El enlace químico.

1. El enlace químico.

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 (1s2 o n s2p6). • El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónicade suúltima 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 unaestructuracristalinatridimensionalen dondetodos losenlaces sonigualmentefuertes.

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 • Nºe– 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 deenlace covalente puro. • Se da entre dos átomos iguales. • Fórmula • 2 H · (H · +x H)  H ·x H ; H–H  H2 • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl ·:Cl· +xCl: :Cl·xCl: ; :Cl–Cl:  Cl2·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· • · · x ·x2 :O·:O· +xO::O·xO: ; :O=O: O2·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· • · · x ·x2 :N·:N· +xN::N·xN: ; :NN: N2· · x ·x Enl. covalente simple Enl. covalente doble Enl. covalente triple

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 deenlace covalente polar. • ·· ·· ·· :Cl · +x H:Cl ·x H; :Cl–H HCl·· ·· ·· • ·· ·· ·· · O · +2x H Hx·O ·x H; H–O–H H2O·· ·· ·· • ·· ·· ·· · N · +3x H Hx·N ·x H; H–N–H NH3· ·x| H H • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · +2xCl: :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

23. Cuestión de Selectividad(Septiembre 97) 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

24. + + + 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

25. ESTRUCTURA DEL GRAFITO Compuestos covalentes atómicos. • Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. • Ejemplos: • SiO2, C (diamante), C (grafito)

26. 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). Propiedades de los compuestos covalentes

27. 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.

28. Empaquetamiento de cationes metálicos.

29. Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Muy buenos conductores en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles). presión Propiedades de los compuestos metálicos.

30. 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

31. 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.

32. Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo

33. Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)