Download U.3. Enlace químico

Departamento de Física y Química
CEAD P. Félix Pérez Parrilla
Profesora: Teresa Esparza Araña
ESTRUCTURA ATÓMICA
UNIDAD 3: El enlace químico
ESTRUCTURA ATÓMICA
Unidad 3: El Enlace Químico
1. INTRODUCCIÓN
En la naturaleza, son muy pocos los átomos que se encuentran libres y aislados, sólo
los átomos de los gases nobles, como el helio (He) o el neón (Ne) se encuentran sin
combinarse. La mayoría de los átomos se encuentran unidos a otros átomos iguales
(elementos) como el oxígeno (O2) o distintos (compuestos) como el agua (H2O).
¿Por qué se unen los átomos?
La tendencia general de cualquier sistema físico es a organizarse hasta llegar a una
situación más estable (o de mínima energía) En el caso de los átomos ocurre lo
mismo: se unen porque al estar unidos, adquieren mayor estabilidad que cuando
estaban separados. A esa unión entre átomos se le conoce como enlace químico.
Kossel, observando la reactividad prácticamente nula de los gases nobles, supuso
que esto se debía a que los gases nobles tenían una configuración electrónica de
máxima estabilidad y, por ello, no necesitaban unirse a ningún otro átomo. Teniendo
en cuenta esto, propuso la siguiente regla:
Los átomos de los elementos representativos se unen para alcanzar ambos la
configuración electrónica de gas noble, con 8 electrones en el nivel más externo
o nivel de valencia (ns2np6). Por esto se le llamó posteriormente regla del octeto.
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Esto lo consiguen los átomos, bien captando o cediendo electrones (enlace iónico) o
bien compartiendo uno o varios pares de electrones (enlace covalente).
Hay otro tipo de enlace: El enlace metálico. Éste es un tipo muy especial de enlace.
Los átomos tienden a captar, perder o compartir electrones para ser más
estables al conseguir el mismo número de electrones en el último nivel que el
gas noble más cercano.
La formación espontánea de un enlace conduce a que cada átomo alcance la
configuración más estable posible. Es decir, la molécula formada representa un
estado de menor energía que los átomos aislados.
2. ENLACE Y TIPO DE SUSTANCIA
El estudio experimental de las propiedades de las sustancias, permite establecer la
existencia de los cuatro tipos de sustancias que aparecen en el cuadro anterior, de
forma que cualquier sustancia conocida se puede asignar a uno de los cuatro
grupos:




Sólidos iónicos
Sólidos metálicos
Sólidos covalentes
Sustancias moleculares
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TIPOS DE ELEMENTOS SEGÚN SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
LOS METALES CEDEN ELECTRONES
Los metales, sobre todo los situados en los grupos 1 y 2 de la tabla periódica, tienden
a ceder electrones. Se dicen que son electropositivos. Cuando ceden electrones se
transforman en iones positivos o cationes
LOS NO METALES CAPTAN ELECTRONES
Los elementos situados a la derecha del SP se caracterizan por su tendencia a atraer
electrones. Se dice que son electronegativos. Cuando los átomos de estos elementos
captan electrones, se transforman en iones negativos o aniones. Dentro de un periodo
son más electronegativos los que están a la derecha en la TP.
GASES NOBLES
Son los del grupo 18 del SP. Tienen el último nivel o capa de valencia completa, con 8
electrones (excepto el He que tiene 2) Al tener la última capa completa, no tiene
tendencia ni a ganar ni a perder electrones. Son muy estables.
3. ENLACE IÓNICO
Ya hemos visto que se produce entre átomos de un metal (ceden fácilmente
electrones) y de un no metal (captan fácilmente electrones), o sea entre átomos de
elementos con gran diferencia de electronegatividad.
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Por ejemplo:
La configuración electrónica del cloro es: Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 . Para
conseguir el octeto electrónico tiene que captar un electrón.
La configuración electrónica del sodio es: Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 . Para conseguir
el octeto electrónico tiene que ceder un electrón.
Cuando se acercan estos dos átomos, el Na cede su electrón al Cl formándose dos
iones: Cl – y Na +. Estos dos iones, al ser de signo contrario, se atraen y quedan
unidos.
Se puede representar también:
Cuando un número muy grande de iones positivos y negativos se atraen, el
conjunto se ordena formando una red cristalina o cristal iónico. La fórmula del
compuesto representa la proporción entre cationes y aniones. En el caso de NaCl
es (1:1)
Otro ejemplo:
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Propiedades de los compuestos iónicos
Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su
naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos unas propiedades características, entre
las que destacan:
1. Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de
atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a
centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a
temperaturas elevadas.
2. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen
cuando se hallan disueltos o fundidos.
3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción
entre los iones. Por ello pueden usarse como material refractario.
4. Son duros y quebradizos. La dureza, entendida como oposición a ser rayado,
es considerable en los compuestos iónicos; al suponer el rayado la ruptura de
enlaces por un procedimiento mecánico, este resulta difícil debido a la
estabilidad de la estructura cristalina.
5. Ofrecen mucha resistencia a la dilatación. Porque esta supone un
debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas.
6. Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la
electricidad (se denominan electrolitos).
4. ENLACE COVALENTE
Se produce entre átomos de elementos no metálicos, o sea, átomos que captan con
facilidad electrones.
Por ejemplo:
Cuando dos átomos de cloro se acercan tienden a captar electrones para completar el
octeto electrónico. Como ninguno cede electrones, cada átomo comparte con el otro
uno de sus electrones. Entre los dos átomos de cloro hay un par de electrones
compartido.
Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (7 electrones en su última capa o nivel y, por
tanto, le falta 1 electrón)
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El enlace covalente se representa mediante diagrama de Lewis. Para ello, se escribe
el símbolo de cada elemento rodeado de puntos o cruces que representan los
electrones de la última capa. Si los átomos comparten un par de electrones, el enlace
se denomina covalente simple.
Ejemplos:
a) Molécula F2
F (Z =9): 1s2 2s2 2p5 (le falta 1 electrón para conseguir la configuración de gas noble,
con 8 electrones en su última capa)
Se une a otro átomo de flúor compartiendo un par
de electrones entre ellos, formando así un enlace
covalente simple.
b) Molécula O2
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
Cada átomo de O necesita dos electrones para
completar el octeto electrónico, comparten entre dos
átomos de O dos pares de electrones. El enlace se
denomina enlace covalente doble
c) Molécula N2
N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3
Cada átomo de N necesita tres electrones para
completar el octeto electrónico, comparten entre dos
átomos de N tres pares de electrones.
El enlace se denomina enlace covalente triple.
Los enlaces se pueden representar con rayas, cada raya representa un par de
electrones
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d) Molécula de agua:
H (Z = 1): 1s1
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
e) Molécula de amoniaco:
H (Z = 1): 1s1
N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3
Propiedades de los compuestos covalentes
Hay dos tipos de sustancias diferentes que presentan enlaces covalentes: las
sustancias moleculares y los cristales covalentes.
A) Las sustancias moleculares se caracterizan porque un número definido de
átomos se unen mediante enlaces covalentes formando MOLÉCULAS.
Como el enlace covalente es muy fuerte, se necesita una energía muy grande para
poder romper las moléculas. En cambio, las moléculas se unen entre sí por fuerzas
intermoleculares que son fuerzas débiles. Estas fuerzas intermoleculares son las
responsables de la mayoría de las propiedades de estas sustancias:
1. Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura
ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque
serán mayores cuando las fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas sean
más intensas.
2. Suelen ser blandas, pues al rayarlas se rompen las fuerzas intermoleculares.
3. La solubilidad es variable.
4. En general, son malos conductores de la electricidad.
Son muchas las sustancias de este tipo: H2, Br2, H2O, NH3, compuestos orgánicos, ...
B) En los cristales covalentes se forman redes tridimensionales (cristales) en las
que
los
átomos
se
unen
entre
sí
por
enlaces
covalentes.
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El enlace covalente es muy fuerte y, por tanto,
difícil de romper; esto hace que los cristales
covalentes
presenten
las
siguientes
propiedades:
1. Presentan elevados puntos de fusión
2. Muy poco solubles en cualquier tipo de
disolvente.
3. Suelen ser duros.
4. Suelen ser malos conductores de la
electricidad.
Son sustancias de este tipo el diamante, SiO2
(cuarzo), carburo de silicio (Si2C), ...
Carácter parcialmente iónico del enlace covalente
Cuando los átomos que se unen son distintos, tienen distinta electronegatividad
y el más electronegativo atraerá más hacia su núcleo a los
electrones del enlace. En este caso, el átomo más
electronegativo se quedará cargado con una carga parcial
negativa. El otro átomo se quedará con carga parcial
positiva.
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, mayor será la separación
de cargas.
Esta separación de cargas establece una gradación entre el enlace covalente y el
iónico.
Cuando son dos átomos del mismo elemento (molécula apolar), la
diferencia de electronegatividad es nula, y no habrá separación de
cargas. Será un enlace covalente puro (0% iónico)
Si existe diferencia de elctronegatividad, habrá separación de
cargas. El porcentaje de separación de cargas parciales nos indica
el porcentaje de carácter iónico del enlace.
Si la
entre
parte
iones
diferencia de electronegatividad es muy grande (ejemplo:
Cl: 3,0 y Na: 1,0), la separación de cargas será total, cada
tendrá una carga – o + completa, con lo que tendremos dos
y el enlace será iónico.
Por lo tanto, se habla de carácter parcialmente iónico, en función del grado de
separación de las cargas.
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Enlace covalente polar y no polar
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:

No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones
son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el
par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos
átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe
una distribución simétrica de los electrones.
 Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son
compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces
el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los
electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución
de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -,
constituye un dipolo eléctrico.
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5. ENLACE METÁLICO
El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales.
Mediante la estructura del enlace metálico podemos explicarnos las propiedades más
características de los metales.
El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades
características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con
facilidad). Así pues, el enlace metálico podemos describirlo como una disposición
muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los
cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube
electrónica”.
Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los
cationes. No están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos.
Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se
repelan a la vez que mantienen unidos los átomos del metal.
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Vista en dos
dimensiones
Nube electrónica.
Los electrones que la forman no
están unidos a los núcleos, se
deslocalizan entre los cationes
evitando su repulsión.
En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy
parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos.
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Propiedades de los metales
1. Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad
elevada. Observar que la red metálica es una estructura muy ordenada (típica de los
sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad
alta)
2. Temperaturas de fusión y ebullición altas, síntoma de que el enlace entre los
átomos es fuerte.
3. Buenos conductores del calor y la electricidad, debido a la existencia de
electrones libres que pueden moverse.
4. Ductilidad y maleabilidad, debido a la posibilidad de que las capas de iones se
pueden deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica.
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La existencia de la nube electrónica hace
que las capas de iones puedan deslizar
unas sobre otras sin que la repulsión
entre ellas rompa el sólido. Debido a ello
los metales son dúctiles y maleables.