Enlace Químico

Beatriz Sepúlveda

Introducción

Por los conocimientos que tenemos hasta el momento, sabemos que existen al menos 103 elementos en la tabla periódica.

Pero en la naturaleza existen mucho más sustancias que esos 103 elementos.

Entonces cabe preguntarse: ¿Cómo interactúan entre sí estos elementos?

Planteamiento del problema La mina de un lápiz se compone de grafito

y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.

¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomo?

Obviamente ha de existir una “forma” en que estos elementos se unan entre sí, para generar más sustancias y compuestos.

La “forma” en que se unen estos elementos es mediante enlaces.

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.

ENLACE QUÍMICO

Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.

O2 diatómica

SO2 triatómica

NH3 tetraatómica

ELECTRONEGATIVIDAD Capacidad que tiene un átomo de atraer

electrones comprometidos en un enlace.

Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos.

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 electronegativo

electronegatividad

determina

puede darse entre Átomos diferentes

En los cuales

La diferencia de E.N.

iónico

Diferente de cero

covalente polar

y el enlace puede ser

mayor que 1,7

Diferencia de E.N.

Entre 0 y 1,7

El tipo de enlace

que

Diferencia de E.N.

Átomos iguales

En los cuales

La diferencia de E.N.

Covalente puro o no polar

Cero

y el enlace es

H2; Cl2; N2

ejemplo.

Hay un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que se establecen entre ellos permiten la formación de un agregado con la suficiente estabilidad para que pueda ser considerado una especie independiente.

Definición IUPAC

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

Gilbert Lewis estableció que losátomos se combinan a fin dealcanzar una configuraciónelectrónica más estable:

La máxima estabilidad resulta cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble

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 recibe electrones (cationes y aniones)

No metal – No metal: ambos se comparten los electrones

Metal – Metal: ambos ceden electrones

“Molécula” de NaCl

                                                                                                                 

“Diagramas de Lewis”

“Molécula” de MgF2

Moléculas de H2 y O2

..Cl.. .....Cl..

.....Cl.. .....Cl..

... +

. +..Cl.. ...Na

covalente

iónico

...Cl.. ...Na

-+

Tipos de enlace

Iónico

Metálico

Covalente

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.

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

Acá vemos como el Na entrega su electrón al Cl, quedando ambos como resultado de esta entrega con 8 electrones en su último nivel.

Na ClNa Cl+ -

Redes iónicas

NaCl CsCl

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)

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.

                               

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

Un ejemplo de enlace metálico es Litio. En donde su único electrón está enlazado

deslocalizadamente a los otros átomos, formando una red cristalina.

Ejemplo

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

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

Electrones muy localizados.

Ejemplo: el gas Cloro. Cada uno de los átomos de Cl aporta con su

electrón para así adquirir la estabilidad semejante al gas noble Ar.

Ejemplo

Ejemplo

ClCl ClCl

Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O.

S OO SO

Ejemplo

Diferentes 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-)

Moléculas covalentes apolares: El centro geométrico de δ- coincide con el centro geométrico de δ+

En el CO2 existen enlaces covalentes polares y, sin embargo, la molécula covalente no es polar. Esto es debido a que la molécula presenta una estructura lineal y se anulan los efectos de los dipolos de los enlaces C-O.

O = C = Oδ+δ- δ-

Moléculas covalentes polares: El centro geométrico de δ- no coincide con el centro geométrico de 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)

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes? Redes covalentes

Moléculas covalentes (pequeñas - macromoléculas)

Redes covalentes

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

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

Grafito: láminas de átomos de carbono

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

No conducen la electricidad

Solubles: moléculas apolares – apolares

polares – polares

Insolubles: moléculas apolares - polares

Bajos puntos de fusión y ebullición…

ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE

IÓNICO COVALENTE

COVALENTE POLAR

ENLACE IÓNICOENLACE COVALENTE

NO POLAR POLAR

TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas.

Clasificación

Fuerzas intermoleculares

Ion - ion Ion - dipolo Puente de Hidrógeno

Van der Waals

Dipolo -dipolo London

Ion - ion

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas.

Puente de hidrógeno

Ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo

Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases.

May 08, 2002 lecture 2/ MBB 222 02-2 4

Non-covalent Bonds

Much weaker than covalent bonds

- these bonds break and reform at Room Temperature (RT)

‘Transient Bonds’

- however, cumulatively they are very effective e.g. helix for proteins and double helix for DNA

Enlaces de hidrógeno

Interiorhidrófobo

Esqueleto desoxiribosa-fosfatoEnlaces de

hidrógeno

Exterior hidrófilo

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenada

s

Repulsión electrostática

Dipolo - dipolo

Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra.

London

Cuando una molécula es apolar, como los electrones están en continuo movimiento, puede suceder que momentáneamente se deforme y se produzca un dipolo.

Ion - dipolo

Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo.

OBJETIVOS:

Conocer la disposición espacial de las moléculas.

Entender a que se debe esa distribución espacial

Geometría molecular

Geometría molecular

La geometría molecular se refiere a la disposición espacial de los átomos que constituyen una molécula.

Geometría molecular

TRePEV

Lineal

Lineal

Trigonal Plana

Trigonal Plana

Angular

Tetraedro

Tetraedro

Trigonal Piramidal

Angular

Tabla geometría molecular

Formula molecular

Estructura Formula TRePEV Estructura Ejemplo

Lineal180°

AX2 Lineal BeCl2,

CO2

Trigonal plana120°

AX3 Trigonal plana

BF3,

AlCl3

AX2E Angular ZnCl2,

PbCl2

Tetraé-drica109,5°

AX4 Tetraé-drica

CH4,

CCl4

AX3E Trigonal piramidal

AX2E2 Angular H2O, H2S

Lineal

Es la geometría más sencilla y describe la disposición de distintos átomos con enlaces de 180º.

Las moléculas orgánicas lineales, como el acetileno, suelen presentar hibridación de tipo sp en los átomos de carbono.

C OOO O

Trigonal Plana

Se distribuye un átomo en el centro y tres átomos en las esquinas de un triángulo, llamados átomos periféricos, todo ellos en el mismo plano. Todos los ángulos de enlace son de 120°.

En química orgánica, los átomos de carbono centrales con geometría trigonal plana se dice que poseen hibridación sp2

B

H

H HH H

B

H

Tetraedro

En ella un átomo central se encuentra enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro.

Los ángulos de enlace son 109,5°, cuando los cuatro sustituyentes son iguales.

La casi totalidad de los compuestos orgánicos saturados son tetraédricos.

C

H

HH

H

HH

C

H

H

Trigonal Piramidal

La distribución se puede describir como un átomo en el vértice superior y tres átomos en las esquinas de un triángulo, en un plano inferior.

El par de electrones distorsiona la estructura formando un pirámide trigonal con ángulos de enlace de 107°

N

HH

H

H

H

N

H

Angular

Describe la disposición de los electrones en el espacio en torno a dos pares de electrones enlazantes y uno o dos pares no enlazantes.

Estos últimos ejercen una repulsión que distorsiona la estructura, generando ángulos de enlace 104,5 o < a 120°, según deriven de un tetraedro o trigonal plana.

OH

HH

O

H