Enlace químico

El enlace químico

Realizado por la Prof. Rosina Pérez 2

¿A qué nivel estamos hablando?


El enlace químico

Participante #1

(un átomo)

Participante #2(un átomo)


¿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 cantidad de átomos que necesitan unirse y la geometría de las sustancias químicas.


Diagrama de energía en función de la distancia interatómica


Tipos de enlaces

Intramoleculares:Iónico.

Covalente.

Intermoleculares:Enlaces por puente de hidrógeno.

Metálico.


Teoría de Lewis

Hipótesis básica:

Los átomos son más estables cuando tienen 8 e- en el último nivel de energía llamado nivel de “valencia”

Los átomos para conseguir 8 e- en su último nivel, ganan, pierden o comparten tantos electrones como le falten para completar 8 e- en su último nivel (regla del octeto).


Estructura electrónica de los gases inertes

Todos los gasesinertes tienen 8 electronesen el último nivel de energía(Excepto el He que tiene 2 e-pero eso implica que tiene el 1º nivel completo).ESO LOS HACE SER ESTABLESY NO REACCIONAR QUÍMICAMENTE.

ESTO SE LLLAMA LA TEORÌA DEL OCTETO ELECTRÓNICO DE LEWIS


Comparando átomos reactivos con no reactivos

Todos los gasesinertes tienen 8 electronesen el último nivel de energía(Excepto el He que tiene 2 e-pero eso implica que tiene el 1º nivel completo).ESO LOS HACE SER ESTABLESY NO REACCIONAR QUÍMICAMENTE. Los otros átomos son inestables porqueno tienen 8 e- como los Inertes y van a tratar de conseguir esa cantidad de e-uniéndose con otro átomo.


Electronegatividad:mirando los elementos en la tabla periódica

Li1.0

H2.2

Na0.9

K0.8

Mg1.3

Be1.6

B1.8

C2.5

N3.0

Si1.9

P2.2

S2.6

O3.4

F4.0

Cl3.2

I2.7

Br3.0

Wimpy

Middle Strong

Electronegatividad

Crece en esta dirección

débil

media fuerte


Tipos de átomos; de acuerdo a la electronegatividad

El “débil”, poco electronegativo

Contestant #1

(an atom)

El “fuerte”, muy electronegativo


Tipos de átomos

Los “débiles” Muy

electropositivos

Los “fuertes”

Muy electronegativos

Li

Na

F

Cl

O

Los “medianos”

Ni electropositivos ni electronegativos

C SiH


Electronegatividad: valores en la TP



Iones

Los átomos “normales” son NEUTROS

Se llaman IONES a los átomos que tienen más o menos electrones con respecto a la cantidad de protones

Los átomos con un electrón extra tienen una carga – (ión negativo o anión)

Átomos que tienen un electrón de menos tiene una carga + (ión positivo o catión)


Iones

Ejemplo: El ion sodio (Na+)

El átomo de Na pierde un electrónEl átomo nuevo (ión) tiene una carga + de más (Na +)


Enlace Iónico

Ocurre entre iones + y -

Requiere transferencia de electrones

Requiere gran diferencia de electronegatividad.

Ejemplo: NaCl

Na (metal) unstable

Cl (nonmetal) unstable

electron

+ - Coulombic Attraction

Na (cation) stable

Cl (anion) stable


Enlace Iónico

Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura(El metal es electropositivo y el no-metal es electronegativo)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–

Reacción global: O + 2 Na O2– + 2 Na+

Fórmula del compuesto: NaNa22OO


Sodium donates a lonely electron to chlorine to complete its outer electron shell. Chlorine is only too happy to accept.

The result is ion formation.

An ion is an atom or molecule with one or more full positive or negative charges.

Algunos átomos hacen “lo imposible” para lograr el octetoelectrónico


Iones y formación de iones


Formación del ión Sodio Na+


Formación del ión Cloruro Cl-


Representación de Lewis de la formación del cloruro de sodio.

La fuerza que mantiene unidos al Na+ y al Cl- es un enlace iónico.

Formación del Cloruro de Sodio


Las fuerzas que mantienen unidos al Mg++ y al Cl- son enlaces iónicos.

Formación del Cloruro de Magnesio


Estructura cristalina

Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

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


Cristal cúbico de NaClEn el cristal cada ión Na+ está rodeado de seis Cl-

Realizado por la Prof. Rosina Pérez 2711.5

En el cristal cada ión Cl- está rodeado de seis Na+

Cristal cúbico de NaCl


En el cristal la relación de iones es de 1 a 1

No existe la molécula de NaCl


Tamaño relativo de los átomos a los iones

Un ión sodio es más pequeño que un átomo de sodio porque: (1) el átomo de sodio ha perdido su electrón más externo. (2) los 10 electrones restantes están ahora atraídos por 11 protones y se acercan más al núcleo.


Un ión cloruro es más grande que un átomo del cloro porque: (1) el átomo del cloro ha ganado un electrón y ahora tiene 18 electrones y 17 protones. (2) la atracción nuclear sobre cada electrón ha disminuido, permitiendo que el ión cloruro "se expanda".

Tamaño relativo de los átomos a los iones


This type of chemical bond is an ionic bond.

Salts are solids held together by ionic bonds.

Enlace iónico: Iones de carga opuesta atraídos entre sí


Enlace iónico

Una “pelea” muy despareja (débil vs fuerte)

O débil vs mediano

Los “débiles” generalmente pierden

FNa

Li H


Ejemplos: Enlace Iónico

He -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

F 4.0

Cl 3.0

Br 2.8

I 2.5

At 2.2

Li 1.0

Na 0.9

K 0.8

Rb 0.8

Cs 0.7

Fr 0.7

H 2.1

Be 1.5

Mg 1.2

Ca 1.0

Sr 1.0

Ba 0.9

Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

CsCl

MgO

CaF2

NaCl

O 3.5

Pierde electrones Gana electrones


Propiedades de los compuestos iónicos

Puntos de fusión y ebullición elevados 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 (ej. Agua) e insolubilidad en disolventes apolares.Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.Son frágiles.


Un ejemplo de compuesto iónico: Sal común (CLORURO DE SODIO)

P.F = 801°C


Fragilidad en un cristal iónico

presión


Molecules are often described as hydrophilic (water-loving) or hydrophobic (water-fearing) on the basis of their solubility in water.

Las sustancias iónicas son solubles en agua


Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar (agua)

Solubilidad de un cristal iónico


Hidratación de los iones en la solución acuosa


Sustancias iónicas :Electrolitos

Por tener cargas LIBRES (IONES) las sustancias iónicas fundidas o disueltas en agua conducen la corriente eléctrica

Solución de azúcar en agua destilada Solución de sal en agua (salmuera)


Conductividad eléctrica en sustancias iónicas


Enlace covalente: Teoría de Lewis

Hipótesis básicas:Los átomos para conseguir 8 e– en su último nivel, comparten tantos electrones como le falten para completar con 8 e- su último nivel de energía llamado nivel de “valencia” (regla del octeto).Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.Se pueden formar enlaces simples (1 par de e- compartido), dobles (2 pares de e- compartidos), y triples (3 pares de e- compartidos) con el mismo átomo.


Cuando los átomos comparten los electrones la unión que los mantiene juntos es una unión covalente.

H2

Enlace covalente


Tipo de enlace de acuerdo a la diferencia (LA RESTA) de electronegatividad


Cl Cl

Molécula de Cloro

Electronegatividad3.0

Electronegatividad 3.0

La molécula es covalente no polar.

Diferencia de Electronegatividad = 0.0

11.10

Enlace covalente no polar


H Cl

Molécula de Cloruro de Hidrógeno

Electronegatividad 2.1


La molécula es covalente polar.

+ -

Diferencia de Electronegatividad = 0.9

11.10

Enlace covalente polar


Cloruro de sodio

Na+ Cl-



La unión es iónica.No existe la molécula.Diferencia de Electronegatividad= 2.1

11.10

Enlace iónico


Enlace covalente polar

Un dipolo es una molécula que es eléctricamente asimétrica provocando eso que tenga centros de cargas opuestas en dos zonas diferentes.

Un dipolo se puede representar así

+ -


Para indicar un dipolo se puede usar un vector

El vector apunta al polo negativo del dipolo.

H Cl H Br H

O

H

Las moleculas de HCl, HBr y H2O son polares .


Una molécula que contiene tipos diferentes de átomos puede o no puede ser polar, dependiendo de su forma.

La molécula de dióxido de carbono es no polar porque los dipolos carbono-oxígeno se anulan porque actúan en igual dirección y sentidos opuestos.

Compensación por simetría


¿Enlace covalente polaro apolar?

Electronegatividades iguales (2 igualmente medianos o 2 igualmente fuertes)

No-polar

Electronegatividades diferentes

(2 desigualmente débiles o 2 desigualmente fuertes)Polar

H H FF

FClH Cl


Enlace covalente no polar

Requiere compartir pares de electrones

Ej: CH4

C: tiene 4 e- de valencia,

y necesita 4 más

H: tiene 1 e- de valencia,

y necesita 1 más

Las electronegatividades son muy parecidas. (electronegatividad es la tendencia a “ganar” electrones que tiene un átomo)

shared electrons from carbon atom

shared electrons from hydrogen atoms

H

H

H

H

C

CH4


Note how bonding fills all outer electron shells.

Enlace covalente polar: la molécula MÁS importante- EL AGUA


El agua como compuesto químicoLa ubicación de los átomos de hidrógeno forma un ángulo de 105°, por lo cual se impide la compensación por simetría y se forma entonces una molécula “polar” con cierto carácter iónico

ENLACE “INTRAMOLECULAR”


Polaridad de la molécula de agua

Los enlaces polares entre el O y dos átomos de H

Oxígeno es más electronegativo

en el agua, el O es el polo - (tiene carga ligeramente negativa)

Los H son los polos+ (tiene carga ligeramente positiva)


Estructura de la molécula de agua

El agua está formada por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno por medio de un enlace covalente polar, formando un dipolo eléctrico, como se indica en la figura:


Copyright © 2005 Pearson Education, Inc., publishing as Benjamin Cummings

Estructura de la molécula de agua


¿Enlace covalente polaro apolar?


Enlace covalente


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.


Ejemplos: Enlace covalente

Sobre todo se da en moléculas de no-metales iguales y de no-metales diferentes entre sí

He -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

F 4.0

Cl 3.0

Br 2.8

I 2.5

At 2.2

Li 1.0

Na 0.9

K 0.8

Rb 0.8

Cs 0.7

Fr 0.7

H 2.1

Be 1.5

Mg 1.2

Ca 1.0

Sr 1.0

Ba 0.9

Ra 0.9

Ti 1.5

Cr 1.6

Fe 1.8

Ni 1.8

Zn 1.8

As 2.0

SiC

C(diamond)

H2O

C 2.5

H2

Cl2

F2

Si 1.8

Ga 1.6

GaAs

Ge 1.8

O 2.0

colu

mn IVA

Sn 1.8Pb 1.8

Adapted from Fig. 2.7, Callister 6e. (Fig. 2.7 isadapted from Linus Pauling, The Nature of the Chemical Bond, 3rd edition, Copyright 1939 and 1940, 3rd edition. Copyright 1960 by Cornell University.

3.5



For example, sugar dissolves in water, but fat doesn’t.

The general rule is like dissolves like.

The familiar case of oil and water.

Propiedades de las sustancias con enlace covalente

Las sustancias covalentes no polares NO SON SOLUBLES en solventesPolares como el agua


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.


¿Qué pasa entre dos moléculas de agua vecinas?


¿Qué pasa entre dos moléculas de agua vecinas?

Las cargas parciales en los átomos dentro de la molécula de agua permiten los puentes de hidrógeno entre las moléculas

Los puentes de hidrógeno se forman cuando el H de una molécula se atrae al O de una molécula diferente

El polo positivo atrae al polo negativo de la molécula vecina


Se forman enlaces “intermoleculares” llamados“Puentes de Hidrógeno”

1

4

32

Copyright © 2005 Pearson Education, Inc., publishing as Benjamin Cummings

∂-

∂+

∂+

∂+

∂+

∂-∂-


OOHH

HH

OOHH

HH

OOHH

HH

OOHH

HH

OOHH

HH

Enlace Puente de HidrógenoEnlace Puente de HidrógenoEnlace Puente de HidrógenoEnlace Puente de Hidrógeno

Una sóla molécula de agua Una sóla molécula de agua puede tener hasta 4 puentes puede tener hasta 4 puentes de H , esto depende de la de H , esto depende de la temperatura y estado físico.temperatura y estado físico.

Este enlace se da entre la Este enlace se da entre la atracción de átómos de atracción de átómos de diferentes moléculas, en el diferentes moléculas, en el que un oxígeno cargado (-) y que un oxígeno cargado (-) y un hidrógeno cargado (+) se un hidrógeno cargado (+) se unen por un enlace débil.unen por un enlace débil.

Este es responsable de casi Este es responsable de casi todas las propiedades del todas las propiedades del agua. agua.

Una sóla molécula de agua Una sóla molécula de agua puede tener hasta 4 puentes puede tener hasta 4 puentes de H , esto depende de la de H , esto depende de la temperatura y estado físico.temperatura y estado físico.

Este enlace se da entre la Este enlace se da entre la atracción de átómos de atracción de átómos de diferentes moléculas, en el diferentes moléculas, en el que un oxígeno cargado (-) y que un oxígeno cargado (-) y un hidrógeno cargado (+) se un hidrógeno cargado (+) se unen por un enlace débil.unen por un enlace débil.

Este es responsable de casi Este es responsable de casi todas las propiedades del todas las propiedades del agua. agua.


Enlace o puente de Hidrógeno


Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)


Enlace metálico

Lo forman los metales.

Es un enlace bastante fuerte.

Los átomos de los metales con pocos e- en su último nivel 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.

Para explicarlo usamos un modelo:Modelo del mar de electrones


Enlace metálico

Elements are substances that cannot be broken down to simpler substances by chemical reactions.


Enlace metálicoProviene de un mar de electrones de valencia que están como libres (1, 2, o 3 de cada átomo).

El enlace metálico al tener e- libres permite una conductividad eléctrica grande.

¿Qué piensa de la conductividad eléctrica en los enlaces iónico y covalente?

+ + +

+ + +

+ + +



Propiedades de los metales.

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-.


Propiedades de los metales

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. Son todos sólidos menos el Hg.


Conducción

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+

Cu+Cu+

Cu+

Cu+ Cu+

Cu+

Cu+ Cu+-

-

-

--

-

-

-

-

-

-

-

--

---


Explicando las propiedades de los metales

Los metales se deforman, son maleables y dúctiles.


Maleabilidad de un metal

Comparación con estructura de un cristal iónico

presión


Enlace metálico vs. Enlace Iónico

Es más fácil deformar materiales con enlace metálico que con enlace iónico ¿Porqué?

Comparación con estructura de un cristal iónico


Covalente apolar

Covalente polar

Iónico

Metálico

Comparando los 4 tipos de enlace entre átomos


Covalent Ionic Hydrogen

> >

Comparando las fuerzas de atracción

Qué enlace es el más fuerte y por qué?

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