Enlace quimico

22,779 views
22,412 views

Published on

0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
22,779
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
2
Actions
Shares
0
Downloads
52
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Enlace quimico

  1. 1. ENLACE QUÍMICO EN LA FORMACIÓN DE COMPUESTOSMientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tablaperiódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otrospara formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto seforma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto queresulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de susátomos originarios.Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado quereacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio semoja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fueusado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos seenlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro desodio. Este es un compuesto tan inofensivo que nos los comemos todos los días.Es la sal común.En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los enlacesquímicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomosinteractuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eranmás estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia.El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones seenlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entoncesprobadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas enforma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en díasobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlacesquímicos, iónicos y - enlaces covalentes.
  2. 2. Estructuras De Lewis, Regla Del OctetoLewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar elenlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción masfácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar lasestructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método: 1. Se colocan los átomos de la molécula de la forma mes simétrica posible. 2. Se determina el Nº de electrones disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula A 3. Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos los tomos de la molécula N 4. El Nº total de electrones compartidos es S=N-A 5. Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. 6. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.Así lograríamos que todos los átomos unidos por enlaces covalentes tiendan aadquirir la estructura de los gases nobles, esta es la regla de Octeto.Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar loselectrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como elelemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia.Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primerosperíodos de la Tabla Periódica. Las Estructuras de Puntos de Lewis
  3. 3. Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entreátomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden serrepresentados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par deelectrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2. H2 H:H H-H o O2Propiedades De Los Enlaces A. Propiedades de las sustancias iónicas: Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. Son solubles en disolventes polares como el agua. Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta. B. Propiedades de los compuestos covalentes. Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado liquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora. Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles. C. Los enlaces metálicos: Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición barman notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
  4. 4. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.Enlaces iónicosEn los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo aotro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente,los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuestase atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base delenlace iónico.Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:Sodio (en la izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a laderecha),Resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de clorocargado negativamente (derecha).Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño,mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrónadicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después quela reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzaselectroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicoscomparten muchas características en común:
  5. 5. Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales, Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio), Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares, En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad, Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzasentre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido decloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargadospositivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un númeroigual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a lainteracción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizadosalternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio esatraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manerapor la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelveborroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Lasfuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula,y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos conaltos puntos de fusión.Enlace CovalentesEl segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos compartenelectrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre unatransferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (omás) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque losátomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones(generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos nometales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el
  6. 6. enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones parapoder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalentees ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H)tienen un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidadde esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno querrá recoger unsegundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo dehidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H 2. Yaque el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, losátomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así unenlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de unaenvoltura de valencia.Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se formancargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en loscompuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Comoresultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperaturaambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculascovalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil.Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentesexisten como verdaderas moléculas.Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos,se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiplespares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. De acuerdo con estateoría veamos los tipos de enlace covalentes que pueden formarse.1. Enlace covalente simple o de dos electrones. En el caso del átomo de cloroque tiene siete electrones en su capa mas externa formando tres pareselectrónicos y un electrón sin aparear (a cada uno de los átomos le falta unelectrón para cumplir la regla del octeto) los dos electrones sin aparear, uno decada átomo, se aproximarán para compartir el par de electrones de modo que esepar será común a los átomos, originando un enlace covalente simple.
  7. 7. Ejemplo:2. Enlace covalente doble o de cuatro electrones. A un átomo de oxigeno y unode azufre le hacen falta dos electrones en su capa exterior para cumplir la regladel octeto (o estructura de un gas noble mas próximo). Para llegar a esaconfiguración, dos átomos de oxigeno y azufre comparten dos pares deelectrones de valencia, con lo cual se forma la molécula; los átomos se unen porun enlace covalente doble.Ejemplo:3. Enlace covalente triple o de seis electrones. En el caso del átomo denitrógeno que en su capa mas externa tiene cinco electrones, al unirse dos átomosforman la molécula compartiendo tres pares de electrones para adquirir laconfiguración del gas noble: este enlace se denomina covalente triple.Ejemplo:4. Enlace covalente coordinado Hemos visto que el par o pares de electronescompartidos para formar el enlace son aportados por el 50 % de cada uno de losátomos que lo constituyen. Pero hay casos en los cuales el par de electronescompartidos, para constituir el enlace, son aportados por uno de los átomos entanto que el otro átomo no comparte alguno. Y se puede definir como aquel tipode enlace en que el par de electrones compartidos son aportados por uno de losátomos que constituyen el enlace.
  8. 8. Ejemplo:Enlace metálico. Los electrones que participan en él se mueven libremente, acausa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de superiferia.Enlaces Polares y No-Polares. En realidad, hay dos sub-tipos de enlacescovalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalenteel enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H 2 tienen una igualatracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan sonigualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente nopolar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma unenlace no polar.Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidosentre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tieneuna mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta comopara empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polarcovalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor delátomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo delenlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo)enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones devalencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura devalencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígenocomparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia
  9. 9. envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones concada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el gradode los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidadhacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígenotiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrónocupado anteriormente conduce a una desigual participación.Los DipolosYa que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempoalrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígenode la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativaen los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la moléculadesarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que lamolécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. Eldipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba)en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) delelectrón del dipolo y el otro electrón se encuentra cerca de la parte delgada final(positiva) al otro lado de la molécula.Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman elenlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:Si la diferencia de electronegatividades es mayorque 1.7 = se formará un enlace iónicoSi la diferencia de electronegatividades es mayor el enlace formado será covalenteque 0.5 y menor a 1.7 = polarSi la diferencia de electronegatividades es el enlace será covalente puro (omenor a 0.5 = no polar).EJEMPLOS:
  10. 10. ¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene unaElectronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia deelectronegatividades será: - 2.2 = 1.24 1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienenuna estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completaocho electrones en la capa de valencia.(a) Los electrones de valencia y con Cl (3s2 la estructura de lewis será:asociados con Be (2s2) son: 3p5) son:El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción ala regla del octeto. y con Cl(b) Los electrones de valencia la estructura electrónica o de (3s2 3p5)asociados con B (2s2 2p1) son: Lewis será: son:
  11. 11. El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla delocteto Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así,el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza laconfiguración del gas noble. EJERCITACION DE CONCEPTOSACTIVIDAD 31. Valiéndose de la lista de electronegatividades que aparece en la tabla: a) Ordene los siguientes enlaces según aumenta su polaridad Be – Cl , C – I, Ba – F, Al – Br, S – O, P – Cl, y C – O b) ¿son iónicos algunos de estos enlaces? Por que.2. Con base en los datos que aparecen en la tabla resuelva: a) Ordene los siguientes enlaces según aumenta su polaridad: P–S; P – Cl ; Si – Cl ; Si – F; k – F ; Na – Br ; Ge – O ; Li – S ; C – I b) Marque los extremos positivos y negativos con los símbolos d+ y d- . c) De acuerdo con los datos de electronegatividad, ¿Cuáles enlaces son iónicos? d) ¿son no – polares algunos de estos enlaces?3. Realiza la estructura de lewis de para los elementos representativos.
  12. 12. 4. Compare las diferencias de electronegatividad: a) entre los átomos que forman enlaces iónicos; b) entre los que forman enlace covalente polar y c) entre los que forman enlaces covalentes con carácter no iónico.5. Represente la estructura de lewis de los siguientes compuestos y los elementos representativos: O2 , Cl2 , SO2 , SO3 , HNO3 , H2 SO4 , H3PO46. Ordena los siguientes elementos según su electronegatividad de mayor a menor. Fósforo, Magnesio, Azufre, Bromo, aluminio, Hierro, Litio, Cesio, Neón, Fluor y Oxigeno.7. ¿Qué porcentaje de enlace iónico y de enlace covalente encuentra para los siguientes compuestos: CO2 , NaCl, SO2 , KBr, KMnO4 , H2SO3 , F2 , Ca3(PO4)2 , Cu3(SO4)28. Teniendo en cuenta que el enlace iónico o electrovalente se forma se forma con elementos muy electronegativos y elementos muy electropositivos, indica si es posible este tipo de enlace entre los siguientes pares de elementos: a. Magnesio y Oxigeno b. Cloro y Bromo c. Potasio y Oxigeno d. K y Ca9. De acuerdo con la representación hecha para el enlace entre sodio y el cloro, haz un esquema para el enlace entre el potasio y el bromo. Explica el tipo de enlace.10. Esquematiza el enlace entre el cloro y el magnesio (MgCl2). ¿A que clase de pertenece?11. Con base en la tabla de electronegatividades, escriba los tres elementos más electronegativos y los tres menos electronegativos.12. Elabore un esquema que represente la clasificación de los enlaces químicos, teniendo en cuenta la diferencia de electronegatividades. ¿En qué casos se presenta la mayor diferencia de electronegatividades?13. Organice, en orden creciente, los siguientes átomos, teniendo en cuenta su electronegatividad: H, Zn, Sn, Po, F, Pt, Co, Sb, Sr.14. Organice, en forma creciente, los siguientes enlaces, de acuerdo con su polaridad: N - N, Hg - Cl, Cd - O, K - I, O - O, V - O, Cd - Cl, Al – I, Bi - O, H - H.
  13. 13. 15. Escriba las estructuras de Lewis para los átomos de los elementos correspondientes a los grupos principales del período 6.16. De acuerdo con la regla del octeto, determine, para los siguientes átomos, cuántos electrones podrían ganar o perder cada uno. Especifique cuáles tienden a ganar y cuáles a perder electrones: Ra, Bi, Se, C, Ga, I, Br, S. Rb y O.17. Escriba los aniones o cationes, con su respectiva carga, de los iones presentes en los siguientes compuestos: KBr, CaCI 2, GaF3, FeS, K20, LiBr, Ca3P2.18. ¿Qué diferencias fundamentales se presentan entre un enlace iónico y uno covalente? a. ¿Por qué hay transferencia de electrones entre átomos con gran diferencia en su electronegatividad?19. Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: Na +, F-, O-220. De los siguientes compuestos, establezca cuáles son iónicos y cuáles covalentes: BaF 2, KF, Li2S, SrS, PbS, CH 4. Explique por qué.21. ¿Qué diferencia existe entre un enlace covalente coordinado y el normalmente llamado enlace covalente?22. ¿Qué se entiende por regla del octeto? Dé un ejemplo.23. Explique la formación del iòn PH4 + a partir del PH3, el H+ y el concepto de enlace dativo.24. En las siguientes fórmulas, algunos átomos no cumplen con la regla del octeto. Mediante la fórmula de Lewis, establezca cuáles átomos cumplen con el octeto y cuáles no: SiCl4, NO, NO2, Cl2O, PF5.25. Explique por qué el calcio, al perder dos electrones, forma el catión Ca+ 2. De la misma manera, explique por qué el azufre, al ganar dos electrones, forma el anión S-2.26. Explique por qué el enlace en la molécula de BaCl2 es no polar, a pesar de que el enlace BaCl lo es.27. Entre los compuestos iónicos o covalentes, ¿cuáles presentan mayor energía de enlace y por qué?28. De los compuestos NaF, NaCl, HCI, ICl, NaH, ¿cuáles presentan mayor energía de enlace y por qué? B. ¿Qué se entiende por momento dipolar?
  14. 14. 29. Explique la formación del enlace de hidrógeno en los siguientes compuestos: H2O, NH3, HF.30. Responda las siguientes preguntas: a. ¿por qué la regla del octeto no es suficiente para explicar los enlaces químicos? b. ¿Cuáles son las teorías cuánticas del enlace`? c. ¿Cómo explica la teoría de los orbitales moleculares la formación de un enlace químico? d. Según la teoría de electrones de valencia, ¿cómo se explica la formación de los enlaces químicos?

×