ENLACE QUÍMICO ENLACE QUIMICO EL ENLACE QUÍMICO ¿Qué entienden por enlace? ¿Cómo se puede realizar la formación de nuevos compuestos químicos? ¿Será lo mismo un enlace o una molécula? ENLACES Y MOLÉCULAS 1 2 Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces TIPOS DE ENLACE IONICO • Se establece cuando se combinan entre si átomos de METAL con átomos de NO METAL COVALENTE • Se establece cuando se combinan entre si átomos de NO METAL METALICO • Se establece cuando se combinan entre si átomos de METAL TIPOS DE ENLACE UNA PRIMERA APROXIMACIÓN PARA INTERPRETAR EL ENLACE 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 LA REGLA DEL OCTETO Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo numero de electrones de los gases nobles mas cercanos. Los Átomos tienden a ganar , perder , o compartir electrones hasta estar rodeado por ocho electrones de valencia. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS DE ACUERDO CON LA REGLA DEL OCTETO Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones SEGÚN EL TIPO DE ÁTOMOS QUE SE UNEN: Metal – No metal: uno cede y otro coge electrones (cationes y aniones) No metal – No metal: ambos cogen electrones, comparten electrones Metal – Metal: ambos ceden electrones Enlace Iónico Formación de NaCl 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. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas. FORMACIÓN DE REDES CRISTALINAS “MOLÉCULA” DE NaCl “Diagramas de Lewis” “MOLÉCULA” DE MgF2 «Son estables, pues ambos según la regla del Octeto y por la estructura de Lewis, adquieren 8 electrones en su capa exterior, pero se tiene 2 excepciones la del H que se rodea tan solo de dos electrones y la del Boro que se rodea de 6». PROPIEDADES COMPUESTOS IÓNICOS Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua 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) DISOLUCIÓN Y ELECTROLISIS DEL CUCL2 Disociación: CuCl2 → Cu+2 + 2 ClReacción anódica: 2 Cl- → Cl2 + 2e- Reacción catódica: Cu+2 + 2e- → Cu ENLACE METALICO 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. Fe 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 Propiedades sustancias metálicas • Elevados puntos de fusión y ebullición • Insolubles en agua • Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. • Pueden deformarse sin romperse ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos. Electrones muy localizados. TIPOS DE ENLACE COVALENTE • Enlace covalente normal: Simple Múltiple: doble o triple • Polaridad del enlace: Apolar Polar • Enlace covalente dativo o coordinado Enlace covalente normal Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). 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-) 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) ENLACE DE ÁTOMOS DE AZUFRE (S) Y OXÍGENO (O) Molécula de SO: enlace covalente doble Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :S ═ O: ˙˙ ˙˙ ˙ ˙ ← S ═ O: :O ˙˙ ˙˙ ˙˙ ˙ :O ˙˙← ˙ S═ ↓ ˙ O: ˙: ˙ O ˙ : PROPIEDADES COMPUESTOS COVALENTES (MOLECULARES) • No conducen la electricidad • Solubles: moléculas apolares – apolares • Insolubles: moléculas polares - polares • Bajos puntos de fusión y ebullición… • ¿Fuerzas intermoleculares? 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 H2O NH3 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 Tipos de sustancias Partículas constituyen tes Tipos de uniones Sustancia Iónica Sustancia Metálica Sustancia Atómica Sustancia Molecular Cationes y Aniones Cationes y electrones deslocalizados Átomos Moléculas Fuerzas electrostáticas Fuerzas electrostáticas Compartición de pares de electrones Uniones intermoleculares Enlace iónico Enlace metálico Enlace covalente Van der Waals Enlace de hidrógeno Fuertes Fuertes o Débiles Muy Fuertes Débiles Au3+ eH2O C GRACIAS
