Enlaces iónicos y enlaces covalentes

Unidades 9 y 10

(Unidades I y J)

Contenido (Prontuario)

1.-Enlace iónico

1.1. Compuesto iónico

1.2. Energía del enlace

1.3 Nomenclatura de compuestos iónicos

2.-Enlace covalente

2.1 Electronegatividad

2.2 Estructura de Lewis

2.3 Carga formal

2.4 Estructuras resonantes

2.5 Nomenclatura de compuestos covalentes.

¿Por qué se unen los átomos? Los átomos, moléculas e iones y se unen entre

sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

Los electrones de valencia (los electrones más externos) son los responsables de esta unión, al igual que de la geometría de las sustancias químicas.

Diagrama de energía en la formación de una molécula de H2

Estabilidad en un átomo. Generalmente, los átomos buscan su máxima

estabilidad adoptando un a configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6).

El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia).

Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, ganarán o compartirán electrones (regla del octeto).

Tipos de enlaces

Iónico: unen iones entre sí.

Atómicos: unen átomos neutros entre sí.– Covalente

Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

Enlace iónico

Se da entre metales y no-metales. Los metales tienen, en general, pocos electrones

en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes.

Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

• Las reacciones de pérdida o ganancia de e–

se llaman reacciones de ionización:• Ejemplo: Na – 1 e– Na+

O + 2e– O2–

Reacción total: O + 2 Na O2– + 2 Na+

• Formula del compuesto (empírica): Na2O

Enlace iónico

Reacciones de ionización Los metales se ionizan perdiendo electrones:

M – n e– Mn+

Los no-metales se ionizan ganando electrones:

N + n e– Nn–

Ejemplos:Ejemplos: Metales: Na – 1 e– Na+

Ca – 2 e– Ca2+

Fe – 3 e– Fe3+

No-metales: Cl + 1 e– Cl– O + 2 e– O2–

Enlace iónico (cont) En enlace iónico se da por la atracción electrostática

entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.

EjemploEjemplo: : Na –––––– Na+

1 e– Cl –––––– Cl–

El catión Na+ se rodea de 6 aniones Cl– uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.

La fórmula de estos compuestos es empírica.

Ejemplo:Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio.

Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– Al3+

(2) O + 2 e– O2–

Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3.

2 ·(1) 2 Al – 6 e– 2 Al3+

3 ·(2) 3 O + 6 e– 3 O2–

Sumando: 2 Al + 3 O 2 Al3++ 3 O2–

La fórmula empírica será AlAl22OO33

Estructura de compuestos iónicos (cloruro de sodio)

Se forma unaestructuracristalinatridimensionalen dondetodos losenlaces sonigualmentefuertes.

Propiedades de los compuestos iónicos

• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

• Gran dureza.(por la misma razón). • Solubilidad en disolventes polares e insolubilidad en

disolventes apolares.• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin

embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

• Son frágiles.

Solubilidad de iones en

disolventes polares

Fragilidad

Enlace covalente

Se da entre dos átomos no-metálicos cunado comparten e– de valencia.

La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado”.

Estructura de Lewis. Consiste en representar con puntos “·” los e– de la capa

de valencia. EjemplosEjemplos::

Grupo: 17 16 15 14

Átomo: Cl O N C

Nº e– val. 7 6 5 4

·· · · · : Cl · : O · : N · · C ·

·· ·· · ·

Enlace covalente. Puede ser: Enl. covalente simple: Se comparten una

pareja de electrones. Enl. covalente doble: Se comparten dos

parejas de electrones. Enl. covalente triple: Se comparten tres

parejas de electrones. No es posible un enlace covalente cuádruple

entre dos átomos por razones geométricas.

Tipos de enlace covalente.

Enlace covalente puro– Se da entre dos átomos iguales.

Enlace covalente polar– Se da entre dos átomos distintos.– Es un híbrido entre el enlace covalente

puro y el enlace iónico.

Ejemplos de enlace covalente puro.

Se da entre dos átomos iguales. Fórmula 2 H · (H · + ·H) H : H ; H–H H2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + :Cl: :Cl:Cl: :Cl–Cl: Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · . 2 :O· :O· + .O: :O:: O: :O=O: O2

·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· · · 2 :N· :N· + ·N: :N:::N: :NN: N2

· · ·

Enl. covalente simple

Enl. covalente triple

Enl. covalente doble

Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).

Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– .

La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “+”.

Ejemplos deenlace covalente polar.

·· ·· :Cl · + · H :Cl–H HClHCl ·· ··

·· ·· · O · + 2 · H H–O–H HH22OO ·· ··

·· ·· · N · + 3 · H H–N–H NHNH33 · |

H

·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl: :Cl–O–Cl: ClCl22OO ·· ·· ·· ·· ··

–+

–+

–+

+–

–+

Ejercicio:Ejercicio: Escribe la representación de Lewis y decide cuál será la fórmula de un compuesto formado por Si y S.

La representación de Lewis de cada átomo es: · ·

· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16) · ··

La representación de Lewis de molecular será: ·· ··

: S = Si = S :

La fórmula molecular será pues: SiSSiS22

Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a)a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b)b) Su clasificación en metales y no metales. c)c) La electronegatividad de los átomos en relacion a B

Z a)a) Nº e– valencia b)b) Metal/No-metal

A 6 4 No-metal

B 9 7 No-metal

C 13 3 Metal

D 19 1 Metal

Compuestos covalentes atómicos.

Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos.

EjemplosEjemplos:: SiO2, C (diamante),

C (grafito)ESTRUCTURA DEL GRAFITO

Propiedades de los compuestos covalentes

Puntos de fusión y ebullición bajos.

Los compuestos covalentes no-polares son solubles en disolventes no-polares y los compuestos polares son solubles en disolventes polares.