Son las fuerzas

de atracción

que mantienen

juntos a los

átomos en

los compuestos

ELECTRONEGATIVIDAD

Los enlaces se clasifican en: iónico, covalente metálico.

Enlace Iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)

Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales)

Enlace metálico- es un enlace fuerte, primario que se forma

entre elementos de la misma especie y se liberan los electrones.

NaCl

Sólido iónico

0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico

Cov. No-polar Cov. polar

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo

Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo

El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados

Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura.

X . F . .

. . . .

Li Be B C

N O F Ne

Enlace Iónico

Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

Iones libres

Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

Na Cl

Se forma entre elementos que tienen bajas energías de

ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen

altas afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)

Resultan de la combinación de metales alcalinos y

alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno

Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley

de Coulomb)

Dependiendo de su estructura electrónica cada átomo es capaz

de ceder o aceptar electrones hasta adquirir la configuración

electrónica de gas noble.

Li+ F Li + F

Ca2+ O 2 Ca + O

2 Li+ O 2 Li + O 2

CaO

Li2O

3 Li+ N 3 Li + N 3 Li3N

Conductividad eléctrica: en estado sólido no conducen

la corriente eléctrica debido a

que los iones están

demasiado juntos. Al fundir

estas sales los iones se

separan y pueden moverse

dentro de un campo eléctrico

y por lo tanto conducen la

corriente eléctrica en

solución.

Solubilidad: Son solubles en disolventes

polares (como el agua) debido a que sus iones se

separan por atracciones electrostáticas.

Puntos de fusión y puntos de ebullición: Son valores altos debido a que la energía de

atracción en el cristal es alta. Puntos de fusión

por lo general, > 400ºC y puntos de ebullición por

encima de los 1500ªC.

Otras propiedades: la dureza provocada

por lo compacto del cristal y son quebradizos

(fragilidad debido a su sistema cristalino).

13

La atracción electrostática de los iones provoca que los compuestos

iónicos adopten una estructura cristalina característica en la que los iones

se colocan de una forma permanente en los nudos de la red

compensándose las fuerzas repulsivas y atractivas.

Dicha estructura cristalina requiere que se cumplan las siguientes

condiciones:

- Los iones deben ocupar el menor volumen posible, de manera

que el empaquetamiento sea máximo.

- El cristal debe ser neutro.

Se define el índice de coordinación como el número de iones de un signo

que rodean al del signo contrario a la misma distancia.

CsCl (índice de coordinación 8)

Red cúbica centrada en el cuerpo

NaCl (índice de coordinación 6)

Red cúbica centrada en las caras

Blenda (ZnS) (índice de coordinación 4)

Red tetraédrica

Se forma cuando uno ó más átomos se

estabilizan compartiendo ya sea uno, dos ó

tres pares de electrones

Enlace covalente no polar

Sucede entre moléculas diatómicas

Pueden compartir sus electrones a través de un par de electrones (ligadura sencilla); dos pares de electrones (doble ligadura) o tres pares de electrones (triple ligadura)

Enlace covalente polar

Si los átomos que se unen son diferentes, uno de ellos tendrá más tendencia a captar los electrones que el otro, desplazándose el par hacia el átomo que más lo atraiga constituyendo un enlace covalente polar

Asimetría de la nube electrónica

nube electrónica simétrica

Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S

Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos

Si la diferencia de EN =0 ENLACE COVALENTE (compartición por igual de los electrones)

Si la diferencia de EN > 2 ENLACE IÓNICO (transferencia electrónica de electrones)

Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2 ENLACE COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)

F2 HF LiF

EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0

E. covalente E. iónico

Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y

F.

F : F : : ..

..

..

..

Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una

configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.

Pasos para escribir la estructura de Lewis

1. Elija un esqueleto razonable (simétrica) para la molécula.

a) El elemento menos electronegativo suele ser el elemento central, con excepción del H.

b) El elemento menos electronegativo suele ser el que necesita más electrones para llenar su octeto.

c) El Hidrógeno no suele ser átomo central.

d) Se distribuyen los átomos alrededor del átomo central de manera simétrica.

El hidrógeno no suele enlazarse al átomo central cuando existe Oxígeno.

No se pueden enlazar dos oxígenos juntos (excepto O3)

20

2. Se calcula la regla del octeto

S = N – A

S = El número total de electrones compartidos en la molécula o ion.

N = El número de electrones en la capa externa (de valencia) que requieren todos los átomos de la molécula o ion para adquirir configuraciones de gas noble.

A= El número de electrones disponibles en las capas externas de todos los átomos

21

a) Se calcula N (número de electrones necesarios)

Es la suma de cada átomo multiplicado por ocho.

Excepto: Hidrógeno por dos

Berilio por cuatro

Grupo III por seis

b) Se calcula A que es el número de electrones disponibles

Es la suma de los electrones disponibles en cada átomo. Se calcula multiplicando el número de átomos por el número de grupo.

Para iones con carga negativa, se suma al total el número de electrones disponibles la carga del anión.

Para iones con carga positiva, se resta el número de electrones disponibles la carga del catión.

c) Se calcula S (el número de electrones compartidos)

Se usa la relación S = N - A

22

3. Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos, usando dobles y triples enlaces, en caso necesario.

Las estructuras pueden representarse mediante las fórmulas puntuales de Lewis o mediante guiones, y cada guión representa un par de electrones compartidos

4. Se colocan los electrones adicionales en el esqueleto como pares no compartidos (solitarios) para llenar el octeto de cada elemento. A excepción del hidrógeno que sólo puede compartir dos electrones). Se comprueba que el número total de electrones sea igual A.

Para escribir una estructura de Lewis se siguen...

Ejemplo- dióxido de carbono CO2

Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales

O C O

Paso 2- la regla del octeto

N= (8 x 1) + (8 x 2) = 24 e- C.V.

A= (4 x 1) + (6 x 2) = 16 e- disponibles

S= 24-16 = 8 e- compartidos

4 pares de electrones

O C O

Carga Formal

Nos permite dibujar la estructura de Lewis

más probable.

C.F. = número de - (número de + número total )

grupo enlaces electrones libres

25

Reglas para escribir cargas formales

1. Para moléculas neutras, la suma de las cargas formales debe ser cero.

2. Para cationes, la suma de la carga formal debe ser igual a la carga positiva del ion.

3. Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa del ion.

4. Nos sirve para elegir la estructura de Lewis más adecuada al compuestos dado.

Para moléculas neutras se prefiere la estructura para la cual no haya cargas formales en vez de aquella que haya en la cual haya cargas formales.

Las estructuras con cargas formales grande (+2, +3 –2,-3 o más) son menos probables que pequeñas.

Al elegir estructuras que tengan distribuciones similares de cargas formales, la estructura más probable es aquella en la cual las c.f. negativas estén colocadas en los átomos más electronegativos

26

Ejemplo O3

Atomo central.

c.f. = 6 - ( 3+2) = +1

Atomo de O terminal con

O = O

c.f. = 6 – (2+4) = 0

Atomo de O terminal O –

O

c.f. = 6 – (1+6)= -1

-1

+1

27

Moleculas con número

de electrones impares

Octeto

Incompleto

Octeto

expandido

Excepciones a la

Regla del Octeto

Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla

del octeto, ya sea por defecto o por exceso. En el caso de trihidruo de boro, éste no llegar a completar su octeto por falta de electrones de

valencia, quedando su estructura de la siguiente manera:

Por el contrario, el pentacloruro de fósforo o el hexafluroruo de azufre tienen cinco y seis

enlaces con el átomo central, con un exceso de electrones debido a la existencia de los

niveles 3d vacíos, lo que da lugar a un octete expandido.

P: 1s2 2s22p63s1 3p3 3d1 S: 1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d2

Por último, en el enlace covalente coordinado el par de electrones lo suministra el

mismo átomo, como es el caso del H3O+ y del NH4

+.

También se producen algunos casos en los que el átomo central tiene un número impar

de electrones, como es el caso del monóxido de nitrógeno.

1. Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos por lo general < 3000C.

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Teoría de repulsión de pares electrónicos

(RPECV) – Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en

cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace

dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se

determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre

los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central

En el caso de moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de

electrones libre, no enlazantes, la geometría de la estructura y de la molécula son coincidentes.

Es una molécula donde los cuatro átomos de flúor están ligados a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:

Para que los cuatro pares de electrones del átomo central estén lo más apartados posible, el arreglo de éstos es tetraédrico. Las cuatro posiciones del tetraedro están ocupadas por flúor y la molécula tiene geometría tetraédrica(ángulo F–Si – F= 109.5°)

En el SiF6-2 los seis átomos

de flúor están unidos a un átomo central de silicio. La estructura de Lewis es:

Para que los seis pares de electrones del átomo central estén lo más distanciados posible, el ordenamiento de estos es semejante a un octaedro, donde las seis posiciones están ocupadas por átomos de flúor. La geometría de la molécula es octaédrica

Geometría molecular cuando el

átomo central tiene pares libres

El SO2 es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de azufre. La estructura de Lewis es:

El mayor apartamiento entre los pares de electrones

correspondientes al doble enlace y a el par de electrones

no enlazante del átomo central corresponden a un

arreglo triangular. Dos de las posiciones del triángulo

son ocupadas por átomos de oxígeno , y la molécula

tiene una geometría angular, formando un ángulo O-S-O

menor que 120°

FORMULA GEOMETRIA MOLECULAR

MOMENTO DIPOLAR

AX Lineal Puede no ser cero

AX2 Lineal cero

Angular Puede no ser cero

AX3 Trigonal plana cero

Pirámide trigonal Puede no ser cero

Forma de T Puede no ser cero

AX4 Tetraédrica cero

Plano Cuadrada cero

Tijera Puede no ser cero

AX5 Bipirámide trigonal cero

Bipirámide base cuadrada

cero

AX6 Octaédrica cero

Teoría del Orbital molecular

La teoría del orbital molecular se interesa en estudiar en

cómo es el enlace en la molécula final. Ya que un enlace

se forma por solapamiento (fusión) de dos orbitales

atómicos, uno de cada átomo. Este solapamiento produce

un nuevo orbital llamado Orbital Molecular, que abraza a

los dos átomos.

La interacción de dos orbitales atómicos produce dos

clases de orbitales moleculares.

39

OM enlazante y antienlazante

(π)

OM enlazante y antienlazante

(σ)

40

Los enlaces simples son enlaces σ.

Un doble enlace consiste en un enlace σ y

un enlace π.

Un enlace triple consiste en un enlace σ y

dos enlaces π (un πz y un πy, si el triple

enlace se toma del eje x).

41

Características de la T.O.M.

1. Los O.A. asociados con los átomos se combinan para dar un nuevo

grupo O.M. que han perdido su identidad original.

El número de O.M. formados es igual al número de O.A que

intervinieron en la combinación.

2. Una vez obtenidas los O.M. hay que disponerlos en orden de

energía creciente.

σ1s <σ*1s < σ2s < σ*2s < σ 2px < π 2py = 2pz < π *2py = π *2pz < * σ 2px

3. Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen en los O.M. disponibles de igual forma que los O.A.

a) Cada O.M. puede albergar un máximo de 2 electrones.

b) Los electrones se acomodan en el O.M. de menor energía disponible.

c) Se cumple la regla de Hund, cuando se tienen dos O.M. de igual energía se acomoda un electrón en cada uno de ellos.

Diagrama del orbital molecular

42

π2pz

σ2px

π2py

π*2pz

σ*2px

π*2py

σ*2s

σ2s

σ*1s

σ1s

43

Esta teoría también nos proporciona información sobre el

orden de enlace u orden de unión.

Orden de enlace de un orbital = No. de e- de enlace – No.

de e- de antienlace / 2

El orden de unión u orden de enlace es un modo para

determinar la estabilidad de una molécula, una vez que

hemos llenado se diagrama energético con el número de

electrones correspondientes

Es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes.

Para justificar las estructuras y las propiedades de los metales se han

propuesto diversos modelos: modelo de la nube electrónica, modelo

de enlace covalente deslocalizado y modelo de bandas.

Los átomos de los metales tienen pocos

electrones en su última capa que los

pierden fácilmente y se convierten en

iones positivos que se ordenan en el

espacio formando la red metálica.

Los electrones de valencia desprendidos

de los átomos forman una nube de

electrones que puede desplazarse a

través de toda la red. De este modo todo

el conjunto de los iones positivos del

metal queda unido mediante la nube de

electrones con carga negativa que los

envuelve y los electrones no pertenecen

a ningún átomo determinado.

Modelo de la nube electrónica

Modelo de enlace covalente deslocalizado.

Se puede considerar como un

caso especial de enlace

covalente.

Donde el número de electrones de valencia de los átomos es menor

que el de enlaces formados.

Por ejemplo, en los metales

alcalinos cada átomo de una celda está rodeado de otros 8

átomos situados en los vértices. El

átomo central aporta un electrón

mientras que los otros ocho átomos

aportan un electrón en total

porque pertenecen a ocho celdas,

formando un enlace deslocalizado.

Modelo de bandas

El modelo se basa en la teoría de los

orbitales moleculares.

Esta teoría mantiene que cuando

dos átomos enlazan, los orbitales de la

capa de valencia se combinan para formar

dos orbitales nuevos que pertenecen a

toda la molécula, uno que se denomina

enlazante (de menor energía) y otro

antienlazante (de mayor energía). Si se

combinasen 3 átomos se formarían 3

orbitales moleculares, con una diferencia

de energía entre ellos menor que en el

caso anterior. En general, cuando se

combinan N orbitales, de otros tantos

átomos, se obtienen N orbitales moleculares

de energía muy próxima entre sí,

constituyendo lo que se llama una "banda“.

Diagrama OM de molécula diatómica de H2

2 OA 2 OM

*1s

1s

orbital molecular antienlazante

orbital molecular enlazante

1s 1s

Diagrama de OM E

ne

rgía

Li4

Li6

Li8

Li10

Lix

…... Li2

*2s

2s

e

nla

za

nte

s

Para un número grande de átomos los

niveles desaparecen y en su lugar

aparecen bandas.

Metales alcalinos: [GN] ns1

ns ns

Metales alcalinotérreos:

ns ns ns ns

np np

[GN] ns2

En los metales se forman dos

bandas. Una en la que se

encuentran los electrones de

la capa de valencia que se

denomina "banda de

valencia" y otra que se llama

"banda de conducción" que

es la primera capa vacía.

En los metales, la banda de valencia está llena o

parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia

energética entre la banda de valencia y la de conducción

es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la

banda de valencia está total o parcialmente llena, los

electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales

vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una

diferencia de potencial.

Sólidos Conductores

Un sólido semiconductor

Es el que teniendo una banda llena, presenta una banda vacía con una diferencia de energía muy pequeña (zona prohibida) y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica.

La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción.

Se presentan en aquellos metales o metaloides que tienen 4 electrones de valencia. Los elementos que tienen esta propiedad se encuentran entre los metales y no metales. Algunos ejemplos, son el Ge y el Si.

Un sólido aislante

En los aislantes la banda de valencia está completa y

la de conducción vacía; pero a diferencia de los

metales, no sólo no solapan sino que además hay una

importante diferencia de energía entre una y otra

(hay una zona prohibida) por lo que no pueden

producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir,

los electrones no gozan de la movilidad que tienen en

los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la

corriente eléctrica.

Se presentan en aquellos metales que tienen más de 4 electrones

de valencia.

Conductividad eléctrica Conductividad térmica Ductilidad Maleabilidad Elasticidad Dureza y densidad Brillo metálico y opacidad Estructuras cristalinas compactas: cúbica centrada en el espacio (cce), cúbica compacta (cc), hexagonal compacta (hc)

Características físicas de los metales

+ +

+ + + + + + + + + + + +

+ + + + +

+ + +

+ + +

+ + + +

+ + + + +

+ + + + + + + +

+ + + + + + + +

+ + + + + + + +

AL GOLPEAR

LOS METALES

SE FORMAN

LÁMINAS

MALEABILIDAD EN LOS METALES

+ +

+ + + + + +

+ + + +

+ + + + + +

+ + + +

+ + + +

+ + + +

+ + + +

+ + + +

+ + + +

AL ESTIRAR

UN METAL SE

FORMA UN

ALAMBRE

DUCTILIDAD EN LOS METALES

Los estados en los cuales se presenta la materia son una manifestación de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas.

Los principales fuerzas intermoleculares son: Dipolo-dipolo Ion dipolo, Fuerzas de Van der Waals Puentes de hidrógeno.

60

Fuerzas de Van der Waals

Dipolos instantáneos.

El movimiento de los electrones en el orbital producen polarización no permanente.

Dipolos inducidos.

Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior.

- Fuerzas de London

- Fuerzas dipolo-dipolo

- Fuerzas por puentes de hidrógeno

61

-Son las fuerzas intermoleculares más débiles que hay.

» Se producen por la atracción dipolo instantáneo-dipolo inducido.

-Se producen entre dos moléculas no-polares adyacentes que se afectan

mutuamente, como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y

también entre átomos como el helio o el neón

- El núcleo de un átomo (en la molécula) atrae los electrones del átomo

adyacente. Esta atracción causa que la nube de electrones se

distorsione. En ese instante se forma una molécula polar, debido al

dipolo instantáneo que se forma.

» Relacionado con la polarizabilidad en la molécula.

FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON

62

Las fuerzas de atracción dipolar operan entre dos o mas moléculas polares. Así la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ+) de una molécula y el extremo negativo (polo δ-) de otra.

Atracción Dipolo - dipolo

- +

Fuerzas dipolo-dipolo

63

Enlaces de hidrógeno

- Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo.

- Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. De los tres tipos de

fuerzas de Van der Waals son las más fuertes.

-El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un

elemento electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se

hacen más importantes entre compuestos con F, O y N.

Enlaces por puentes de

hidrógeno entre moléculas de HF

64

Punto de ebullición normal (K)

Masa molecular (u)

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por

puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

65

Fuerzas ión-dipolo

-Interacción entre un ión (Na+ ó Cl-) y un

dipolo (una molécula dipolar =agua)

- Son las más fuertes de las fuerzas

intermoleculares

Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

66