QUÍMICA INORGÁNICAUNIDAD II

Enlaces, estructuras y propiedades de los compuestos químicos

1. Concepto y clasificación de enlaces químicos

2. Enlace iónico3. Enlace Covalente4. Estructura de Lewis5. Orbital Molecular6. Geometría Molecular7. Enlace Covalente coordinado8. Enlace Metálico9. Fuerzas intermoleculares.

2.1 Concepto y clasificación de enlace químico

Los enlaces químicos son las fuerzas que tienen unidad al de átomo o ion de carga opuesta. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

Enlaces Iónicos

Enlaces Covalente

s

Enlaces Metálicos

Fuerza Intermolec

ular

No Polar

Polar

Coordinado

Puentes de

Hidrogeno

Fuerzas de Vander

Waals

2.2 Enlaces Iónicos El enlace iónico es la fuerza

electroestática que une dos fuerzas de carga opuesta. Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. 

Cl Mg

ClCl: 7 electrones de ValenciaMg: 2 Electrones de Valencia

ElectronegatividadElectrones de ValenciaEstructura de LewisRegla del Octeto

¿Qué es la electronegatividad?

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 1.7) Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4) Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)

¿Qué es el electrón de valencia?

Los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía  de determinado átomo son llamados electrones de valencia. Son los que posibilitan la reacción de un átomo con otro, del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen  facilidad predisposición para participar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la superficie externa del átomo son capaces de interactuar con electrones de otro átomo, éstos son los electrones de valencia.

Estructura de Lewis

Para alcanzar el octeto electrónico los átomos pueden compartir más de un par de electrones (enlace simple), dando lugar a enlaces múltiples. Se denomina orden o multiplicidad de enlace al número de pares de electrones compartidos. Las estructuras de Lewis son representaciones en las que mediante puntos o guiones se indica la distribución de electrones de valencia (enlazados o solitarios) en los átomos de las moléculas.

¿Qué es la regla del octeto?

La regla del octeto dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, o sea que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la ley de Lewis, o regla del octeto. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos.

VIIA

Según su grupo en la tabla serán sus

electrones de valencia

IIA

Cl 17

Mg 12

(1S2,2S2,2P6,3S2

)

(1S2,2S2,2P6,3S2,3P5)

Se presta el electrón del Mg al Cl para a

completar el Octeto, Pero sobra 1e en Mg se debe considerar

otro Cl

2

3

1

4

5 6

7 8 8 7

1 2

34

6 5

2.3 Enlace Covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

No Polar

PolarCoordinado

No Polar

Un enlace covalente no polar, es aquel que se lleva acabo cuando se unen dos átomos iguales; y por lo mismo con la misma electronegatividad, y dicha electronegatividad dará a 0.

Electronegatividad es igual a 0

Átomos gaseosos no metálicos ni gases nobles.

(02,N2,F2,Cl2,H2)

O O

O=

OCada línea indica dos

electrones en enlace

O=

OO2

Polar

El enlace covalente polar ocurre entre átomos diferentes. No existe una compartición electrónica simétrica, dada la diferencia de electronegatividades existentes. Siempre hay un átomo que es más electronegativo que otro y es el que atrae hacia si el par de electrones.

O C O

CO2Elemento Electronegatividad CARBONO ------ 3.5 ATRAEOXIGENO ------ 2.5 ES ATRAIDO 1.0

O=

C=OO

=C=O

Coordinado

En este caso es uno de los átomos el que sede los dos electrones, y el otro solo ofrece el espacio para acomodarlos. Una vez formado un enlace covalente coordinado, no se distingue de los demás; no es mas que un par de electrones compartidos. Las estructuras de Lewis del acido sulfúrico nos muestra los enlaces covalentes entre los átomos de azufre (S) y de oxigeno (O), que no se encuentran enlazados a los átomos de hidrogeno. Este modelo de enlace nos ayuda a entender mejor la formación de moléculas complejas. También en este modelo de enlace se forman dobles enlaces entre átomos.

2.4 Estructura de Lewis

La estructura de Lewis consiste en ver la cantidad de electrones de valencia de un elemento. Está íntimamente relacionado con el tema de enlace químico. En otras palabras son una forma sencilla y conveniente de mostrar los electrones de valencia de los átomos y conservar un registro de ellos en el curso de la formación de un enlace.

C

CEl átomo del carbono contiene 4 electrones de valencia, pero ¿Por qué?

IV ASegún su grupo en la tabla serán sus electrones de

valencia

Ir a diapositiv

a 8

Distribución de los electrones de Valencia:

La cantidad máxima de electrones de valencia por elemento son 8 y se distribuyen así:

1er Electrón: Superior 2do Electrón: Derecha superior 3er Electrón: Izquierda Superior 4to Electrón: Inferior 5to Electrón: Superior 6to Electrón: Derecha Inferior 7mo Electrón: Izquierda Inferior 8vo Electrón: Inferior

Xx

2.5 Orbital Molecular

Otra manera de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica Cuántica consiste en la teoría de los orbitales moleculares (OM). Según esta teoría, cuando los átomos interaccionan sus orbitales atómicos pierden su individualidad y se transforman en orbitales moleculares que son orbitales que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a depender de dos o más núcleos.

2.6 Geometría Molecular La geometría molecular o

estructura molecular se refiere a la disposición tri-dimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente por su gran predictibilidad.

cCO2 O C OForma

Molecular: AX2

O

O

180º :. Es lineal

2.7 Enlace Covalente Coordinado

En forma breve y concisa el enlace covalente coordinado es el que presenta cuando uno de los átomos tiene su octeto completo y el otro necesita adquirir 2 electrones para completarse.

NHH

H

NHH

HH+ NH

HH

H+

2.8 Enlace Metálico Para explicar las propiedades

características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes 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.

2.9 Fuerzas Intermoleculares

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intermoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc. Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. La figura inferior resume los diversos tipos de fuerzas intermoleculares. Pincha en los recuadros para saber más sobre ellas.

Fuerzas Ion-Ion

Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga:Los iones con cargas de signo opuesto se atraenLos iones con cargas del mismo signo se repelenLa magnitud de la fuerza electrostática viene definida por la ley de Coulomb y es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa

Fuerzas Ion-Dipolo

Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar. Por ejemplo, el NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido

Fuerzas Ion-Dipolo

Incluido

Tienen lugar entre un ión y una molécula apolar. La proximidad del ión provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar que convierte (de modo transitorio) en una molécula polarizada. En este momento se produce una atracción entre el ión y la molécula polarizada.

Fuerzas Hidrofobicas

En un medio acuoso, las moléculas hidrofóbicas tienden a asociarse por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua. Lo hace por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian para inimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas.Fuerzas de

Van de Waals

Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza (Figura de la derecha). El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva.Puentes de

Hidrogeno

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo (Figura de la izquierda). Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:•muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir•de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Incluido

Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas.

Fuerzas Dipolo

Instantáneo-Dipolo

Incluido

También se llaman fuerzas de dispersión o fuerzas de London. En muchos textos, se identifican con las fuerzas de van der Waals, lo que puede generar cierta confusión. Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.