EL ENLACE QUÍMICO

Planteamiento del problema

1. La mina de un lápiz se compone de grafito y arcilla. El grafito es una sustancia simple formada por átomos de carbono. Existe otra sustancia simple formada también por átomos de carbono llamada diamante.

¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tengan propiedades tan distintas y sin embargo estén formadas por el mismo tipo de átomos?

…

Planteamiento del problema

2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?

3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O es angular?

Planteamiento del problema

2. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado de agregación a temperatura ambiente…?

El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de sustancias:

Sustancia Electrólito No electrólito Metálica

T fusiónT ebullición

↑ ↓↓* ↑*

Solubilidad en agua

otro disolvente

↑↓↓

↓↓↑

↓↓↓

Conductividad eléctrica

(sólido) ↓↓(líquido) ↑

↓↓↓↓

↑↑

Las propiedades características de las sustancias

están relacionadas con la forma en que están unidas

sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con

el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

Una primera aproximación para interpretar el enlace

A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la

poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8

electrones en su último nivel), sugirió que los átomos al

enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de

electrones de valencia igual a la

del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

Electrones de valencia o de la última capa

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto

Metales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a soltar electrones.

No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones

metales

No metales

Según el tipo de átomos que se unen:

Metal – No metal: uno cede y otro gana electrones (cationes y aniones)

No metal – No metal: ambos tienden a ganar electrones, comparten electrones

Metal – Metal: ambos ceden electrones

Enlace metálico

Enlace iónico

Enlace covalente La diferencia de electronegatividad

entre los elementos enlazados origina

diferentes tipos de enlaces

Tipos de enlace

Iónico

Metálico

Covalente

Enlace iónico

El compuesto iónico se forma entre un metal y un no metal.

Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión o ion positivo) y los acepta el no metal (se forma un anión o ion negativo).

Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

Redes iónicas

NaCl CsCl

Propiedades compuestos iónicos

Elevados puntos de fusión y ebullición

Solubles en agua

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrolisis)

Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Solubilidad de iones en

disolventes polares

Fragilidad

Con un microscopio de Efecto tunel, se puede “ver” iones individuales en un CsI

Enlace metálico

Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

                               

El modelo del mar de electrones representa al metal como

un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la

red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin

estar confinados a ningún catión específico.

Fe

Empaquetamiento de cationes metálicos.

Propiedades de los compuestos metálicos.

Punto de fusión y ebullición muy variado

(aunque suelen ser más bien alto)

Insolubles en agua . Son muy solubles en

estado fundido en otros metales formando

aleaciones.

Muy buenos conductores en estado sólido.

La conductividad es mayor a bajas

temperaturas.

Son dúctiles y maleables (no frágiles).

Pueden deformarse sin romperse

presión

Enlace covalente

Los compuestos covalentes se originan

por la compartición de electrones

entre átomos no metálicos.

Electrones muy localizados.

El Enlace Covalente: concepto

» Un enlace covalente es aquel en el cual dos electrones son COMPARTIDOS por ambos átomos :

H + H H : H» Un compuesto covalente es aquel que sólo contiene enlaces covalentes:

H : H H—H H2

» El enlace covalente entre átomos multielectrónicos sólo involucra los electrones de valencia y, en especial, los desapareados:

F + F F F F— F

» Una estructura de Lewis es una representación de la unión covalente, en la cual los pares de electrones compartidos se muestran como líneas o pares de puntos entre los átomos, y los pares de electrones solitarios se muestran como pares de puntos sobre los átomos individuales.

..:.

.. ..

. .

.. .. .. ..

.. .. .. ..: :: :.

..: :

Diferentes tipos de enlace covalente

Enlace covalente normal:

◦Simple

◦Múltiple: doble o triple

Polaridad del enlace:

◦Apolar

◦Polar

Enlace covalente dativo o coordinado

Enlace covalente

Si se comparten un par de e-: enlace covalente SIMPLE

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente DOBLE

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente TRIPLE

Teoría de Lewis

Se basa en las siguientes hipótesis:

Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete).

Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Estructura de Lewis

» En las moléculas de F2 y H2O, por ejemplo, los átomos de F y O

alcanzan la configuración estable de un gas noble compartiendo e-

:F F OH H: :: :. .

. . . . . .

. .. .

8e - 8e - 2e - 8e - 2e –

Enlaces Múltiples

Los átomos pueden formar diferentes tipos de enlaces covalentes: enlace simple, dos átomos se mantienen juntos por un par de e- ; enlaces múltiples, dos átomos comparten dos o más pares de e-. Enlaces dobles:

H H H H O = C = O ; C = C

H H H H 8e- 8e- 8e-

Enlaces triples:

ó N N ; H H ó H - C C - H

8e- 8e- 8e- 8e-

CO O C C.

:: :: : :.

.. ...... ..

.. .... ..

.. ..

.

.

.

.

.

.N N :: :...

.

.

.C C :: :

Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes simples.

Electronegatividad y Enlace Químico

En los enlaces covalentes los átomos comparten electrones, aunque no siempre dicha

compartición es equitativa:

Enlace covalente no-polar

La distribución electrónicaes homogénea

Enlace covalente polar

Distribución desigual de densidad de carga

Electronegatividad: Escala de Pauli

La propiedad que nos ayuda a distinguir un enlace covalente polar de uno no-polar es la electronegatividad:

capacidad de un átomo para atraer hacia si mismo los electrones de un enlace químico.

E

Escala de L. Pauli

Electronegatividad de los elementos más comúnes

La polaridad de un enlace X-Y se determina por su diferencia en E:Si E = (EX - EY) > 0 es un enlace polar, si E = 0 es no-polar, y si E 2.0 es un enlace puramente iónico.

EIncremento de la electronegatividad

Comparación de Propiedades

Los compuestos iónicos y covalentes difieren marcadamente en sus propiedades físicas generales debido, esencialmente, a la naturaleza de sus enlaces.

PROPIEDAD NaCl CCl4

Apariencia Sólido blanco Líquido incoloro

Punto de fusión (oC) 801 -23

Calor molar de fusión (kJ/mol) 30.2 2.5

Punto de ebullición (oC) 1413 76.5

Calor molar de vaporización (kJ/mol) 600 30

Densidad (g/cm3) 2.17 1.59

Solubilidad en agua alta muy baja

Conductividad eléctrica

Sólido pobre pobre

Líquido buena pobre

Polaridad del enlace covalente

Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

Enlace covalente dativo o coordinado

Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

¿Existen moléculas, o se trata de estructuras gigantes?

Redes covalentes

Moléculas covalentes (pequeñas -macromoléculas)

Redes covalentes

Diamante: tetraedros de átomos de carbono

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

Moléculas covalentes

Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2, O2, F2)

Si el enlace es polar:◦Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos permanentes)

◦Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)

Moléculas covalentes polares: el centro geométrico de δ- no coincide con el

centro geométrico de δ+

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

No conducen la electricidad

Solubles: moléculas apolares – apolares

Insolubles: moléculas polares - polares

Bajos puntos de fusión y ebullición…

¿Fuerzas intermoleculares?

Fuerza intermoleculares o fuerzas de Van der Waals

Fuerzas entre dipolos permanentes

Fuerzas de enlace de hidrógeno

Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

Fuerzas entre moléculas polares (dipolos permanentes)

HCl, HBr, HI…

-+ + -

Enlace de hidrógeno:

Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos

(F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy

pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta

distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas

HF

H2O

NH3

Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

Enlace de hidrógeno

Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido.

Estructura del hielo y del agua líquida

                     

Enlaces de hidrógeno en el ADN

Apilamiento de las bases.

May 08, 2002 lecture 2/ MBB 222 02-2 4

Non-covalent Bonds

Much weaker than covalent bonds

- these bonds break and reform at Room Temperature (RT)

‘Transient Bonds’

- however, cumulatively they are very effective e.g. helix for proteins and double helix for DNA

Enlaces de hidrógeno

Interiorhidrófobo

Esqueleto desoxiribosa-fosfato

Enlaces de hidrógeno

Exterior hidrófilo

A: adeninaG: guaninaC: citosinaT: timina

Bases nitrogenadas

Repulsión electrostática

Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de London)

Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más fáciles

de formar cuanto más grande sea la molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa molecular.