I.E.S. Jándula Departamento de Física y Química

Andújar Nivel: 2º Bachillerato Jaén Profesora: Carmen Montero Lara

ENLACE QUÍMICO.

1. INTRODUCCIÓN:

Un ENLACE QUÍMICO es la fuerza que mantiene unidos a los átomos, iones

o moléculas que forman las sustancias químicas.

Pero, ¿por qué se unen? La respuesta es simple, porque forman agrupaciones que

son más estables y de menor contenido energético que si están separados.

Cuando se forma esta agrupación estable se

desprende una energía llamada ENERGÍA DE

ENLACE que además es la misma cantidad de energía

que habría que suministrar a esta agrupación estable si

la quisiéramos separar en sus átomos constituyentes.

Cuanto mayor sea esta energía desprendida mayor

estabilidad tendrá la agrupación formada.

Los átomos de los gases nobles son los más estables conocidos porque no

reaccionan con otros elementos, esto tiene que ver con su configuración electrónica:

todos ellos tienen 8 electrones en su capa de valencia, salvo el helio, que tiene 2, a

esta disposición se la llama REGLA DEL OCTETO. Esta disposición es estable y

los átomos se unen para intentar adquirirla, aunque esta regla tiene excepciones y no

se cumple siempre.

2. ENLACE IÓNICO:

Se producirá entre un metal y un no metal, de manera que el primero cederá

electrones de su CV al segundo, convirtiéndose en cationes y aniones

respectivamente alcanzando así la CE de GN. Estos iones de distinto signo se atraen

mutuamente con una fuerza electrostática dando lugar a la formación de una red

cristalina iónica. La diferencia de electronegatividades es superior a 2 unidades.

La fórmula de un cristal iónico nos informa de la proporción en que se

encuentran los iones en el cristal, en este caso de NaCl es de 1:1 (misma cantidad de

iones sodio que de iones cloro; en el caso CaCl 2 sería de 1:2 (doble cantidad de

iones cloro que de iones calcio).

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La ENERGÍA RETICULAR O ENERGÍA DE RED es la E que se libera, por

tanto, negativa, cuando se forma un mol de cristal iónico a partir de sus iones en

estado gaseoso. Se simboliza con U.

Sin considerar el signo, pues lo único que me indica es que se libera E, cuanto

mayor sea su valor numérico, mayor estabilidad tendrá el cristal y mayor punto de

fusión y mayor dureza porque a mayor E que se libere, mayor cantidad de E habrá

que suministrar para separar los iones y en consecuencia más estable será.

Se calcula mediante el Ciclo de BORN-HABER:

Nota: poner delante de la energía de disociación (D) en el ciclo.

Propiedades de los compuestos iónicos:

Ver tabla final del tema.

3. ENLACE COVALENTE:

Se producirá entre no metales que comparten uno o más electrones para adquirir

la CE de GN. Según el número de pares que compartan los átomos tendremos enlace

covalente simple, doble o triple.

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El enlace covalente origina dos tipos de sustancias, las formadas por moléculas

llamadas sustancias moleculares (Cl 2 , O 2 , N 2 , NH 3 , H 2 O, etc) y las formadas

por átomos llamados cristales covalentes (SiO 2 , C en su variedad grafito o

diamante, etc). En las primeras, su fórmula indica el número de átomos que

constituyen la molécula y en las segundas, la proporción en que se encuentran.

Cuando los electrones compartidos son proporcionados por uno solo de los

átomos que se enlazan, el enlace se llama enlace covalente coordinado:

Teoría del enlace de valencia: Surge a partir de la mecánica cuántica. Según la

TEV, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos es necesario que cada

átomo posea un orbital atómico con un solo electrón y además que sus espines sean

contrarios, es decir, antiparalelos. El enlace covalente se forma por solapamiento de

los dos orbitales atómicos formando un orbital común. Los demás orbitales quedan

intactos. La densidad electrónica es mayor entre los núcleos, lo que estabiliza la

molécula porque disminuye su E.

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Covalencia: es el número de enlaces covalentes que un elemento puede formar.

El H, O y N tienen de covalencia 1, 2 y 3 respectivamente.

Sin embargo, otros elementos son capaces de promocionar electrones de un orbital a

otro dentro del mismo nivel para poder justificar su covalencia.

Moléculas diatómicas homonucleares: formada por dos átomos iguales, los

electrones compartidos pertenecen por igual a los dos

átomos y se distribuyen de forma simétrica

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coincidiendo los centros de distribución de carga positiva y negativa. El enlace será

covalente puro o apolar. Ej: Cl 2 , O 2 , N 2 . La diferencia de electronegatividades

es inferior a 0,4 unidades.

Moléculas diatómicas heteronucleares: formada por dos átomos diferentes, los

electrones compartidos estarán más desplazados

hacia el elemento más electronegativo que

adquirirá una carga parcial negativa, , mientras

que el otro elemento tendrá una carga parcial

positiva, . Entre los dos centros de distribución

de carga hay una cierta separación, por lo que el

enlace es polar. Ej: HCl. La diferencia de

electronegatividades está entre 0,4 y 2 unidades. Contra mayor sea esa diferencia de

EN, más polarizado es el enlace.

Momento dipolar, : magnitud vectorial que mide la polaridad de un enlace o

de una molécula.

Molécula poliatómica: estará polarizada si tiene un resultante, para ello

necesitamos conocer la forma geométrica de la molécula.

Propiedades de las sustancias covalentes atómicas:

Ver tabla final del tema.

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4. ENLACE METÁLICO:

Se da en los elementos metálicos. Según el

modelo de nube electrónica los átomos del metal

ceden sus EV y se transforman en iones positivos

que se disponen en redes cristalinas características

de cada metal. Los EV forman una nube electrónica

alrededor de los iones positivos que se desplaza por

el interior del cristal. La interacción entre ambos

estabiliza el cristal.

↑ EI, ↑ AE, ↓ carácter metálico

↓ EI

↓ AE

↑ carácter metálico

Propiedades de los compuestos metálicos:

Ver tabla final del tema.

5. ENLACES INTERMOLECULARES:

Es la fuerza de atracción que mantiene unidas a las moléculas de las sustancias

covalentes. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando están

en estado sólido o líquido.

Son de dos clases:

FUERZAS DE VAN DER WAALS:

a) Fuerzas dipolo-dipolo: aparece entre dipolos de moléculas polares.

Ej: 2 moléculas de HCl. A

mayor polaridad de las

moléculas, mayor es la

fuerza atractiva.

b) Fuerzas dipolo-dipolo inducido: aparece entre una molécula polar y

otra apolar que por estar muy próximas provoca un desplazamiento

de la carga electrónica transformándola en un dipolo inducido. Ej:

una molécula de HF y un átomo de Ar. Entre ambos se produce una

débil fuerza atractiva.

c) Fuerzas de dispersión: aparece entre moléculas apolares. Una de

ellas experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica

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formándose un dipolo instantáneo, ésta origina un desplazamiento de

la carga electrónica en la vecina transformándola en un dipolo

inducido. Ej: entre dos átomos de He, 2 moléculas de O 2 .

El hecho de que existan este tipo de fuerzas hace posible que los

gases nobles se puedan encontrar en estado líquido y sólido.

El aumento del tamaño de las moléculas aumenta la intensidad de las

fuerzas de dispersión, y por tanto, sus puntos de fusión y de

ebullición.

Las fuerzas

de dispersión se

encuentran siempre

aunque las

moléculas sean

polares.

.

ENLACE DE HIDRÓGENO: aparece entre un átomo de hidrógeno

que forma un enlace

covalente muy polarizado

(la diferencia de EN entre

los átomos es grande) y un

átomo de pequeño tamaño y

muy electronegativo, como

F, O o N. Esto les permite

formar un enlace más fuerte

que el enlace dipolo-dipolo,

lo que se traduce en que las

sustancias con enlace de

hidrógeno tienen puntos de fusión y de ebullición anormalmente

elevados, caso del agua, si cada molécula estuviera unida por fuerzas de

Van der Waals, ésta sería gas a temperatura ambiente, pues según hemos

comentado antes, al aumentar el tamaño de las moléculas aumentarían

los puntos de ebullición, el agua al ser la de menor tamaño tendría el

punto de ebullición más bajo de todas (menor de -62 ºC) y la realidad es

que es de 100 ºC.

Intensidad de las fuerzas:

Pd hidrógeno > dipolo-dipolo > dipolo-dipolo inducido > dispersión

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Propiedades de los sustancias covalentes moleculares:

Ver tabla final del tema.