EL ENLACE QUÍMICO.

1IQB-I Clase N°4 Tecnología Médica 2015

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.

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¿Por qué se unen los átomos?

• Los átomos, moléculas y iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de “máxima estabilidad”.

• Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia, los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas

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Diagrama de energía en función de distancia interatómica

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Enlace

IónicoCristalesEj NaCl

Covalente MetálicoEj Cu

Red covalenteEj. diamante, cuarzo Molécula covalente

Pequeñas moléculasMoléculas simplesEj. CO2, N2, H2O

Grandes moléculasMacromoléculas

Ej. Polímeros, ADN5

Unidad fórmula del NaCl (sal iónica):

                                                                                                                 

6Esta situación es válida para todas las

sales iónicas.

EN: 0,9 EN: 3,0 EN: 2,1

Unidad fórmula de MgF2

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Moléculas de H2 y O2

8

Moléculas de N2 y CO2

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Tipos de Enlace Químico:

•Iónico

•Metálico

•Covalente10

ELECTRONEGATIVIDAD• Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones

comprometidos en un enlace en el cuál él participa.• Los valores de EN son muy útiles para predecir el tipo de

enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos químicos.

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VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING

H2.1

Elemento máselectronegativo

Li1.0

Be1.5

B2.0

C2.5

N3.0

O3.5

F4.0

Na0.9

Mg1.2

Al1.5

Si1.8

P2.1

S2.5

Cl3.0

K0.8

Ca1.0

Sc1.3

Ti1.5

V1.6

Cr1.6

Mn1.5

Fe1.8

Co1.8

Ni1.8

Cu1.9

Zn1.6

Ga1.6

Ge1.8

As2.0

Se2.4

Br2.8

Rb0.8

Sr1.0

Y1.2

Zr1.4

Nb1.6

Mo1.8

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.2

Pd1.2

Ag1.9

Cd1.7

In1.7

Sn1.8

Sb1.9

Te2.1

I2.5

Cs0.7

Ba0.9

La1.1

Hf1.3

Ta1.5

W1.7

Re1.9

Os2.2

Ir2.2

Pt2.2

Au2.4

Hg1.9

Tl1.8

Pb1.8

Bi1.9

Po2.0

At2.2

Fr0.7

Ra0.9

Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.7

Np – Lw1.3

Elemento menos electronegativo12

Diferencia de electronegatividad

Tipo de enlace

determina

que puede darse entre Atomos diferentes

Atomos iguales

Que tienen diferencia de EN=0

Que tienen diferencia de EN>0

Tienen enlace covalente puro o apolar. Ej. H2, N2, O2

0< EN < 1,7

Enlace covalente polar

EN > 1,7 Enlace iónico

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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. 14

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

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Estructura Cristalina.

• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

• Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio; llamadas “Celdas Unitarias”

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Redes iónicas

NaCl CsCl

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Propiedades de los Compuestos Iónicos.• Forman estructuras cristalinas bien definidas• Elevados puntos de fusión y ebullición• Solubles en agua y líquidos polares• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en

estado disuelto o fundido• Al intentar deformarlos se

rompe el cristal (fragilidad)

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Cristales de Sulfato de Cobre (CuSO4)

Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar: Solvatación

Solubilidad de un cristal iónico 19

Agua

Cloruro de Sodio

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.

• 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. 20

                               

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

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Modelo de Bandas.-• Se basa en la Teoría de Orbitales Moleculares (bandas

en el espectro de emisión).• Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que

se producen bandas de orbitales moleculares.• Los e– ocupan los O.M. enlazantes de menor energía

(banda de valencia).• Los orbitales antienlazantes

de mayor energía quedan libres (banda de conducción).

• El modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión 22

Las líneas en los espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido. En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.

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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

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Enlace Covalente.-Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos.

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Diferentes tipos de enlaces covalente

• Enlace covalente • Simple• Múltiple: doble o triple• Polaridad del enlace:

• Apolar• Polar

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Teoría de Lewis.-

Se basa en las siguientes hipótesis:• Los átomos para conseguir 8 e– en su

última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).

• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo. 27

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Esqueleto estructural:

• Disposición de los átomos en el orden que se enlazan unos con los otros.• Átomo central: unido a dos o más átomos.• Átomo terminal: unido sólo a otro átomo.

Algunas características:

• Los átomos de H son siempre terminales• Los átomos centrales suelen ser de menor electronegatividad• Los átomos de C son casi siempre átomos centrales

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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

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Excepciones a la teoría de Lewis

• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.

• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.

• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).• Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo

periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces 31

1.

Hacer el esqueleto del compuesto lo más simétrico posible, teniendo en cuenta lo siguiente: i.

El átomo de hidrógeno siempre está en los extremos, nunca al medio. ii.

El hidrógeno ácido de los oxácidos (que ioniza o reacciona con facilidad) está siempre unido a un átomo de oxígeno. iii.

El átomo central de la estructura de Lewis va a ser el diferente al resto de los átomos (exceptuando al átomo de hidrógeno) y generalmente corresponde al átomo menos electronegativo.

iv. Sólo algunos elementos pueden formar enlaces múltiples, entre ellos, los más comunes son: C, N, O, P, S.2.

Sumar los electrones de valencia de todos los átomos que forman la molécula. Si se trata de un anión o catión, sumar o restar el número de electrones correspondientes.

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3.

Unir los átomos mediante una línea que represente el enlace. A cada enlace se le asigna un par de electrones. Luego se completan los octetos de los átomos unidos al átomo central (ligandos) o dueto si se trata del átomo de hidrógeno.4.

Determinar el número de electrones ocupados y restarlos del total.5.

Si aun quedan electrones, ponerlos como pares no enlazantes sobre el átomo central.6.

Si el átomo central aun no completa el octeto y tiene la posibilidad de formar enlaces múltiples, se reubican electrones no enlazantes de los ligandos para formar dobles o triples enlaces con el átomo central.7.

Si un elemento no cumple con la regla del octeto y no puede formar enlaces múltiples, queda con menos electrones y constituye una excepción a la regla del octeto.

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Reglas para asignar cargas formales a los elementos representativos

• 1. En una molécula, la suma de las cargas formales, es igual a cero; en un ión poliatómico, es igual a la carga del ión.

• 2. Por lo general la estructura más favorable, desde el punto de vista energético para la molécula, es aquella en la cual la carga formal de cada átomo es cero (esto no siempre se logra), o el número total de cargas formales es mínimo.

• 3. Los átomos enlazados no deben tener cargas formales con el mismo signo (regla de la carga adyacente).

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Cálculo de la carga formal

• Es la carga que tendría el átomo si los enlaces fueran perfectamente covalentes y el átomo tuviese exactamente la mitad de los electrones compartidos en el enlace.

• Carga formal = V – (L + ½ S)

V = electrones de valencia en el átomo libreL= número de electrones no enlazadosS = Número de electrones compartidos (enlazados) 35

El concepto de carga formal es útil para decidir la estructura de Lewis más probable para un determinado compuesto. Los criterios que se utilizan son los siguientes:

1. Para moléculas neutras, se prefiere una estructura de Lewis en la que todos los átomos que la componen presenten una carga formal igual a cero (regla 2).2. Son más probables las estructuras de Lewis que presenten cargas formales pequeñas (+1, 1), que aquellas que presentan cargas formales grandes (como +2, +3 o 2, 3 o mayores).3. Al comparar estructuras de Lewis que tengan distribu ciones similares de cargas formales, la estructura más probable será aquella en la cual las cargas formales negativas estén colocadas sobre los átomos más electronegativos.

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Polaridad del Enlace Covalente• Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica

electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenecen 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-).

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Resonancia.-• No siempre existe una única estructura de Lewis

que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ión.

• Por ejemplo, en el ión carbonato CO32–

el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los otros dos O– .

• Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

• Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales. 46

Resonancia• Para explicar tales datos, se supone que los e– de

enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ión, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

• En el caso del ión CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ión CO3

2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres. 47

Resonancia

• Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia.

• Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga negativa.

• Se utiliza el símbolo entre las distintas formas resonantes.

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¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

• Redes covalentes

• Moléculas covalentes

a) Pequeñas

b) Macromoléculas

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Redes Covalentes.-

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

La unión reticular entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

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•Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.•Gran dureza y punto de fusión alto. •Son sólidos. •Insolubles en todo tipo de disolvente.•Malos conductores.•El grafito que forma estructura por capas es más blando y conductor.

Propiedades de las redes covalentes.-

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Moléculas covalentes

• Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2…)

• Si el enlace es polar:• Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)

• Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

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Modelo de Repulsión de Pares Electrónicos y geometría molecular• Los enlaces covalentes tienen una

dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X.

• La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central.

• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles, para minimizar su repulsión.

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Distribución espacial de pares de electrones

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Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres:

Par libre/par libre > par libre/par enlazante > par enlazante/par enlazante La nomenclatura para este tipo de moléculas es

ABxEy, donde:

A es el átomo central, B los átomos que se enlazan E el número de pares de electrones libres de A 61

Moléculas con pares libres sobre el átomo centralMoléculas con pares libres sobre el átomo central

AX3 : SO3 , NO3- , CO2 AX2E : SO2 , PbCl2

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Tetraédrico Pirámide trigonal angularCH4 , ClO4- NH3 ; PF3 H2O, OF2

Bipirámide trigonal Forma de tijera Forma de T lineal PF5, SOF4 SF4 , IF4+ ClF3 , BrF3 XeF2 , I3- 63

Octaédrico Pirámide de base Cuadradocuadrada plano

SF6 ,IOF5 XeOF4 XeF 4 , ICl4-

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Pares de e- Forma e- enlazados e- sin enlazar geometría ejemplo

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Pares de e- Forma e- enlazados e- sin enlazar geometría ejemplo

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Pares de e- Forma e- enlazados e- sin enlazar geometría ejemplo

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Pares de e- Forma e- enlazados e- sin enlazar geometría ejemplo

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Polaridad en moléculas covalentes.Momento Dipolar• Las moléculas que tienen enlaces covalentes

polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.

• Cada enlace tiene un momento dipolar “” (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

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Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:Moléculas polaresMoléculas polares.. Tienen no nulo:

Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.

Moléculas apolaresMoléculas apolares. Tienen nulo:Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. = 0. Ej: CH4, CO2.

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Momentos dipolares y geometría molecular

CO2BF3

CH4 H2

O

NH3 71

Propiedades de compuestos covalentes moleculares.-

• No conducen la electricidad.

• Solubles:

• moléculas apolares – solventes apolares

• moléculas polares – solvente polares

• Bajos puntos de fusión y ebullición.

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