EL ENLACE QUÍMICO

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

¿Por qué se unen los átomos?  Los

átomos, moléculas y iones 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 estequiometría y geometría de las sustancias químicas

Diagrama de energía en función de distancia interatómica

Enlace

Iónico Cristales Ej NaCl

Metálico Ej Cu

Covalente

Red covalente Ej. diamante, cuarzo

Molécula covalente

Pequeñas moléculas Moléculas simples Ej. CO2, N2, H2O

Grandes moléculas Macromoléculas Ej. Polímeros, ADN

Unidad fórmula de NaCl

Unidad fórmula de MgF2

Moléculas de H2 y O2

Moléculas de N2 y CO2

Tipos de enlace Iónico

Metálico Covalente

ELECTRONEGATIVIDAD  Capacidad

que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.

 Los

valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING H 2.1

Elemento más electronegativo

Li Be 1.0 1.5

B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

Na Mg 0.9 1.2

Al Si P S Cl 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2 Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw 0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3 Elemento menos electronegativo

Diferencia de electronegatividad determina Tipo de enlace

Atomos iguales

que puede darse entre

Que tienen diferencia de EN=0

Tienen enlace covalente puro o apolar. Ej. H2, N2, O2

Atomos diferentes

Que tienen diferencia de EN>0

0<  EN < 1,7 Enlace covalente polar

 EN > 1,7 Enlace iónico

Enlace iónico  El

compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal.

 Los

átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

 Los

iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

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.

Redes iónicas

NaCl

CsCl

Propiedades compuestos iónicos  Forman

estructuras cristalinas bien definidas  Elevados puntos de fusión y ebullición  Solubles en agua y líquidos polares  No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido  Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico

Enlace metálico 

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).



Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión.



Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.



Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

Fe

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico

Modelo de bandas 

Se basa en la Teoría de Orbitales Moleculares (bandas en el espectro de emisión).  Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se producen bandas de orbitales moleculares.  Los e– ocupan los O.M. enlazantes de menor energía (banda de valencia).  Los orbitales antienlazantes de mayor energía quedan libres (banda de conducción).  El modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión

Las líneas en los espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido. En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.

Propiedades sustancias metálicas  Elevados

puntos de fusión y ebullición

 Insolubles

en agua

 Conducen

la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.

 Pueden

deformarse sin romperse

Enlace covalente Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos.

Diferentes tipos de enlace covalente  Enlace

covalente Simple Múltiple: doble o triple  Polaridad del enlace: Apolar Polar

Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis:  Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).  Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.  Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO 

Se basa en las siguientes hipótesis:



Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).



Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.



Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Esqueleto estructural: • Disposicion de los átomos en el orden que se enlazan unos con los otros. • Atomo central: unido a dos o más átomos. • Atomo terminal: unido solo a otro átomo.

Algunas características: • los átomos de H son siempre terminales • los átomos centrales suelen ser de menor electronegatividad • los átomos de C son casi siempre átomos centrales

Enlace covalente normal 

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple



Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble



Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

Excepciones a la teoría de Lewis  



Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ). 

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces

1. Hacer el esqueleto del compuesto lo más simétrico posible, teniendo en cuenta lo siguiente: i. El átomo de hidrógeno siempre está en los extremos, nunca al medio. ii. El hidrógeno ácido de los oxácidos (que ioniza o reacciona con facilidad) está siempre unido a un átomo de oxígeno. iii. El átomo central de la estructura de Lewis va a ser el diferente al resto de los átomos (exceptuando al átomo de hidrógeno) y generalmente corresponde al átomo menos electronegativo. iv. Solo algunos elementos pueden formar enlaces múltiples, entre ellos, los más comunes son: C, N, O, P, y S. 2. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos que forman la molécula. Si se trata de un anión o catión, sumar o restar el número de electrones correspondientes.

3. Unir los átomos mediante una línea que represente el enlace. A cada enlace se le asigna un par de electrones. Luego se completan los octetos de los átomos unidos al átomo central (ligandos) o dueto si se trata del átomo de hidrógeno. 4. Determinar el número de electrones ocupados y restarlos del total. 5. Si aun quedan electrones, ponerlos como pares no enlazantes sobre el átomo central. 6. Si el átomo central aun no completa el octeto y tiene la posibilidad de formar enlaces múltiples, se reubican electrones no enlazantes de los ligandos para formar dobles o triples enlaces con el átomo central. 7. Si un elemento no cumple con la regla del octeto y no puede formar enlaces múltiples, queda con menos electrones y constituye una excepción a la regla del octeto.

Reglas para asignar cargas formales a los elementos representativos 

1. En una molécula, la suma de las cargas formales, es igual a cero; en un ión poliatómico, es igual a la carga del ión.



2. Por lo general la estructura más favorable, desde el punto de vista energético para la molécula, es aquella en la cual la carga formal de cada átomo es cero (esto no siempre se logra), o el número total de cargas formales es mínimo.



3. Los átomos enlazados no deben tener cargas formales con el mismo signo (regla de la carga adyacente).

Cálculo de la carga formal 

Es la carga que tendría el átomo si los enlaces fueran perfectamente covalentes y el átomo tuviese exactamente la mitad de los electrones compartidos en el enlace.



Carga formal = V – (L + ½ S)

V = electrones de valencia en el átomo libre L= número de electrones no enlazados S = Númeor de electrones compartidos

El concepto de carga formal es útil para decidir la estructura de Lewis más probable para un determinado compuesto. Los criterios que se utilizan son los siguientes:

1. Para moléculas neutras, se prefiere una estructura de Lewis en la que todos los átomos que la componen presenten una carga formal igual a cero (regla 2). 2. Son más probables las estructuras de Lewis que presenten cargas formales pequeñas (+1, 1), que aquellas que presentan cargas formales grandes (como +2, +3 o 2, 3 o mayores). 3. Al comparar estructuras de Lewis que tengan distribu-ciones similares de cargas formales, la estructura más probable será aquella en la cual las cargas formales negativas estén colocadas sobre los átomos más electronegativos.

Polaridad del enlace covalente 

Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenecen por igual a los dos átomos.



Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

Resonancia 







No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, en el ion carbonato CO32– el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O– . Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos. Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.

Resonancia 



Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ión, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta. En el caso del ión CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ión CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

Resonancia tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia.  Los tres átomos de oxígeno participan de 2/ de carga negativa. 3  Se utiliza el símbolo  entre las distintas formas resonantes.  Los

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?  Redes

covalentes

 Moléculas

covalentes

pequeñas macromoléculas

Redes covalentes

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

Grafito: láminas de átomos de carbono

La unión reticular entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Propiedades de las redes covalentes •Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. •Gran dureza y punto de fusión alto. •Son sólidos. •Insolubles en todo tipo de disolvente. •Malos conductores. •El grafito que forma estructura por capas es más blando y conductor.

Moléculas covalentes 

Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)



Si el enlace es polar: 



Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)

Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular  Los

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

Distribución espacial de pares de electrones

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o mas pares de electrones libres Par libre/par libre > par libre/par enlazante > par enlazante/par enlazante La nomenclatura para este tipo de moléculas es ABxEy, donde A es el átomo central, B los átomos que se enlazan E el número de pares de electrones libres de A

Moléculas con pares libres sobre el átomo central

AX3 : SO3 , NO3- , CO2

AX2E : SO2 , PbCl2

Tetraédrico CH4 , ClO4-

Bipirámide trigonal PF5, SOF4

Pirámide trigonal NH3 ; PF3

Forma de tijera SF4 , IF4+

Forma de T ClF3 , BrF3

angular H2O, OF2

lineal XeF2 , I3-

Octaédrico SF6 ,IOF5

Pirámide de base

Cuadrado

cuadrada

plano

XeOF4

XeF 4 , ICl4-

Pares de e-

Forma

e- enlazados

e- sin enlazar

geometría

ejemplo

Pares de e-

Forma

e- enlazados

e- sin enlazar

geometría

ejemplo

Pares de e- Forma

e- enlazados

e- sin enlazar

geometría

ejemplo

Pares de e- Forma

e- enlazados

e- sin enlazar

geometría

ejemplo

Polaridad en moléculas covalentes Momento dipolar 

Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.  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).

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

Momentos dipolares y geometría molecular CO2

BF3

CH4

H2O

NH3

Propiedades de compuestos covalentes moleculares  No

conducen la electricidad

 Solubles:

moléculas apolares – solventes apolares moléculas polares – solvente polares

 Bajos

puntos de fusión y ebullición