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Enlaces iónicos y enlaces
covalentes
Unidades 9 y 10
(Unidades I y J)
Contenido (Prontuario)
1.-Enlace iónico
1.1. Compuesto iónico
1.2. Energía del enlace
1.3 Nomenclatura de compuestos iónicos
2.-Enlace covalente
2.1 Electronegatividad
2.2 Estructura de Lewis
2.3 Carga formal
2.4 Estructuras resonantes
2.5 Nomenclatura de compuestos covalentes.
¿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.
Los electrones de valencia (los electrones
más externos) son los responsables de
esta unión, al igual que de la geometría
de las sustancias químicas.
Diagrama de energía en la
formación de una molécula de H2
Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los átomos 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, ganarán o
compartirán electrones (regla del octeto).
Tipos de enlaces
Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.
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.
Enlace iónico
•
•
•
Las reacciones de pérdida o ganancia de e–
se llaman reacciones de ionización:
Ejemplo:
Na – 1 e–  Na+
O + 2e–  O2–
Reacción total: O + 2 Na  O2– + 2 Na+
Formula del compuesto (empírica): Na2O
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–
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.
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
Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.
Propiedades de los
compuestos iónicos
•
•
•
•
•
Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más
cuanto mayor HU) 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 e insolubilidad en
disolventes apolares.
Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin
embargo, en estado sólido no conducen la
electricidad.
Son frágiles.
Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad
Enlace covalente
Se da entre dos átomos no-metálicos
cunado comparten 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”.
Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” 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·
·
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.
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.
Ejemplos de
enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Enl. covalente simple
2 H · (H · + ·H)  H : H ;
··
··
··
·· ··
2 :Cl · :Cl· + :Cl:  :Cl:Cl:
··
··
··
·· ··
·
2 :O·
··
·
2 :N·
·
·
.
:O· + .O:  :O:: O:
··
··
·· ··
H–H
·· ··
:Cl–Cl:
·· ··
Fórmula

H2

Cl2
Enl. covalente doble
:O=O:
·· ··

O2

N2
Enl. covalente triple
·
·
:N· + ·N:  :N:::N:
·
·
:NN:
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 “+”.
Ejemplos de
enlace covalente polar.
··
:Cl · + · H 
··
··
:Cl–H
··

+
HCl
–
··
· O · + 2 ·H 
··
+
–
··
H–O–H  H2O
··
··
· N · + 3 ·H 
·
–
+
··
H–N–H  NH3
|
H
··
··
· O · + 2 x Cl: 
··
··
++
·· ·· ··
:Cl–O–Cl:  Cl2O
·· ·· ··
––
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
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
electronegatividad de los átomos en relacion a B
A
B
C
D
Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal
6
4
No-metal
9
7
No-metal
13
3
Metal
19
1
Metal
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
Propiedades de los
compuestos covalentes
Puntos de fusión y ebullición bajos.
Los compuestos covalentes no-polares son
solubles en disolventes no-polares y los
compuestos polares son solubles en
disolventes polares.