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El enlace químico.
Unidad 6.
2
Contenidos (1)
1.-
El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.-
Justificación de la fórmula de los
principales compuestos binarios.
3.-
Enlace covalente coordinado.
4.-
Parámetros que caracterizan a los
compuestos covalentes.
3
Contenidos (2)
5.-
Carácter iónico del enlace covalente.
6.-
Momento dipolar. Geometría de los
compuestos covalentes.
7.-
Fuerzas intermoleculares.
7.1.
Enlace de Hidrógeno.
7.2.
Fuerzas de Van der Waals
8.-
Introducción al enlace metálico.
9.-
Propiedades de los compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.
4
Enlace químico





Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.
Son de tipo eléctrico.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separado.
5
Diagrama de energía en la
formación de una molécula de H2
6
Estabilidad en un átomo.



Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1 s2 o n s2p6).
El comportamiento químico de los átomos viene
determinado por la estructura electrónica de
su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).
7
Tipos de enlaces


Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
– Metálico

Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.
8
Enlace iónico



Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.
9
Reacciones de ionización







Los metales se ionizan perdiendo electrones:
M – n e–  Mn+
Los no-metales se ionizan ganando electrones:
N + n e–  Nn–
Ejemplos:
Metales:
Na – 1 e–  Na+
Ca – 2 e–  Ca2+
Fe – 3 e–  Fe3+
No-metales: Cl + 1 e–  Cl–
O + 2 e–  O2–
10
Enlace iónico (cont)



En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
Ejemplo:
Na –––––– Na+
1 e–
Cl –––––– Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–
uniéndose a todos ellos con la misma fuerza,
es decir, no existe una fuerza especial entre el
Cl– y el Na+ que le dio el e–.
La fórmula de estos compuestos es empírica.
11
Ejemplo: Escribir las reacciones de






ionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y
aluminio.
Las reacciones de ionización serán:
(1)
Al – 3 e–  Al3+
(2)
O + 2 e–  O2–
Como el número de electrones no coincide,
para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 ·(1)
2 Al – 6 e–  2 Al3+
3 ·(2)
3 O + 6 e–  3 O2–
Sumando:
2 Al + 3 O  2 Al3++ 3 O2–
La fórmula empírica será Al2O3
12
Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)

Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.
13
Propiedades de los
compuestos iónicos





Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
Frágiles.
14
Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad
15
Enlace covalente



Se da entre dos átomos no-metálicos
por compartición de e– de valencia.
La pareja de e– (generalmente un e– de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e– y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.
16
Estructura de Lewis.

Consiste en representar con puntos “·” o “x”
los e– de la capa de valencia.
 Ejemplos:

Grupo:
17
16
15
14

Átomo:
Cl
O
N
C

Nº e– val.
7
6
5
4

·
·
··
: Cl ·
··
·
:O·
··
·
:N·
·
·C·
17
Enlace covalente.





Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.
18
Tipos de enlace covalente.

Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.

Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.
19
Ejemplos de
enlace covalente puro.

Se da entre dos átomos iguales.



Enl. covalente simple
Fórmula
2 H · (H · + x H)  H ·x H ;
H–H

H2
··
··
··
·· ··
·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl:  :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: 
Cl2
··
··
··
·· ··
·· ··
Enl. covalente doble

·
2 :O·
··
·
x
·x
:O· + xO:  :O·xO: ;
··
··
·· ··

·
2 :N·
·
triple
·
x Enl. covalente
·x
:N· + xN:  :N·xN: ; :NN:
·
x
·x
:O=O:
·· ··

O2

N2
20
Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).


Todos los átomos deben tener 8 e– en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e– .
La pareja de e– compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “–” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “+”.
21
Ejemplos de
enlace covalente polar.




··
··
··
:Cl · + x H  :Cl ·x H ; :Cl–H
··
··
··

+
HCl
–
+
–
··
··
··
· O · + 2 x H  Hx ·O ·x H ; H–O–H  H2O
··
··
··
–
+
··
··
··
· N · + 3 x H  Hx ·N ·x H ; H–N–H  NH3
·
·x
|
H
H
++
··
··
·· ·· ··
·· ·· ··
· O · + 2 x Cl:  :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl:  Cl2O
··
··
·· ·· ··
·· ·· ··
––
22
Ejercicio: Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.





La representación de Lewis de cada átomo es:
·
·
· Si · (grupo 14)
: S · (grupo 16)
·
··
La representación de Lewis de molecular será:
··
··
: S = Si = S :
La fórmula molecular será pues: SiS2
Cuestión de
Selectividad
(Septiembre 97)
23
Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
tienen número atómico 6,9,13 y 19
respectivamente. Se desea saber: a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su
clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de
los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal
A
6
4
No-metal
B
9
7
No-metal
C
13
3
Metal
D
19
1
Metal
c) DB < CB3 < AB4 < B2
26
Enlace covalente coordinado.


Se forma cuando uno de los átomos pone
los 2 e– y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “” que
parte del átomo que pone la pareja de e– .
 Ejemplo:

··
··
+
Hx ·O ·x H + H  H–O–H  H3O+
··

H
+
+
+
27
Compuestos covalentes
atómicos.



Forman enlaces
covalentes simples
en dos o tres
dimensiones del
espacio con
átomos distintos.
Ejemplos:
SiO2, C (diamante),
C (grafito)
ESTRUCTURA DEL GRAFITO
28
Propiedades de los
compuestos covalentes

Moleculares

Puntos de fusión y
ebullición bajos.
Los comp.covalentes
apolares (puros) son
solubles en disolventes
apolares y los polares
en disolventes polares.
Conductividad parcial
sólo en compuestos
polares.



Atómicos

Puntos de fusión y
ebullición muy
elevados.
Insolubles en todos
los disolventes.
No conductores (el


grafito sí presenta
conductividad por la
deslocalización de un e–
de cada átomo).
29
Enlace metálico.




Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e– .
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e– ).
Los e– están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.
30
Empaquetamiento de cationes
metálicos.
31
Propiedades de los compuestos
metálicos.




Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales
presión
formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).
32
Fuerzas intermoleculares

Enlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “+” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.

Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo
33
Fuerzas intermoleculares (cont.)

Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.

Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.
34
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo
35
Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)