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Profesor: Juan Luis Gil Martínez
UNIDAD 3: EL ENLACE QUÍMICO
1.- REGLA DEL OCTETO
Casi todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por
átomos unidos. Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se
denominan enlaces químicos.
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que
cuando estaban separados. Esta situación suele darse cuando el número de electrones
que poseen los átomos en su último nivel es igual a 8, estructura que coincide con la de los
elementos del grupo 18 o gases nobles. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a
formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados.
Los átomos se unen para formar enlaces porque así consiguen que su último nivel
tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles.
Este principio recibe el nombre de regla del octeto.
2.- TIPOS DE ENLACE
Los METALES se estabilizan perdiendo electrones y los NO METALES se estabilizan
ganando o compartiendo electrones.
Los tipos de enlace que pueden darse son:

IÓNICO: se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con
átomos de NO METAL.

COVALENTE: se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO
METAL.

METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL.
3.- ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se produce cuando se combinan un metal y un no metal. El metal
alcanza la configuración electrónica de gas noble perdiendo electrones (convirtiéndose en
catión). El no metal gana electrones (convirtiéndose en un anión). Es decir, el enlace
iónico se da entre iones de distinto signo, ya que las cargas de distinto signo se atraen.
En un compuesto iónico, la fórmula sólo nos indica la proporción en la que se
encuentran los átomos, no se forman moléculas aisladas.
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Ejemplos:
- Formación de NaCl
El sodio cede su electrón de la última capa al cloro, que coge el electrón del sodio y
completa su última capa. Se forma una ESTRUCTURA CRISTALINA (Cristal de cloruro de
sodio, sal común), donde se producen atracciones en todas las direcciones del espacio
originándose una red espacial.
Las fuerzas que crea un ión actúan en todas direcciones, de modo que cada ión
positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos
posible, y viceversa.
-
Formación de Mg0:
El magnesio cede dos electrones al oxígeno, de modo que ambos consiguen completar su
octeto:
Los iones formados, se atraen fuertemente por tener cargas eléctricas de distinto signo.
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3.1.- Propiedades de los compuestos iónicos

A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos.
Cada ion está rodeado por otros iones de carga opuesta formando una red cristalina
sólida.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Se requiere mucha energía para romper la estructura cristalina.

Son duros pero frágiles

Se disuelven mejor en agua que en otros disolventes.
Las moléculas de agua (polares) se interponen entre los iones de la red y apantallan
las fuerzas entre los iones que quedan libres.

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en disolución o fundidos.
En estado sólido los iones ocupan posiciones fijas en la red cristalina y no se pueden
desplazar. Disueltos o fundidos sí se desplazan.
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4.- ENLACE COVALENTE
Se forma entre átomos de NO METALES, que se estabilizan compartiendo electrones.
Pueden formar:
-
MOLÉCULAS :grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente. Ejemplos:
H2O, O2
-
CRISTALES: átomos unidos por enlace covalente. Ejemplos: diamante, cuarzo.
4.1.- Moléculas covalentes
Lewis sugirió que los átomos podían conseguir su octeto compartiendo un par de
electrones. El diagrama de Lewis de un átomo es una forma de representar los electrones de
su capa externa. Se escribe el símbolo del elemento y se indica con puntos los electrones de la
capa externa. El enlace formado por dos electrones compartidos y una pareja de electrones es
una línea. Ejemplo: Molécula de F2
Entre dos átomos dados se pueden establecer uno, dos y hasta tres enlaces covalentes,
hablándose entonces de un enlace sencillo, doble y triple, respectivamente. Ejemplos:
O2 (doble enlace)
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N2 (triple enlace)
4.2.- Propiedades de las moléculas covalentes

Están formados por moléculas aisladas.

Presentan puntos de fusión y ebullición bajos (gases o líquidos).

Son blandos.

Solubles en disolventes no polares (como el benceno).

Malos conductores.

Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (como el agua) y tienen
mayores P.F y P.E.
4.3.- Cristales covalentes
Consisten en muchos átomos unidos por enlaces covalentes, formando redes
tridimensionales. También se llaman sólidos atómicos o reticulares.
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Ejemplos:
Cada átomo de carbono necesita cuatro electrones que consigue uniéndose a otros cuatro átomos, que a su vez se
unen a otros cuatro, y así sucesivamente, hasta formar un cristal con muchísimos átomos unidos entre sí por enlace
covalente.
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4.4.- Propiedades de los sólidos covalentes:

Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.

Gran dureza y puntos de fusión altos (debido a que las uniones entre los átomos es
muy fuerte).

Son sólidos.

Insolubles en todo tipo de disolvente.

Malos conductores.

El grafito, que forma estructura por capas, es más blando y conductor.
5.- ENLACE METÁLICO
El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan
libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas
especialmente estables.
Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma
de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa
región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube
electrónica".
ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo
elemento químico. UNA ALEACIÓN: es una mezcla de metale
s, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un
enlace.
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+
Ejemplo: En un trozo de sodio metálico, los iones Na están bañados por una nube
móvil de electrones que han sido cedidos por cada átomo de sodio.
5.1.- Propiedades de los compuestos metálicos

Presentan un brillo característico, debido a la capacidad de los electrones para captar y
emitir energía electromagnética.

La gran movilidad de los electrones permite que sean muy buenos conductores de la
electricidad.

Son dúctiles y maleables. Al estar unidos de un modo muy compacto, los metales son
bastante duros, pero se pueden estirar hasta formar alambres o extender en láminas,
ya que es posible mover toda una capa de átomos sobre otra.

Alta conductividad térmica, debido a que los electrones transfieren rápidamente la
energía cinética.
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6.- RESUMEN TIPOS DE ENLACE Y PROPIEDADES
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