QUÍMICATEMA 3: “ Uniones entre átomos”

En este tema describiremos las

diferentes formas en los que aparecen

unidos los átomos en la Naturaleza.

La naturaleza del enlace químico

• El enlace químico es la fuerza que se establece entre átomos o

grupos de átomos y que es responsable de que permanezcan

unidos.

• Los átomos se unen para conseguir una mayor estabilidad

alcanzando configuración electrónica de gas noble. Para lograr esto

los átomos compartirán, ganarán o cederán electrones.

• Tipos de enlaces:

– Enlances intramoleculares:

• Iónico

• Covalente

• Metálico

– Enlaces intermoleculares:

• Puentes de Hidrógeno

• Fuerzas de Van der Waals

Enlace Iónico

• Unión entre elemento metálico y otro no metálico.

• El elemento metálico cede sus electrones al elemento no metálico:

• Alcanzan los dos configuración de gas noble, por lo que es más estable.

• Se establecen fuerzas de atracción entre los iones de signo contrario.

• Redes iónicas:

– Los compuestos iónicos están formados por una estructura tridimensional de iones ordenados (cristales) definida por:

• Índice de coordinación (IC): el número de iones de un mismo signo que rodea a otro ión de signo contrario y se sitúan a una distancia mínima.

• Tipos de red.

2 2 6 11 2 2 3s s p s 2 2 6 2 51 2 2 3 3s s p s p

2 2 61 2 2s s p 2 2 6 2 61 2 2 3 3s s p s pNa Cl

Na Cl

• Energía Reticular o Energía de Red:

Es la energía desprendida en el proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Su unidad en al SI es J/mol.

– Cuánto mayor es la energía reticular más estable es el cristal formado.

– Se puede calcular de dos formas diferentes:

• De forma teórica: ecuación de Born-Landé:

• A: constante de Madelung n: factor de Born-Landé

, 11AN Kqq

U Ad n

• De forma experimental: Ciclo de Born-Haber:

Es una descripción del proceso de formación de una red iónica desde un punto de vista termodinámico.

ΔHf = ΔHs + 1/2 ΔHD + EI + AE + U

Na (s) + 1/2Cl2(g) → NaCl(s)

+

+

fH

( )gNa

( )gNa ( )gCl

( )gCl

sHDH

EI AE

U

• Propiedades de los compuestos iónicos:

– Son sólidos a temperatura ambiente.

– Poseen puntos de fusión y ebullición elevados.

– No conducen la electricidad en estado sólido, pero si en estado fundido o en disolución.

– Presentan gran dureza.

– Son frágiles.

– Ofrecen resistencia a la dilatación.

– Son solubles en disolventes polares.

• Variación de algunas propiedades:

– La temperatura de fusión y ebullición aumenta al aumentar la carga de los iones y al disminuir el tamaño.

– La dureza aumenta al aumentar la energía reticular.

– Solubilidad:

• Si la U es menor que la energía de solvatación el cristal se disuelve.

• Si la U es mayor que la energía de solvatación el cristal no se diduelve.

Enlace Metálico

• Es el enlace que forman entre sí los metales.

• Teoría del mar de electrones:

– Los metales tienen escasos números de electrones en la capa de

valencia y tienen tendencia a perderlos, convirtiéndose en cationes.

Éstos se colocan ordenadamente formando redes metálicas.

– Los electrones cedidos no escapan, sino que se mueven a través de

toda la red entre los huecos de los cationes, anulando así la fuerza de

repulsión entre ellos.

– Las redes más comunes son hexagonal compacta, cúbica centrada en

caras y cúbica centrada en el cuerpo.

– El enlace metálico se forma cuando se atraen los cationes del metal y

los electrones cedidos al espacio común circundante.

• Modelo de bandas:

– Este modelo supone la superposición de orbitales atómicos de los

metales formando bandas de energía. Hay dos tipos de bandas:

• Banda de valencia: última banda ocupada por los electrones de

valencia.

• Banda de conducción: banda por la que los electrones se pueden

desplazar libremente.

– Según este modelo se puede explicar la conductividad de los metales:

• Conductor: los electrones se mueven libremente por la banda de

valencia semillena o porque están solapadas las dos bandas.

• Semiconductor: la diferencia de energía es pequeña y algunos

electrones pueden saltar a la banda de conducción.

• Aislante: la banda de conducción o de valencia tienen una

separación energética tan grande que no pueden pasa los

electrones a la banda de conducción.

• Propiedades de los metales:

– Gran conductividad eléctrica y térmica.

– Brillo metálico característico.

– Tenacidad.

– Son dúctiles y maleables.

– Puntos de fusión y ebullición variables.

Enlace Covalente

• Es la unión química entre átomos de elementos no metálicos con elevada

electronegatividad que comparten uno o más pares electrónicos.

• Se clasifican según la diferencia de electronegatividad en :

– Enlace covalente polar: átomos con diferente electronegatividad.

– Enlace covalente apolar: átomos con la misma electronegatividad.

• Se clasifican según los pares de electrones compartidos en:

– Enlace covalente sencillo: comparten 1 par de electrones.

– Enlace covalente múltiple (doble o triple): comparten más de un par de

electrones libres.

• Se denomina enlace covalente coordinado o dativo a aquella unión química

en la que el par de electrones de enlace ha sido aportado por uno sólo de

los átomos que se unen.

• Teoría del enlace de valencia:

– Afirma , que un enlace covalente se forma por la superposición de un

orbital atómico de un átomo con un orbital atómico de otro átomo.

– Se forman tantos enlaces como electrones desapareados tengan los átomos.

– Los enlaces se producen por solapamiento de orbitales atómicos (OA). El solapamiento puede ser :

• Frontal: se formará un enlace covalente sigma (σ). Sencillo. Los OA deben ser de tamaño y energías parecidos y orientación adecuada.

• Lateral: se formará un enlace (π). Múltiple. Menos fuerte que el σ.

• La formación de un enlace múltiple supone la existencia de un enlace σ y otro π (si es doble) o 2 π (si es triple).

– Resonancia: se da cuando los pares electrónicos se encuentran deslocalizados entre varios núcleos, por ello la molécula se describe por varias estructuras llamadas resonantes. La estructura real es una intermedia, llamada híbrido de resonancia. Ej: benceno.

• Parámetros moleculares:

– Ángulo de enlace: el que está comprendido entre dos enlaces de un átomo.

– Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados.

– Energía de enlace: energía absorbida en la reacción de disociación de una molécula en estado gaseoso en sus dos átomos.

– Moléculas polares: para que una molécula sea polar debe cumplir dos condiciones:

• Que su geometría no anule los dipolos.

• Que tengan enlaces polares.

• Teoría RPECV:

– “Los electrones agrupados por pares se disponen alrededor del átomo central de forma que minimicen las repulsiones entre ellos y la energía del sistema”. Si los pares de electrones no son iguales se producen deformaciones ya que las repulsiones son mayores.

“par libre-par libre > par libre-par enlazante > par enlazante-par enlazante”.

• Teoría de la hibridación de los orbitales:

– ”Un orbital híbrido se forma por la superposición de uno o más orbitales atómicos. En esta combinación se formaran tantos orbitales híbridos (OH) idénticos como orbitales atómicos se combinen.

– Los OH se utilizan para formar enlaces sigmas y albergar pares de electrones libres.

– Sólo hibrida el átomo central.

– Para saber la hibridación de una molécula se siguen los siguientes

pasos:

• Se hace la estructura de Lewis.

• Se cuentan los átomos enlazantes (X) y los pares de electrones

libres (E), que tiene que coincidir con el número de OH.

Tipo de molécula Hibridación Geometría Hibridación Geometría RPECV

AX2 Lineal Lineal

AX3 Plana trigonal Plana Trigonal

AX2E Angular

AX4 Tetraédrica Tetaédrica

AX3E Piramidal Trigonal

AX2E2 Angular

2sp

3sp

sp

• Propiedades sustancias moleculares y sólidos covalentes:

• Sólidos moleculares: son agrupaciones formadas por un número pequeño

de átomos unidos por enlaces covalentes.

• PF y PE muy bajos.

• Suelen presentarse como sólidos blandos, líquidos y gases.

• Insolubles en agua, pero sí en disolventes orgánicos.

• No suelen conducir la electricidad.

• Sólidos covalentes: son los que los átomos están unidos por enlaces

covalentes.

• Son sólidos muy duros.

• PF y PE muy altos.

• Insolubles en agua y en disolventes orgánicos.

• No suelen conducir la electricidad.

Fuerzas Intermoleculares

• Fuerzas de Van der waals:

– Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson: entre moléculas

polares.

– Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye: entre una

molécula polar y otra apolar.

– Fuerzas de dispersión o de London: entre moléculas apolares.

• Puentes de Hidrógeno:

– Interacción que se establece entre un átomo de H unido a un elemento

muy electronegativo y un segundo átomo también muy electronegativo

que posee al menos un par de electrones libres.