EL ENLACE QUÍMICO

EL ENLACE QUÍMICO
En la naturaleza los átomos no se presentan sueltos, salvo los gases nobles, si no que se encuentran unidos a
otros porque esa situación de unión es mas estable y se consigue la estabilidad con la formación del octeto que
son 8 electrones en la ultima capa al igual q ocurre en los gases nobles.
La fuerza q mantiene unidos a los átomos y que es de naturaleza electrostática se llama enlace químico.
En un diagrama de energía si:
D0 = Es la distancia mínima que existe entre los átomos q se unen (distancia o longitud de enlace)
Eenlace = Energía q se desprende cuando se forma el enlace.
TIPOS DE ENLACE:
1º Enlace iónico: Une átomos electropositivos de la izquierda de la tabla con átomos electronegativos no
metálicos de la derecha de la tabla de la tabla, ya que los electropositivos tienden a perder e− y los
electronegativos tienen a ganarlos. El enlace iónico consiste en la transferencia de e− de átomos
electropositivos a átomos electronegativos.
Na11 = 1s2 2s2 2p6 3s2 −−−−−− Na + 11+
10 −
Cl17 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 −−−−−−−− Cl − 17−
18+
Debido a las fuerzas electroestáticas los iones de signo contrario se atraen y los del mismo signo se repelen. El
resultado es que los iones se ordenan formando una red cristalina cúbica donde cada ion se rodea de 6 iones
del signo contrario. El nº de iones q rodean al ion del signo contrario se llama índice de coordinación.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS:
1º Todos son sólidos a temperatura ambiente debido a la red cristalina.
2º Los puntos de fusión y ebullición de estos compuestos son muy altos. Se utilizan para los hornos, material
refractario.
3º Son muy duros
4º No conducen la corriente eléctrica salvo que estén disueltos o fundidos.
5º Se disuelven en disolventes polares como el agua.
6º Son frágiles porque una formación ocasional originaria el enfrentamiento de cargas del mismo signo hace
que se rompa.
2º Enlace covalente: Sirve para unir átomos muy electronegativos de la derecha de la tabla. Este enlace se
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forma por compartimiento de e− hasta conseguir el octeto. Cada enlace se forma con un par de e−
compartidos.
• Representación de Lewis:
Ej.: Se escriben los átomos que se van a unir y alrededor de casa uno de los e de valencia. El resultado es una
molécula.
Enlace Cl − Cl Molécula de Cl2 (gas)
Enlace H − H
Enlace N − N
Enlace O = O
Hay algunas excepciones a la regla del octeto, como son el BCl3 y PCl3
P tiene 10 e− B tiene 6 e−
También cada par de e se puede representar con una raya.
• Valencia:
En los compuestos iónicos la valencia era el nº de e− que se ganan o pierden, sin embargo en los compuestos
covalentes la valencia de los átomos es el nº de e− que se comparten en el enlace, y se llama covalencia.
También la covalencia viene dada por el nº de e− de valencia no apareado.
• Moléculas polares:
Cuando los átomos que forman el enlace covalente no son iguales, la nube electrónica o e compartidos
originan una diferencia de carga − que sería negativa en el átomo mas electronegativo y positiva ð en el
átomo menos electronegativo.
La molécula que así se forma se llama molécula polar. Las moléculas polares se utilizan mucho como
disolventes de los compuestos iónicos. El agua es buen disolvente de los compuestos iónicos porque es una
molécula polar.
SOLUTACIÓN: Es el efecto que consiste en rodear los iónes de la red, siempre atrayéndose los del signo
contrario.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES:
El enlace covalente es muy fuerte, sin embargo muchas sustancias que tienen este enlace son gaseosas o
líquidas con bajos puntos de ebullición. También hay sólidos covalentes, como el grafito, diamante...
• Sustancias moleculares: Son gases como el Cl2, O2, etc... Líquidos como el H2O, alcohol, aguarrás... y
sólidos como el I. El enlace covalente entre los átomos que forman la molécula es el más fuerte, pero las
moléculas entre si están unidas por unas fuerzas de cohesión muy pequeñas, llamadas FUERZAS DE VAN
DER WAALS o también otras un poco más fuertes, que son los Puentes de H pero no se llaman enlaces,
sino intermoleculares. Puesto que estas fuerzas son débiles los puntos de fusión y ebullición son muy bajos,
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ya que las moléculas no se rompen al pasar de estado, pasan enteras. No conducen la corriente eléctrica y
son insolubles en H2O excepto las moléculas polares. Ej.: HCl
• Sólidos covalentes: Todos son en estado sólido, como el diamante, grafito, sílice, fulerenos... No forman
moléculas discretas, sino agrupaciones de gran nº de átomos en forma de redes. Las del diamante y la sílice
son redes tetraédricas, y la sílice hexagonal y los fulerenos como un balón de fútbol. Son duros porque son
redes muy compactas salvo el grafito, no conducen la corriente eléctrica. Tienen altos puntos de fusión.
3º Enlace metálico: Se dan entre los elementos electropositivos, en los que es muy fácil perder e−, es decir,
que tengan un potencial bajo de ionización. Para justificar las propiedades de los metales se da el siguiente
modelo de enlace:
Los e− de valencia de los átomos metálicos se liberan y se disponen entre los huecos de los iónes positivos a
modo de gas electrónico. Se llama Modelo del gas electrónico. Los e− así distribuidos neutralizan la repulsión
entre las cargas positivas. Los átomos se disponen formando redes características.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS:
1º. Sólidos a temperatura ambiente excepto el Hg.
2º. Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
3º. Brillo metálico porque reflejan la luz.
4º. Conducen la corriente eléctrica porque hay e− libres.
5º.Conducen bien el calor ya que los e− libres en su agitación térmica transmiten la energía al átomo
siguiente.
6º Son dúctiles y maleables.
REACCIÓN QUÍMICA
1º Reacción química: Transformación de una o varias sustancias en otra u otras diferentes. Se representa con
una ecuación química.
2º Representación y ajuste: Se representa con una ecuación química. A los elementos del 1º miembro se
llaman reactivos y a los del 2º miembro producto, entre ellos hay una flecha que indica el sentido en el que
ocurre la reacción.
A+BC+D
En las reacciones químicas se cumplen la ley de la conversión de la masa de Lavoisier. La masa de los
reactivos es igual a la masa de los productos. Si todas cumplen esa ley, significa que debe haber el mismo nº
de átomos de cada clase en los 2 miembros. Para que esto se cumpla hay que tener las reacciones ajustadas.
Ajustar una reacción consiste en poner delante de las sustancias un coeficiente de manera que el nº de átomos
de cada clase sea el mismo en los 2 miembros.
3º Tipos de reacciones:
a/ Por la naturaleza de la reacción.
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• Reacciones de síntesis: A + B −−− C
• Reacciones de análisis: A −−− C + D
• Reacciones de sustitución: Cuando uno de los reactivo sustituye a otro elemento que queda desplazado. AB
+ CD −−− BC + AD
B/ Por la naturaleza de los reactivos.
• Reacciones de neutralización: ácido + base −−−− sal + agua
• Reacciones de combustión: En las que un combustible se une con el oxígeno (comburente) y se obtienen los
productos CO2 y H2O
Combustible + comburente −−− CO2 + H2O
E
Distancia
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