibridación sp2 (triangular o plana):

La combinación lineal de 1 orbital s y 2 orbitales p produce tres orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º.

Orbitales híbridos sp2

ps p

De esta forma se pueden explicar moléculas con dobles enlaces.

Ej: Etileno (C2H4)

p

Hibridación de orbitales atómicos

36

Hibridación sp (lineal): La combinación lineal de 1 orbital s y 1 orbital p produce dos orbitales híbridos sobre el mismo eje, con un ángulo de 180º.

s p

De esta forma se pueden explicar moléculas con triple enlace.

Átomo de carbono

Hibridación de orbitales atómicos

Acetileno (C2H2)

Gracias por su atención

Atte.

Prof. Diego Facundo Sandoval Mamani