EL ENLACE QUÍMICO CONTENIDOS.

EL ENLACE QUÍMICO
CONTENIDOS.
1.-
El enlace químico.
1.1.
1.2.
2.3.4.5.6.-
Justificación de la fórmula de los principales compuestos binarios.
Enlace covalente coordinado.
Parámetros que caracterizan a los compuestos covalentes.
Carácter iónico del enlace covalente.
Fuerzas intermoleculares.
6.1.
6.2.
7.8.-
Enlace iónico. Reacciones de ionización.
Enlace covalente. Modelo de Lewis.
Enlace de Hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals
Introducción al enlace metálico.
Propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos.
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.
Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando
un a configuración electrónica similar a
la que tienen los gases nobles (1 s2 o n
s2p6).
El comportamiento químico de
los átomos viene determinado por la
estructura electrónica de su última
capa (capa de valencia).
Diagrama de energía en la formación
Para conseguir la configuración
de una molécula de H2
electrónica de gas noble, los átomos
perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).
TIPOS DE ENLACES.

Iónico: unen iones entre sí.




Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
Covalente
Metálico
Intermolecular: unen unas moléculas a otras.
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.
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–
En enlace iónico se da por la atracción electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
Ejemplo de enlace iónico:
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.
Ejemplo:
Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado
por oxígeno y aluminio.
Las reacciones de ionización serán:
Al – 3 e–  Al3+
O + 2 e–  O2–
(1)
(2)
Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 x (1)
3 x (2)
2 Al – 6 e–  2 Al3+
3 O + 6 e–  3 O2–
Sumando:
2 Al + 3 O  2 Al3++ 3 O2–
La fórmula empírica será Al2O3
Estructura de compuestos iónicos.
Se
forma
una
estructura
cristalina
tridimensional en donde todos los enlaces son
igualmente fuertes.
Propiedades de los compuestos iónicos.





Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o fundido.
Frágiles.
Fragilidad en un cristal iónico
Estructura cristalina
del cloruro de sodio
Solubiidad en un disolvente polar
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”.
Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia.
Ejemplos:
Grupo:
Átomo:
Nº e– val
··
: Cl ·
··
17
Cl
7
16
O
6
15
N
5
·
:O·
··
14
C
4
·
:N·
·
·
·C·
·
El enlace covalente puede ser:



Simple: Se comparten una pareja de electrones.
Doble: Se comparten dos parejas de electrones.
Triple: Se comparten tres parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.
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.
Ejemplos de enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente simple:
2H· ;
(H · + · H)  H · · H ;
Fórmula
H–H
··
··
··
··
··
··
2 : Cl
· ; : Cl · + · Cl :  : Cl ·· Cl : ; : Cl – Cl :
··
··
··
··
··
··
··
··

H2

Cl2
Enlace covalente doble:
2 : O : ; : O : + : O :  : O :: O : ;
··
··
··
··
··
:O=O:
·· ··

O2
:NN:

N2
Enlace covalente triple:
2 : N  ; : N  +  N :  : N  N :
;
Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben 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 “+”.
Ejemplos de enlace covalente polar.
··
··
··
: Cl · + x H  : Cl · x H ; : Cl – H
··
··
··
··
··
··
· O · + 2 x H  H x· O ·x H ; H – O – H
··
··
··
··
··
··
· N · + 3 x H  H x· N ·x H ; H – N – H
·
·
|
x
H
H

HCl

H2O

NH3
··
··
··
··
··
··
··
·O
·· · + 2 x Cl :  : Cl x· O ·x Cl : ; : Cl – O – Cl :  Cl2O
··
··
··
··
··
··
··
··
Ejercicio A:
Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S. 
Ejercicio B:
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. 
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

H

H3O+
+
+
+
Compuestos covalentes atómicos.
Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con
átomos distintos.
Estructura del diamante
Estructura del cuarzo
Estructura del grafito
Ejemplos:
SiO2, C (diamante), C (grafito)
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Moleculares



Puntos de fusión y ebullición bajos.
Solubles en disolventes apolares.
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).
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.
Propiedades de los compuestos metálicos.




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).
Empaquetamiento de cationes metálicos.
presión
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.
Enlace de hidrógeno
Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)
Fuerzas de Van der Waals:


Fuerzas de dispersión (London)
Atracción dipolo-dipolo
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.
Fuerzas de dispersión
Atracción dipolo-dipolo