EL ENLACE QUIMICO 1º BACH

EL ENLACE QUÍMICO

1º BACH

Adaptado por Marcelino Fdez Rguez

Planteamiento del problema

La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.

¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?

…

Planteamiento del problema

¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na 2 Cl?

¿Por qué la molécula de CO 2 es lineal y la del H 2 O es angular?

¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias: ↑ ↑ ↓↓ ↓↓ (sólido) ↓↓ (líquido) ↑ Conductividad eléctrica ↓↓ ↓ ↓↓ ↑ ↑ ↓↓ Solubilidad en agua otro disolvente ↑ * ↓↓ * ↑ T fusión T ebullición Metálica No electrólito Electrólito Sustancia

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

INTERPRETACIÓN SEGÚN LA ENERGÍA

INTERPRETACION SEGÚN CONFIGURACION

A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la

del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

Transferencia de electrones

Transferencia de electrones distintos maneras de intentar conseguir configuración de gas noble ►

PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICO

CARÁCTER METÁLICO:Se caracteriza, entre otras cosas, por la formación de iones positivos

“ Molécula” de NaCl

ENLACE IÓNICO Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl - se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.

ENLACE IÓNICO

Redes iónicas NaCl CsCl

Enlace iónico

El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal .

Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión ) y los acepta el no metal (se forma un anión ).

Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica o cristal iónico . Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Propiedades compuestos iónicos

Solidos y duros a tª ambiente

Elevados puntos de fusión y ebullición

Solubles en agua y similares. Insolubles en solventes orgánicos (benceno)

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis )

Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Compartición de electrones 2 p 4

H H 7e - 7e - 8e - 8e - Estructuras de Lewis F: 1s 2 2s 2 2p 5 ;7 e de valencia, debe compartir 1 electrón H: 1s 1 ; 1 e de valencia, debe compartir 1 electrón H H H 1e - 1e - 2e - 2e - F F + F F F F Enlace covalente simple Enlace covalente simple H +

Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones Ejemplo: O 2 O: 1s 2 2s 2 2p 4 6 e de valencia, debe adquirir 2 y compartir 2 Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones Ejemplo: N 2 N: 1s 2 2s 2 2p 3 5 e de valencia, debe adquirir y compartir 3

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? 1- Colocar los atomos de la molecula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los atomos CH 4 C: 2s 2 p 2  4e- H: 1s 1  1e- A = 4 + 1x4= 8e- N = 8 + 2x4= 16e- N -A = 8e- (4 pares)

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? 1- Colocar los atomos de la molecula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los atomos H 2 O O: 2s 2 p 4  6e- H: 1s 1  1e- A = 6 + 1x2= 8e- N = 8 + 2x2= 12e- N - A = 4e- (2 pares) 4 e- libres O H H

HClO 2 Cl: 3s 2 p 5  7e- H: 1s 1  1e- O: 2s 2 p 4  6e- 1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? A = 7 + 1 + 6x2= 20e- N = 8 + 2 + 8x2= 26e- N -A = 6e- (3 pares) 14 e- libres H O Cl O H O Cl O

Enlace covalente dativo o coordinado

Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo .

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

HClO 3 Cl: 3s 2 p 5  7e- H: 1s 1  1e- O: 2s 2 p 4  6e- 1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? A = 7 + 1 + 6x3= 26e- N = 8 + 2 + 8x3= 34e- N -A = 8e- (4 pares) 18 e- libres O H O O Cl O H O O Cl

H 2 CO C: 1s 2 2s 2 p 2  4e- H: 1s 1  1e- O: 1s 2 2s 2 p 4  6e- 1- Colocar los átomos de la molécula. 2- Determinar los electrones de valencia totales disponibles (A) 3- Determinar los electrones de valencia totales que cabrían (N) 4- Calcular los electrones a compartir (N-A), que son (N-A)/2 pares 5-Los electrones restantes son los no compartidos 6-Distribuir los electrones sobre los átomos ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? A = 4 + 1x4= 8e- N = 8 + 2x4= 16e- N -A = 8e- (4 pares) 6 e- libres

Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO : enlace covalente doble Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :S ═ O: ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ S ═ O: ˙ ˙ :O ← ˙ ˙ ˙ ˙ ↓ :O: ˙ ˙

H: 1 e de valencia; debe compartir 1 electrón : O: 1s 2 2s 2 2p 4 ; 6 e- de valencia, debe compartir dos e- N: 1s 2 2s 2 2p 3 ; 5 e- de valencia, debe compartir tres e- HF OF 2 NF 3 F: 1s 2 2s 2 2p 5 ;7 e- de valencia, debe compartir 1 e- Enlace de átomos de fluor (F) y otros

C: 1s 2 2s 2 2p 2 ;4 e- de valencia, debe compartir cuatro e- CF 4 NH 4 + UN TIPICO ENLACE DATIVO

Excepciones a la regla del octeto F B F F Be H H N O Cl P Cl Cl Cl Cl P Cl Cl Cl Cl Cl B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 3 e- de valencia Be: 1s 2 2s 2 ; 2 e- de valencia B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 3 e- de valencia F: 1s 2 2s 2 2p 5 ; 7 e- de valencia H: 1s 1 ; 1 e- de valencia O: 1s 2 2s 2 2p 4 ; 6 e- de valencia P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ; 5 e- de valencia Cl:1s 2 2s 2 2p 5 ; 7 e- de valencia B F F F Be H H N O

ENLACE COVALENTE

Se forma al reaccionar un no metal con un no metal .

Los átomos comparten electrones

Los compuestos covalentes pueden ser :

Moléculas (H 2 , O 2 , HCl, glucosa, proteínas, DNA, etc.)

Redes (grafito, silicatos, etc.)

Diferentes tipos de enlace covalente

normal / coordinado o dativo

simple /múltiple : doble o triple

apolar / polar

VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD

Polaridad del enlace covalente

Enlace covalente apolar : entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2 , Cl 2 , N 2 ,O 2 , F 2 , …). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

Enlace covalente polar : entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva ( δ +) y zonas de mayor densidad de carga negativa ( δ -)

Moléculas covalentes

Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H 2 , O 2 , F 2 …)

Si el enlace es polar:

Moléculas polares (HCl, H 2 O...) (dipolos permanentes)

Moléculas apolares (CO 2 ) (simetría espacial)

Moléculas covalentes polares :

Moléculas covalentes apolares : En el CO 2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar . Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O. O = C = O δ + δ - δ -

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

Suelen ser mas blandos que los iónicos

No conducen la electricidad

Solubilidad:

moléculas apolares – apolares

moléculas polares - polares

Bajos puntos de fusión y ebullición. ¿Fuerzas intermoleculares?

Puntos de fusión y ebullición

A tª ambiente pueden ser:

Gases (H 2 , Cl 2 , N 2 , O 2 , F 2 , CH 4 , SO 2 , HCl, NO 2 , etc.

Líquidos (Br 2 , H 2 O, etanol, ácido acético, acetona, benceno)

Sólidos (I 2 , naftaleno, glucosa, etc)

Fuerzas de Van der Waals Fuerzas entre dipolos permanentes

Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas HF H 2 O NH 3

Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

Enlace de hidrógeno Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido. Estructura del hielo y del agua líquida

Enlaces de hidrógeno en el ADN Apilamiento de las bases. Enlaces de hidrógeno Interior hidrófobo Esqueleto desoxiribosa- fosfato Enlaces de hidrógeno Exterior hidrófilo A: adenina G: guanina C: citosina T: timina Bases nitrogenadas Repulsión electrostática

Redes covalentes La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados. Diamante : tetraedros de átomos de carbono Grafito : láminas de átomos de carbono

Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico ( baja electronegatividad ).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “ resto metálico ”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones : conjunto de electrones libres , deslocalizados , que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

Enlace metalico (no Lewis)

El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico Fe

Propiedades sustancias metálicas