ENLACE QUMICO

2 Bachillerato

2

ndice

1. Enlace qumico

2. Enlace inico

3. Enlace covalente

4. Fuerzas intermoleculares

5. Enlace metlico

3

1. Enlace qumico

1.1. Concepto de enlace qumico.

1.2. Caracterizacin del enlace qumico.

1.3. Tipos de enlace qumico.

4

1.1. Concepto de enlace qumico

Estructuralmente el enlace es una transferencia total

o parcial de carga entre tomos.

Cualquier teora sobre el enlace qumico debe

explicar tres aspectos fundamentales:

-Las proporciones en que los tomos entran a formar

parte de la molcula y el nmero total de ellos.

-La geometra de la molcula.

-La energa total de la molcula.

Es la unin entre tomos para alcanzar mayor

estabilidad formando molculas o redes cristalinas

5

Actualmente hay dos teoras:

La teora del enlace de valencia (EV): el enlace se

forma por apareamiento de espines electrnicos y

mximo solapamiento de orbitales.

La teora de orbitales moleculares (OM): considera las

molculas como un conjunto con sus propios orbitales

moleculares.

La primera teora sobre el enlace fue propuesta por

Lewis que asegur que los tomos ganaban, perdan o

compartan electrones hasta adquirir la configuracin

de gas noble (teora del octete electrnico)

6

Longitud de enlace: es la distancia a la cual la

energa es mnima.

Energa de enlace: es el valor mnimo de la energa

del sistema formado por los tomos unidos.

1.2. Caracterizacin del enlace qumico

7

Se consideran diversos tipos de enlace qumico, no

siendo tajante una separacin entre ellos. Se recurre a

unos modelos lmite ideales aunque la situacin real va

a ser intermedia.

1.3. Tipos de enlace qumico

Enlaces intramoleculares

Enlace inico

Enlace covalente

Enlace metlico

Enlaces intermoleculares

Por puente de hidrgeno

De Van der Waals

8

2.1. Redes cristalinas

2.2. Energa reticular

2.3. Ciclo de Born-Haber

2.4. Propiedades de los compuestos inicas

2. Enlace Inico

9

2. Enlace inico

Es la unin entre iones de signo contrario, de tomos de

muy diferente electronegatividad, mediante fuerzas

electrostticas para formar redes cristalinas.

n

n m

m nm

A ne Am A n B A B

B me B

El enlace inico se ve favorecido:

Entre metales y no metales de muy diferente

electronegatividad.

Entre iones de carga pequea.

Entre cationes grandes y aniones pequeos, que

presentan menor efecto polarizante.

10

Los iones positivos y negativos no forman parejas aisladas,

sino que se agrupan en redes cristalinas donde cada in

de un signo se rodea de un determinado nmero de

iones de signo contrario.

La frmula, NaCl, indica la proporcin de iones de cada

signo que hay en el cristal, no es una frmula molecular.

2.1. Redes cristalinas

La descripcin geomtrica de estas agrupaciones de

iones o redes cristalinas se hace en funcin de:

Tipo de malla o celda unidad.

Nmero o ndice de coordinacin.

11

El cristal est formado por una celda unidad que se repite

indefinidamente en las tres direcciones del espacio.

El tipo de celda responde a principios bastante simples:

En N de cargas + = N de cargas - .

Los iones de signo contrario se disponen simtricamente,

para conseguir una repulsin mnima.

Los iones se disponen de la forma ms compacta

posible, el nmero de coordinacin el mximo posible.

El tamao relativo y la carga de los iones determina uno

u otro tipo de celda unidad.

Existen 7 sistemas cristalogrficos y 14 celdas elementales

o redes de Bravais.

12

Existen 7

sistemas

cristalogrficos

y 14 celdas

elementales o

redes de

Bravais.

13

Red N

coord

Ej. Red N

coor

d

Ej.

Antifluorita 4:8 K2O, K2S,

Li2O,

Na2O,

Na2Se,

Na2S

Sal de roca 6:6 NaCl, LiCl, KBr,

RbI, AgCl,

AgBr, MgO,

CaO, TiO, FeO,

NiO, SnAs,

Cloruro de

cesio

8:8 CsCl,

CaS,

TlSb,

CsCN,

CuZn

Rutilo 6:3 TiO2, MnO2,

SnO2, WO2,

MgF2, NiF2

Fluorita 8:4 CaF2,

UO2,

BaCl2,

HgF2,

PbO2

Blenda 4:4 ZnS, CuCl,

CdS, HgS,

GaP, InAs

Arseniuro

de nquel

6;6 NiAs, NiS,

FeS,

PtSn,

CoS

Wurtzita 4:4 ZnS, ZnO, BeO,

MnS, AgI, AlN,

SiC, NH4F

Perovskita CaTiO3,

BaTiO3,

SrTiO3

Principales redes inicas y ejemplos

14

Diagramas de Lewis de compuestos inicos

2 2 6 1

11

2 2 6 2 5

17

:1 2 2 3 2 8 1

:1 2 2 3 3 2 8 7

Na s s p s

Cl s s p s p

Estructura del cloruro de sodio NaCl

Configuracin electrnica

Cesin y captura de electrones para alcanzar el

octete electrnico

2 82 8 12 8 7 2 8 8

1

: : :: 1 : :

Na Na e

Na Cl Na ClCl e Cl

Los iones interactan elctricamente

formando una red cristalina

15

2.2. Energa reticular

La energa reticular o energa de red es la energa

necesaria para separar completamente un mol de un

compuesto inico en sus iones gaseosos.

2.3. Ciclo de Born-Haber

Es un planteamiento terico

que muestra todas las

energas implicada en la

formacin de un cristal

inico.

: Energa de sublimacin : Energa de disociacin

: Potencial de ionizacin : Afinidad electrnica

: Entalpa de formacin : Energa reticular

s dis

f

H H

PI AE

H U

16

La energa reticular nos da una idea de la estabilidad

del cristal.

1

2f s disH H H PI AE U

La energa reticular no se puede determinar

experimentalmente, pero si todas las dems energas

implicadas.

Solamente la AE y la U son

negativas.

17

2

1

2

A partir del ciclo de

Born-Haber para el

2

y sustituyendo los valores

que nos da el problema:

796 178 244 590 1146 2 349

2256 /

f sub dis

CaCl

H H H PI

PI AE U

U

U kJ mol

Calcular la energa reticular del CaCl2 a partir de los

datos siguientes: Hf = -796 kJ/mol; Hs = 178

kJ/mol; Hd = 244 kJ/mol; PI(1) = 590 kJ/mol; PI(2) =

1146 kJ/mol; AE = -349 kJ/mol.

( ) ( )2g gCa Cl

2

( ) ( )2g gCa Cl

0

disH

0

subH

2AE1

2

PI

PI U

0

fH

( ) 2( ) 2( )s g sCa Cl CaCl

18

Existen mtodos tericos para determinar la energa

reticular

Contribucin a la Ep

de los iones de la red

2

0

2

2 1

0

2 1

0

2

0 0

4

0 4

permite calcular y4

1sustituyendo 1 donde

4

A: constante de Madelung : Nmero de Avogad

A Ap atrac rep n

A A

n

n

Ap

A

AN Z Z e N BE E E

r r

AN Z Z e nN BdE

dr r r

AZ Z e rB

n

AN Z Z eE U

r n

N

+

0

ro

Z y : cargas de los iones : carga del eleectrn

: distancia entre iones n: factor de compresibilidad

Z e

r

Ecuacin de Born-Lande

19

31

0 0

+

0

-12

120,2 10 34,51

n: Es el nmero de iones por molcula.

Z y : cargas de los iones y : igual a la suma del radio

del catin y del radio del anin expresado en pm (10

n Z ZU kJ mol

r r

Z r

0

m).

Para el NaCl es n=2 y r 281 750 /pm U kJ mol

Ecuacin de Kapustinskii

El qumico ruso A. F. Kapustinskii observ que si la

constante de Madelung para distintas estructuras se

divida por el nmero de iones por frmula se obtena

aproximadamente el mismo valor numrico. Tambin

observ que el valor, as obtenido, aumentaba al

hacerlo el nmero de coordinacin en el cristal.

20

2.4. Propiedades de los compuestos inicos

Son slidos cristalinos a temperatura ambiente y

presentan altos puntos de fusin y ebullicin.

Son duros, frgiles y poco flexibles.

Son solubles en disolventes polares, sobre todo en

agua. Si la energa de solvatacin es negativa y superior

en mdulo a la energa reticular el proceso de disolucin

ser exotrmico con aumento de temperatura, por

ejemplo el NaOH.

En estado slido no conducen la electricidad pero s en

disolucin o fundidos dado que los iones tendrn

movilidad.

21

3. Enlace covalente

3.1. Diagramas de Lewis.

3.2. Teora de repulsin de pares electrnicos

de valencia TRPEV

3.3. Parmetros moleculares

3.4. Polaridad de las molculas

3.5. Teora del enlace de valencia TEV

3.6. Teora de orbitales moleculares OM

3.7. Hibridacin de orbitales

3.8. Molculas y redes covalentes

22

3. Enlace covalente

Es la unin entre tomos de parecida

electronegatividad, que comparten electrones para

alcanzar la estructura estable del gas noble.

|

: : : : 2 :

3 : :

Cl Cl Cl Cl H O H O H

H N H N H N N N N

H

23

3.1. Diagramas de LewisEs un diagrama que representa a la molcula, los tomos se

representan por sus smbolos, los enlaces por rayas y los

electrones disponibles por puntos.

1. Se suman los e- de valencia de los tomos presentes. Para un

anin poliatmico se le aade un e- ms por cada carga negativa y

para un catin se restan tantos electrones como cargas positivas.

2. Se determina los e- que caben en la molcula.

3. Se calcula el nmero de enlaces covalentes (rayas).

3. Se calcula el n de e- de valencia que quedan disponibles

(puntos) y se distribuyen los e- de forma que se complete un

octete para cada tomo.

2

e caben e val

enl cov

N NN 2 enl cove disponibles e valN N N

24

Ejemplo 1: CH4

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x4= 4e-

8e-

C

H

H

HHcov

16 84

2enlN

Ejemplo 2: H2CO

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 6e-

12e-

H

H

C O

e- de v. disp: 12-8= 4H

H

C O

cov

20 124

2enlN

Ejemplo 3: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.

32 e-

e- de v. disp: 32-8= 24

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

cov

40 324

2enlN

Ejemplo 4: SO2

S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12

18 e-

e- de v. disp: 18-4= 14

SO O

SO O

SO O

cov

24 183

2enlN

25

Excepciones a la regla del Octeto

Molculas con n de e- impar.

N O

NO (e- de valencia:5+6=11)

Otros ejemplos: ClO2, NO2

Molculas con el octete incompleto

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

B

F

F

F

Ej: Compuestos de los grupos 1, 2 y 3.

Hay tres clases de excepciones a la regla del octete:

e- de v. disp: 11-4= 7

e- de v. disp: 24-6= 18

Enlaces: (16-11)/2= 2,

26

Molculas octete expandido.

La clase ms amplia de molculas que violan la regla

consiste en especies en las que el tomo central est

rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes

expandidos.

PCl5 XeF4

n de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

n de e- de v 8+7x4= 36 e-

XeF

F F

F

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos tomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),

donde se alojan los pares de e- extras.

27

RadicalesEs un fragmento de molcula con algn electrn

desapareado.

Son intermedios de reaccin muy inestables.

Derivan de la ruptura homoltica de un enlace

covalente.

Se representan indicando el electrn desapareado

explcitamente.

28

Enlace covalente coordinado o dativo

Se representan con una flecha dirigida del tomo

dador al aceptor de electrones.

Es un enlace covalente en el que los dos electrones

compartidos son aportados por el mismo tomo.

29

Estructuras resonantes

En bastantes casos una molcula o ion se puede

representar por varias estructuras de Lewis y la situacin

real suele ser una situacin intermedia a todas ellas.

Al conjunto de todas estas estructuras resonantes, o

formas resonantes se le llama hibrido de resonancia.

SO3[NO3]-

C6H6CH3-CONH2 (acetamida)

30

3.2. Teora de repulsin de pares

electrnicos de valencia TRPEV

Esta teora predice la geometra de molculas sencillas

y sus ngulos de enlace a partir de los diagramas de

Lewis.

1. Tanto pares de electrones formando enlaces como sin

formar enlace se sitan tan lejos como sea posible

haciendo que su repulsin sea mnima. La repulsin entre

pares solidarios es mayor que entre pares de electrones

formando enlace.

2. Los pares de electrones de los enlaces mltiples se

toman como si fueran un nico par.

31

Ejemplos

32

3.3. Parmetros de un enlace covalente

La entalpa de enlace es la energa que hace falta

para romper un mol de enlaces.

Es un proceso endotrmico y siempre es positiva.

0

2( ) ( )2 436 /g g C HH H H kJ mol

La longitud de enlace es la distancia entre los dos

ncleos de los tomos enlazados (entre 0,01 y 1,5 pm).

Los ngulos de enlace que suelen estar asociado al

tomo central (no tiene sentido en molculas

diatmicas) y pueden variar ligeramente.

La polaridad del enlace que se produce cuando se

unen molculas de diferente electronegatividad.

33

3.4. Polaridad de las molculas

Las molculas diatmicas homonulcleares son

apolares (Cl2, O2, N2, H2, etc.)

La polaridad de una molcula est asociada a una

distribucin asimtrica de la carga.

El carcter polar de una molcula se mide a partir del

momento dipolar. q r

34

Actualmente existen dos teora del enlace qumico, y no

existe un separacin entre enlace inico y covalente

como dos realidades distintas.

Aplicar la ecuacin de la ecuacin de Schrdinger a

sistemas polielectrnicos es matemticamente

imposible.

Por eso se recurre a dos mtodos aproximados:

El mtodo de los electrones de valencia: que considera

a los tomos como entes individuales. Los sita a una

distancia infinita y los va acercando estudiando sus

interacciones.

El mtodo de orbitales moleculares: que considera a la

molcula como un tomo nico, obteniendo una serie

de soluciones, OM, que se ocupan por electrones en

orden creciente de energa.

35

3.5. Teora del enlace de valencia TEVLa condicin de enlace implica que a una determinada

distancia, longitud de enlace, la energa de potencial

del sistema, energa de enlace, es mnima.

A dems:

- Los electrones que forman el enlace tienen que estar

desapareados para cumplir el principio de excusin.

- Se debe producir una mxima superposicin de los

orbitales atmicos.

Segn el solapamiento se dan

dos tipos de enlace:

Enlace : se solapan siguiendo

el eje internuclear.

Enlace : Se solapan

lateralmente.

36

3.6. Teora de orbitales moleculares OM

- Las molculas como un tomo, cada electrn viene

definido por una funcin de onda llamada OM.

- La funcin de onda se construye a partir de una

combinacin lineal de orbitales atmicos (CLOA).

=C11C22- A cada , a cada OM le corresponde una energa

- Se llenan los OM con los electrones en orden

creciente de energa.

La solucin de la ecuacin de Schrdinger (H =E ) son

los orbitales moleculares (OM), , y sus correspondientes

energas.

De cada dos orbitales atmicos se obtienen dos orbitales

moleculares con energas superior e inferior a los orbitales

atmicos: orbital enlazante y antienlazante.

37

Los orbitales moleculares (OM) podrn ser:

Tipo si solapan frontalmente y tipo si solapan

lateralmente.

Enlazantes si aumenta su densidad electrnica en el

eje internuclear y antienlazante si disminuye.

38

Orden creciente de energa de orbitales moleculares

Escribe la configuracin

electrnica del H2, He2,

O2, N2, F2, E indica su

orden de enlace.

El orden de enlace es el

nmero de electrones en

orbitales enlazantes

menos el nmero de

electrones en orbitales

antienlazantes partido

por dos.

39

3.7. Hibridacin de orbitales

La TRPEV no es suficiente para explicar la geometra de

las molculas, ejemplo el metano, CH4.

Esto exige que antes de que la molcula se forme, los OA

entren en disposicin de favorecer la geometra

molecular transformndose entre ellos, mediante

combinaciones adecuadas, en orbitales hbridos.

- Matemticamente el orbital hibrido es una combinacin

de OA: OH sp=c12s+c22p- Se produce el mismo nmero de OH que OA de partida.

Conviene recordar que esto no es ms que una

aproximacin matemtica que utiliza la mecnica

cuntica. Los OH no tienen existencia real en los tomos.

40

Ejemplos de hibridacin de orbitales

Hibridacin Digonal: BeCl2

Be: 1s22s2

Cl: 3s2 3p5ExperimentalmenteDisposicin lineal; 180

Hibridacin Trigonal: BCl3

B: 1s22s2 2p1

Cl: 3s2 3p5ExperimentalmenteDisposicin trigonal; 120

Combinacin de un orbital s y otro pFormando 2 hbridos sp formando 180

Combinacin de un orbital s y dos pFormando 3 hbridos sp2 formando 120

Para determinar el tipo de hibridacin: - Qu tomo de la molcula te piden la hibridacin.- La configuracin de Lewis.- Sumar la cantidad de pares electrnicos no enlazantes con la cantidad de ligandos que tenga. Esto nos dar el numero de orbitales hbridos.

41

Hibridacin Tetragonal: CH4

H: 1s1

C: 1s22s2 2p2ExperimentalmenteDisposicin lineal; 109,5

Hibridacin Bipirmide trigonal: PCl5

P: 3s2 3p3

Cl: 3s2 3p5ExperimentalmenteDisposicin trigonal; 120

Combinacin de un orbital s y otro tres pFormando 4 hbridos sp3 formando 109,5

Combinacin de un orbital s, tres p y uno dFormando 5 hbridos sp3d formando 120 y 90

Otros ejemplos: NH3, H2O, CH2=CH2, CHCH.

42

3.8. Molculas y redes covalentesHay dos tipos de sustancias unidas por enlaces

covalentes:

Propiedades de los compuestos moleculares:

Formados por molculas discretas.

A temperatura ambiente son sustancias gaseosas,

lquidas o slidas de bajo punto de fusin y ebullicin.

No son solubles en agua o lo son poco.

No conducen la electricidad.

Ejemplos: H2, O2, N2, CO2, HCl, NH3, CH4, H2O, CH3OH,

CH3CH2OH, I2, glucosa, naftaleno, alcanfor.

43

Propiedades de los compuestos atmicos o redes

covalentes:

Formados por tomos unidos covalentemente en una

red cristalina tridimensional.

A temperatura ambiente son slidos duros de altos

puntos de fusin y ebullicin.

No son solubles en ningn tipo de disolvente.

No conducen la electricidad.

Ejemplos: Diamante, grafito, fullereno, futboleno.

44

4. Fuerzas intermoleculares

4.1. Puente de hidrgeno

4.2. Fuerzas de Van der Waals

Los enlaces estudiados hasta ahora son intramolculares,

por producirse en el interior de las estructuras moleculares.

Tambin existen interacciones entre las molculas que

llamamos intermoleculares. Son fuerzas de interaccin

mucho ms dbiles y bsicamente son interacciones

dipolo-dipolo.

45

4.1. Puente de hidrgeno

Son interacciones entre molculas que tienen hidrgeno unido a

un elemento muy electronegativo y pequeo, (8-40 kJ/mol).

Ejemplo: HF, H2O, NH3.

En estos casos , el elemento unido al hidrgeno atrae con fuerza la carga del enlace dejando una fuerte densidad de carga positiva en el hidrgeno y negativa sobre si mismo. Esto posibilita que las molculas, se atraigan electrostticamente.

46

4.2. Fuerzas de Van der Waals

Son interacciones electrostticas entre molculas debido a la

existencia de dipolos permanentes o inducidos, (1-7kJ/mol).

47

5. Enlace metlico

5.1. Enlace tipo metlico

5.2. Teora del gas electrnico

5.3. Teora de orbitales moleculares o de

bandas

5.4. Redes metlicas

48

5.1. Enlace tipo metlico

Es la unin entre tomos metlicos.

Hay dos caractersticas comunes a todos los elementos

metlicos as como una serie de propiedades tambin

tpicas de los mismos.

Entre las caractersticas su bajo potencial de ionizacin

y el hecho de que sus electrones de valencia es mucho

menor que el de orbitales de valencia.

Entre las propiedades su brillo y su alta conductividad

elctrica y trmica.

Es un enlace fuerte, no forman molculas, forman

redes cristalinas muy estables.

49

5.2. Teora del gas electrnico

Los electrones de valencia no pertenecen a los

tomos individuales, sino que todos ellos son comunes

a todos los tomos de la red cristalina. Estn

deslocalizados en todo el cristal.

Esto explicara su movilidad, y los efectos de emisin

electrnica.

50

5.3. Teora de orbitales moleculares o de

Bandas

Los tomos de la red cristalina estn muy prximos y

sus orbitales atmicos se superponen dando lugar a

un conjunto de orbitales de energa muy parecida

que forman lo que se denomina banda de niveles

energticos.

- Banda de valencia a partir

de OA de valencia, que

pueden estar parcialmente

llena u ocupada.

- Banda de conduccin a

partir de los OA vacos a la

que pueden saltar los e-y

facilitar la conduccin.

51

5.4. Redes metlicas

Los estudios de difraccin de rayos X han demostrado

que los tomos metlicos se ordenan en redes

cristalinas que son casi exclusivamente de tres tipos.

Cbica centrada en el cuerpo (IC=8): Alcalinos y Ba

Cbica centrada en las caras (IC=12): Cu, Ag, Au, Ca y Sr

Hexagonal compacta (IC=12): Be, Mg, Zn y Cd

52

Propiedades de los metales

Son slidos cristalinos,

densos, con brillo metlico

(Hg) y elevado punto de

fusin y ebullicin.

No son solubles pero son

atacados por los cidos.

Alta conductividad elctrica

y trmica.

Emiten electrones: efecto

fotoelctrico y termoinico.