El enlace químico i

Tema 3: El enlace químico I Química

Tema 3. El enlace químico

El enlace químico:

El enlace iónico vs. Covalente

El enlace iónico:

Energía reticular

Propiedades de los compuestos iónicos

El enlace covalente:

Estructuras de Lewis:

· Regla del Octete

· Formas resonantes

· Carga formal

· Excepciones a la regla del octete


El enlace químico. Introducción

Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La formación

de un enlace químico reduce la energía potencial entre partículas de distinta

carga.

Tipos de enlace químico:

Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y

baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)

Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos

(generalmente entre no metales)

NaCl

Sólido

iónico

H2O

Compuesto

covalente

NaCl

Compuesto

iónico


El enlace químico. El enlace iónico vs covalente

Transición gradual desde compuesto iónico a molecular al variar χ

LiCl ; BeCl4 BCl3 CCl4 ; NCl3

NaCl ; MgCl2 AlCl3 SiCl4 ; PCl3

iónicos intermedios moleculares

Las fuerzas que mantienen la red cristalina son de naturaleza

electrostática. Adireccional

• Los términos covalente e iónico se utilizan para describir

dos situaciones extremas del enlace químico.

• El enlace covalente es un buen modelo cuando

escribimos el enlace entre elementos no metálicos de

parecida electronegatividad. El iónico es un buen modelo

cuando tenemos un metal y un no metal (de muy diferente

electronegatividad).

• En realidad no hay ninguna sustancia puramente

iónica


Enlace covalente vs Enlace iónico

El enlace químico. El enlace iónico vs covalente


Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman

cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas

(forman aniones con facilidad)

Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los

halógenos u oxígeno

Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb)

LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F

gana un electrón y forma F. Nótese que el Li+ tiene la configuración electrónica

del He y el F la del Ne

Li+ F Li + F LiF

¿Qué elementos forman un enlace iónico?

El enlace iónico


Otros ejemplos de compuestos iónicos:

2 Li+ O 2 Li + O 2

CaO

Li2O

Li3N

Ca2+ O 2 Ca + O

3 Li+ N 3 Li + N

El enlace iónico


Se puede calcular mediante el ciclo de Bohr-Haber- relaciona la entalpía reticular con I,Ae, y otras propiedades electrónicas y moleculares.

Basado en la ley de Hess: la entalpía de una reacción es la misma con independencia de que transcurra en uno o en múltiples pasos

Examinemos la reacción entre el litio y el flúor

LiF(s) Li (s) + ½ F2(g) DHr =-594.1 kJ

Descompongamos la reacción en cinco etapas

Cuando un mol de iones positivos y un mol de iones negativos se se

aproximan desde el infinito hasta las posiciones de equilibrio que ocupan en el

cristal, se produce un DH llamado entalpía reticular (DHr). O energía reticular (U)

M+(g) + X-(g) MX(s)

El enlace iónico. Energía reticular


DHRº = -594.1 kJ

1º paso: Li(s) Li(g) DH1º = 155.2 kJ

2º paso: ½ F2(g) F(g) DH2º = 75.3 kJ

3º paso: Li(g) Li+(g) + e DH3º = 520 kJ

4º paso: F(g) + e F(g) DH4º = -328 kJ

5º paso: Li+(g) + F(g) LiF(s) DH5º = ?

sublimación

disociación

ionización

Afinidad

electrónica

Energía

reticular



Aplicando la ley de Hess:

DHRº = -594.1 kJ = DH1º + DH2º + DH3º + DH4º + DH5º

Luego

-594.1 kJ = 155.2 kJ + 75.3 kJ + 520 kJ – 328 kJ + DHº5

Sublimación

del Li

Disociación

del F2

I1(Li) Ae(F) Energía

Reticular

del LiF

Entalpía

De formación

Del LiF

Por tanto

DHº5 = -1017 kJ/mol



Compuesto Energía reticular

(kJ/mol) Compuesto

Energía reticular

(kJ/mol)

Aumento de la energía reticular

con la carga de los iones

Disminución de la energía

reticular con el tamaño del

anión

Energía reticular de algunos compuestos iónicos

La energía reticular aumenta

con

Aumento de la carga de los

iones

Disminución del tamaño de

los iones



Compuestos cristalinos

Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos que se repiten

periódicamente en el espacio

Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de unión entre los iones de la

red cristalina)

Sólidos duros (no se mellan), rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin

deformarse)

No son conductores de la electricidad en

estado sólido pero sí lo hacen en estado

fundido o en disolución

El enlace iónico. Propiedades de los compuestos iónicos


Tipos de enlaces covalentes:

El enlace covalente

Molécula de Hidrógeno: H2


» En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran

alojados en la última capa).

Ej.: El enlace en la molécula de agua.

El enlace covalente


Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y

existen como moléculas mono-atómicas. e- de valencia

He 2

Ne 8

Ar 8

Kr 8

Xe 8

Rn 8

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en

la capa de valencia (excepto el He).

La idea de enlace covalente fue sugerida en

1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas

noble compartiendo electrones para formar un

enlace de pares de electrones. G. N.

Lewis

El enlace covalente. Estructuras de Lewis


Símbolos de Lewis:

Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en

un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del

elemento:



Regla del octeto:

Los átomos se unen compartiendo

electrones hasta conseguir completar la última capa

con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la

configuración de gas noble: s2p6

Tipos de pares de electrones:

1- Pares de e- compartidos entre dos átomos

(representado con una línea entre los at. unidos)

· enlaces sencillos

· enlaces dobles

· enlaces triples

2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

H H O O N N

F F + F F

Pares libres Par enlace

Estructuras de Lewis

Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo están unidos los átomos entre sí.

No representa la forma tridimensional de la molécula

Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente

O C O



Para escribir una estructura de Lewis se siguen los siguientes pasos:

Ejemplo- dióxido de carbono CO2

Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo

menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales

O C O

Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia. Para un anión poliatómico se

le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos

electrones como cargas positivas.

C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4

O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12

número total de e- = 16

8 pares de electrones



Ejemplo CO2

Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el

octeto de los átomos enlazados al central:

Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo

central:

O C OHemos colocado

todos los

electrones (8 pares)

y el C no tiene

completo su octeto

O C OEstructura de Lewis

del CO2



Ejemplo- anión carbonato CO32-

Paso 1- Paso 2-

C: [He]2s22p2 4 e- del C

O: [He]2s22p4 18 e- del O

carga negativa 2 e-

número total de e- 24 e- 12 pares e-

Paso 3-

C OO

O

C OO

O

Paso 4 Estructura

de Lewis

del CO32-

2-

O

O OC



Ejemplo 3: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-

O: 2s2p4 6e-x4 = 24

+ 4 cargas neg.

32 e- 2)

1)

3) e- de v. libres: 32-8= 24

Si

O

O

OO

4-

Ejemplo 4: SO2

S: 3s2p4 6e-

O: 2s2p4 6e-x2 = 12

18 e- 2)

1)

3) e- de valencia libres:18-4=14

4)

SO O

SO O

Si

O

O O

O

SO O



A veces hay moléculas que no se describen por una única estructura de Lewis

Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden escribir estructuras

que difieren en la posición de los enlaces dobles o triples.

Estas estructuras que se diferencian en la posición de los enlaces múltiples se

denominan estructuras de resonancia

Ejemplo:la molécula de ozono (O3)

I II

OO OA

B

C

OO OA

B

C

Los datos experimentales indican que las distancias OO en la molécula de O3 son

iguales:

Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de Lewis

Híbrido de

resonancia

OOO

El enlace covalente. Formas resonantes


El ion carbonato proporciona otro ejemplo de resonancia:

El concepto de resonancia se aplica también a sistemas orgánicos como el benceno

(C6H6):

C OO

O

C OO

O

C OO

O

o3 enlaces

deslocalizados

El enlace covalente. Formas resonantes


Carga Formal

La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e-

asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e-

compartidos).

En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma

molécula:

Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de

Lewis más probable:

El valor de Cf sea más próximo a 0

La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo

C OH H

H

H

HH OC

H H

I II

CF = Nev – Nel - ½Nec Nev= nº electrones de valencia

Nel= nº electrones libres (no enlazados)

Nec = nº electrones compartidos



C OH H

H

H

I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0

- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0

II) HH OC

H H

- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Correcta!

Otro ejemplo:

C N- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0



Ejemplo- aplicación de los criterios al ion cianato NCO-

Las tres estructuras posibles, de esta especie asimétrica son:

C ONN OCC ON- --

I II III

Estructura I

CF(N) = 5 – 6 -½(2) = -2

CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0

CF(O) = 6 – 2 - ½(6) = +1

Estructura II

CF(N) = 5 – 4 -½(4) = -1

CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0

CF(O) = 6 – 4 - ½(4) = 0

Estructura III

CF(N) = 5 – 2 -½(6) = 0

CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0

CF(O) = 6 – 6 - ½(2) = -1

NO Contribuye

muy poco Más importante



Excepciones a la regla del Octeto

Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:

a) Moléculas con nº de e- impar.

N O

NO (5+6=11 e- de valencia)

Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

B

F

F

F

Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

El enlace covalente. Excepciones a la regla del octeto


El enlace covalente. Excepciones a la regla del octeto

c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies

en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen

octetes expandidos.

PCl5 XeF4

nº de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

nº de e- de v 8+7x4= 36 e-

XeF

F F

F

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se

alojan los pares de e- extras.

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