El enlace químico TEMA-3 1

Tipos de enlaces químicos 

Atómicos:  





Iónico Covalente a) Teoría de Lewis b) Método del enlace de valencia (EV) Metálico

Intermoleculares:  

Fuerzas de Van de Waals. Enlace por puentes de hidrógeno. 2

Enlace iónico 

Se produce por la atracción electrostática entre cationes (positivos) y aniones (negativos), que se unen formando redes cristalinas.

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Energía reticular (U) en los compuestos iónicos 

Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. 



Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la “U” corresponde a la reacción: Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (U < 0)

Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber. 4

Ciclo de Born-Haber (Compuestos tipo MX)

U

U 5

Ciclo de Born-Haber (Compuestos tipo MX2)

U U

1º PI 2º PI

U 6

Factores de los que depende la Energía reticular 



En general, la energía de reticular es grande y negativa. Está influenciada por la carga y el tamaño de los iones A mayor carga de los iones mayor U. Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U ” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).



A menor tamaño de los iones mayor U. Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U ” mayor que el KBr (K+ y Br–).

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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. La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal. 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. 8

Principales tipos de estructura cristalina 

NaCl (cúbica centrada en las caras) 



CsCl (cúbica centrada en el cubo) 



Índice de coord. para ambos iones = 6 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

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Propiedades de los compuestos iónicos 

 





Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor U) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina. Son sólidos a temperatura ambiente. Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor U) e insolubles en disolventes apolares. Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad. Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas). 10

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico 11

Fragilidad en un cristal iónico

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Enlace covalente 









Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor energía) se llama “distancia de enlace”. enlace Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía, lo que explica que una molécula sea más estable que los átomos por separado. 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

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¿Por qué se unen los átomos? - Cuando se acercan dos átomos: a) Los e- son atraídos por los dos núcleos. b) Los e- se repelen entre sí. c) Los dos núcleos se repelen entre sí. - En la gráfica se observa cómo a una distancia determinada, la energía potencial es mínima. - La distancia de máxima estabilidad es la longitud de enlace. - La energía potencial mínima es la energía de disociación de enlace, cambiada de signo.

Diagrama de energía frente a distancia interatómica

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a) Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis:  Cuando los átomos forman enlaces covalentes, tienden a compartir electrones para conseguir 8 e– en su última capa (regla del octeto). Par enlazante Pares solitarios  

Cada par de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

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Tipos de enlace covalente 

Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos iguales que comparten electrones:   



Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa: 



Sencillo: H-H, Cl-Cl Doble: O=O Triple: NΞN,

H-Cl, H-O, H-N

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+,

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Enlace covalente polar

Enlace covalente apolar Par de e- libre

Orbital 1s vacío Enlace covalente coordinado 17

Escritura de las estructuras de Lewis 1.- Todos los electrones de valencia de los átomos de una estructura de Lewis deben aparecer en ella. 2.- Generalmente todos los electrones de una estructura de Lewis están apareados. 3.- Generalmente cada átomo adquiere como capa externa un octeto de electrones, exceptuando ciertas excepciones a la teoría de Lewis. 4.- Algunas veces son necesarios enlaces covalentes múltiples (dobles y triples). 5.- Los átomos de H son siempre átomos terminales. 6.- Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad. 7.- Los átomos de carbono son casi siempre átomos centrales. 8.- Con excepción de un gran número de moléculas orgánicas en forma de cadena, las moléculas e iones poliatómicos tienen generalmente estructuras compactas y simétricas.

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Estrategia para escribir estructuras de Lewis 1.- Determina el número total de electrones de valencia de la estructura. 2.- Identifica el átomo central y los átomos periféricos. 3.- Escribe una estructura adecuada, uniendo todos los átomos mediante enlaces covalentes simples (de un solo trazo). 4.- Por cada enlace restamos dos electrones del número total de e- de valencia. 5.- Con los pares de electrones solitarios completamos primero los octetos de los átomos periféricos y después, en la medida de los posible, los octetos del átomo o de los átomos centrales. 6.- Si completada la etapa anterior falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplaza electrones de pares solitarios de los átomos periféricos, formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales. Ejemplo 1: Escribe la estructura de Lewis para el cianógeno C2N2, gas venenoso utilizado como fumigante y propulsor de cohetes. 1.- nº e- valencia = 2x4(C) +2x5(N) = 18 e2.- Estructura adecuada: N-C-C-N, dejando como centrales al C que es el menos EN. 3.- 18e- valencia – 2x3(pares de enlace) = 12 e- → 6 pares e- solitarios. 4.19

Ejemplo 2: Escribe la estructura de Lewis para el ion nitronio NO2+. 1.- nº e- valencia = 5(N) + 2x6(O) - 1 = 16 e-. Tiene una carga positiva. 2.- Estructura adecuada: O-N-O 3.- 16e- valencia – 2x2(pares de enlace) = 12 e- → 6 pares e- solitarios. 4.-

Ejemplo 3: Escribe la estructura de Lewis para el cloruro de carbonilo COCl2. 1.- nº e- valencia = 4(C) + 6(O) + 2x7(Cl) = 24 e-. 2.- Estructura adecuada: Cl O-C Cl 3.- 24e- valencia – 3x2(pares de enlace) = 18 e- → 9 pares e- solitarios. 4.-

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La carga formal La estructura de Lewis para el ion nitronio la podríamos haber puesto:

A pesar de cumplir todos los requisitos es una estructura NO PROBABLE al incumplir las reglas de la CARGA FORMAL. Las cargas formales son cargas aparentes que presentan los átomos en una estructura de Lewis: 1.- La estructura más probable es la que presenta menos cargas formales. 2.- La suma de todas las cargas formales será nula para moléculas neutras e igual a la carga para un ion poliatómico. 3.- Las cargas formales negativas aparecerán en los átomo más EN y las positivas en los menos EN. 4.- Las cargas formales se indican mediante números inscritos en un círculo.

5e-

4e- 7e-

No probable

0

+1

6e-

4e- 6e-

0

Probable 21

Ejemplo 4: Escribe la estructura de Lewis más probable para el monóxido de dinitrógeno N2O 1.- nº e- valencia = 2x5(N) + 6(O) = 16 e2.- Estructura adecuada: N-O-N o también N-N-O 3.- 16e- valencia – 2x2(pares de enlace) = 12 e- → 6 pares e- solitarios. 4.-1 +2 -1 N O N

N O N

N N O

N N O

N O N 6e- 4e- 6e0 +1 -1 N N O 5e- 4e- 7e-

No probable

Probable

SOLUCIÓN N

N

O

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Resonancia - Cuando para un compuesto se pueden escribir dos o más estructuras de Lewis aceptables se dice que existe RESONANCIA. - La estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes. -Por ejemplo en la molécula del ozono O3 los dos enlaces O-O presentan la misma longitud de enlace, por lo tanto la estructura del O3 la escribiremos: 1.- nº e- valencia = 3x6(O) = 18 e2.- Estructura adecuada: O-O-O 3.- 18e- valencia – 2x2(pares de enlace) = 14 e- → 7 pares e- solitarios. 4.O O O Ejemplo 5: Escribe las estructuras de Lewis que representa el híbrido de resonancia de la molécula dióxido de nitrógeno NO2 1.- nº e- valencia = 5(N) + 2x6(O) = 17 e2.- Estructura adecuada: O-N-O 3.- 17e- valencia – 2x2(pares de enlace) = 13 e- → 6 pares e- solitarios + 1e- libre 4.O N O O N O O N O 23

Excepciones a la regla del octeto 1.- OCTETOS INCOMPLETOS.-Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones. El Be tiene dos enlaces covalentes. - Los elementos (B y Al) forman moléculas como el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones. El B tiene 3 enlaces covalentes.

2.- CAPAS DE VALENCIA EXPANDIDAS.- Moléculas tipo PCl5 ò SF6 en las que el átomo central tiene 5 ò 6 enlaces. -Sólo en caso de que el no-metal esté en el tercer periodo o superior. Aquí existen orbitales “d” y puede aparecer una ampliación del OCTETO, debido a que la diferencia de energía entre los OA “p” y “d” no es muy grande.

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Forma de las moléculas. Modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 







Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada. El modelo de repulsión de los pares electrónicos, nos dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”. Los pares de e– se repelen entre sí, tanto si son pares de enlace como si son pares solitarios. Los pares de e- se disponen alrededor de un átomo con orientaciones que minimicen las repulsiones entre ellos. 25

26

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28

29

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Ejemplo 6: Predice la geometría molecular del anión poliatómico ICl41.- nº e- valencia = 7(I) + 4x7(Cl)+1 = 36 e2.- Estructura adecuada: Cuatro enlaces simples I-Cl 3.- 36e- valencia – 4x2(pares de enlace) = 28 e- → 6 pares e- solitarios sobre cada Cl + 2 pares de e- solitarios sobre el I (ampliación del octeto) 4.Geometría molecular plano-cuadrada

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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 que depende la diferencia de  (electronegatividad) entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

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





Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen   ≠ 0:  Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.  Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. apolares Tienen   = 0:  Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.    = 0. Ej: CH4, CO2, PCl5. SF6 NOTA: Los iones no presentan POLARIDAD

Metano: apolar

Cloroformo: polar

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b) Método del Enlace de Valencia - Es la descripción de la formación del enlace covalente por el solapamiento de orbitales atómicos (OA). -Se basa en el solapamiento de OA semillenos.

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Hibridación de orbitales atómicos.(EV) 





Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancias) y la covalencia de ciertos átomos, el método EV formuló la “teoría de la hibridación”. Teoría de la hibridación: Consiste en la combinación de los OA de un elemento para dar un número de Orbitales Híbridos (OH) idéntico al de OA combinados. Los (OH) se distribuyen en el espacio regularmente para minimizar la repulsión del electrón que contienen

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Orbitales híbridos y sus geometrías.

36

Orbitales híbridos y sus geometrías.

- Los enlaces se forman por solapamiento entre los (OH) de un elemento y los (OH) u (OA) de otro. -Los enlaces son de dos tipos: a) Enlaces  los orbitales se solapan a lo largo de la línea que une los átomos enlazados. b) Enlaces  los orbitales se solapan lateralmente. 37

Enlaces covalentes simples.(EV)

CH4 Geometría de los grupos de e-: tetraédrica Geometría molecular: tetraédrica 4 enlaces (sp3-1s)

NH3 Geometría de los grupos de e-: tetraédrica Geometría molecular: pirámide trigonal 3 enlaces (sp3-1s) + 1 par e- solitario

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Enlaces covalentes múltiples.(EV) Eteno o etileno: Tiene un doble enlace C-C en su estructura de Lewis, y la molécula es plana con ángulos de enlace de 120º

C

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Enlaces covalentes múltiples.(EV) Etino o acetileno: Tiene un triple enlace C-C en su estructura de Lewis, y la molécula es lineal

C

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Propiedades de los compuestos covalentes Sólidos covalentes: covalentes  Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.  Gran dureza y P.F alto.  Son sólidos.  Insolubles en todo tipo de disolventes.  Malos conductores de la electricidad  Ejemplos: el diamante que es aislante, y el grafito que es conductor de la electricidad.

Sust. moleculares: moleculares  Están formados por moléculas aisladas.  P.F. y P. E. bajos, aumentando con la polaridad del compuesto.  Son blandos.  Solubles en disolventes polares, si el compuesto es polar y, en disolventes apolares si el compuesto es apolar.  Malos conductores de la electricidad.

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Diamante

Grafito

Actividad: Según el modelo de EV: a) ¿Cómo son los enlaces C-C en el diamante y en el grafito? b) ¿Por qué el grafito es conductor de la electricidad, mientras que el diamante es aislante?.

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Enlace metálico 

Lo forman los metales.



Es un enlace bastante fuerte.



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.

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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–. 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.

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Enlaces intermoleculares Fuerzas de Van der Waals  Son relativamente débiles.  Se dividen en dos tipos: a) Las fuerzas dipolares, asociadas con las moléculas polares. b) Las fuerzas de dispersión, que aparecen en todas las moléculas, ya sean polares o apolares. Aquí se presentan desplazamientos electrónicos instantáneos, más acentuados cuanto mayor sea la masa molecular.  Cuando se comparan sustancias de masas moleculares semejantes, las fuerzas dipolares son más importantes que las fuerzas de dispersión.  Cuando se comparan sustancias de masas moleculares diferentes, las fuerzas de dispersión son más importantes que las fuerzas dipolares. 45

Interacciones dipolo-dipolo Dipolos permanentes

HCl HBr HI

Masa molecular (uma) 36.46 80.92 127.91

Punto de ebullición (K) 188.11 206.43 237.80

Actividad: Interpreta la variación en los P.E. de las sustancias covalentes indicadas en la tabla anterior.

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Enlace por puentes de Hidrógeno.  Es más intenso que las fuerzas de Van der Waals.  Se presenta cuando el hidrógeno está enlazado con los elementos más electronegativos (F,O,N).  El protón H+ atrae un par de e– del átomo electronegativo de una molécula vecina.  Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

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Actividad: Interpreta la variación de los puntos de ebullición en las siguientes series de hidruros: a) Serie de los carbonoideos. b) Serie de los anfígenos. c) ¿Por qué en la serie de hidruros de los anfígenos los P.E. son superiores a los P.E. de los hidruros de la serie de los nitrogenoideos 48