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1. Tema 3. Enlace químico. 3.0. Introducción. 3.1 Concepto de enlace químico. 3.2. Enlace iónico. 3.2.1. Retículos iónicos 3.2.2. Propiedades de los compuestos iónicos. 3.3. Enlace covalente 3.3.1.Teoría de Lewis 3.3.2. Teoría del enlace de valencia 3.3.3. Propiedades de los compuestos covalentes. 3.4. Fuerzas de interacción entre moléculas.Enlace de hidrógeno. 3.4.1. Enlace por puente de hidrógeno 3.4.2. Enlace por fuerzas intermoleculares de Van der Waals Páginas web relacionadas con este tema: Materia interactiva En este proyecto, que ya hemos utilizado en los dos temas anteriores, podemos ver también el tema de enlace de una manera muy sencilla. Enlace químico-Proyecto Newton Podemos ver este tema desarrollado en este proyecto para 1º de Bachillerato. Proyecto Ulloa Este proyecto nos muestra temas de Química para distintos niveles:ESO y Bachillerato. En concreto, podenos ver el tema Enlace químico para 2º de Bachillerato. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

2. Introducción De los 112 elementos que actualmente conocemos, 90 son pueden encontrar en la naturaleza pero nunca solos (excepto los gases nobles y a algunos metales en estado de vapor) sino formando parte de un compuesto. Decimos que los átomos de esos elementos se unen, se combinan, formando enlaces químicos. Las fuerzas que mantienen unidas a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas, tanto simples como compuestas, de manera estable, se llaman ENLACE QUÍMICO Concepto de enlace químico ¿Por qué aparecen estas fuerzas que mantiene unidos a los átomos que forman un compuesto? Porque los átomos juntos, formando el compuesto, son más estables ( menor contenido energético) que separados. Si no ocurriera esto, los átomos no se unirían y no se formaría el compuesto. Por tanto, la formación de un enlace entre dos átomos es un proceso que va siempre acompañado de una variación de la energía de estos átomos. Lo podemos ver en la figura siguiente. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

3. Energía potencial - La energía de los átomos aislados se considera nula. -Al acercarse los átomos, dominan las fuerzas de atracción. Se desprende energía debido a que disminuye la energía potencial del sistema formado por los dos átomos. (curva 1) -Al acercarse los átomos dominan las fuerzas de repulsión no se producirá el enlace ( curva 2) -Cuando los átomos se hallan a cierta distancia, llamada distancia de enlace, la energía es mínima y la estabilidad máxima (curva 1). - Si los átomos se acercan más, aparecen un dominio de las fuerzas repulsivas sobre las atractivas, se absorbe energía y se pierde estabilidad (curva 1). Dominan las fuerzas repulsivas Átomos aislados ro= distancia de enlace ro 2 0 Distancia entre los núcleos 1 Dominan las fuerzas atractivas Energía mínima Menor energía que los átomos aislados ( Se desprende energía en la formación del enlace) Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

4. Estructura de gas noble Decíamos al principio que todos los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otro(s) elementos , excepto los gases nobles. Estos tienen su última capa electrónica, la capa de valencia, completa con 8 electrones ( excepto el helio que la completa con 2) Configuración electrónica Esta estructura con 8 electrones de valencia recibe el nombre de octeto electrónico y tiene las siguientes características: • Es la responsable de la especial estabilidad de los gases nobles, que explica el hecho que estos no se combinen con otros elementos. • En los elementos existe la tendencia a combinarse para conseguir la estructura de gas noble, con lo que aumentan su estabilidad. Estos hechos experimentales han llevado a los químicos a enunciar una regla de gran interés: la regla del octeto Muchos elementos, al unirse con otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gas noble, esto es, tener 8 electrones en su última capa. La regla del octeto no tiene validez general, siendo especialmente aplicable a los elementos representativos IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química - FyQ1º

5. Clases de enlaces químicos Los átomos que forman la molécula adquieren la estructura de gas noble cediendo electrones, ganándolos o compartiéndolos, dando lugar a los siguientes tipos de enlaces: se suele dar entre un metal (cede electrones) y un no metal (gana electrones), dando lugar a estructura de redes cristalinas. Se da entre átomos de un metal se da entre dos no metales o no metal e hidrógeno, mediante compartición de pares de electrones. También existen enlaces entre moléculas: enlaces de hidrógeno y fuerzas intermoleculares de van der Waals. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

6. 2.. Enlace iónico Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica ). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos (cationes) y negativos (aniones, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Enlace iónico Como ejemplo veamos el enlace iónico entre el cloro y el sodio: Enlace iónico Na (Z = 11) 1s2 2s2 p6 Na+ (Z = 11) 1s2 2s2 p6 (catión sodio) 3s 1 Cl– (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p6(anión cloruro) Cl (Z = 17) 1s2 2s2 p6 3s2 p5 + Iones, que se unen mediante fuerza eléctrostática (Coulomb) átomos También podemos representar este enlace mediante los diagramas o notación de Lewis. Es un modo de representar a los átomos y sus enlaces, propuesto por el químico G.N.Lewis Para representar un átomo, escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos de tantos puntos como electrones de valencia tenga. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

7. El enlace iónico del cloruro de sodio lo podemos representar mediante la notación de Lewis de la siguiente manera: El enlace iónico también se llama heteropolar. ( polos distintos ) Se llama electrovalencia o valencia iónica de un elemento al número de electrones que suele ganar o perder dicho elemento para formar sus iones o al número de electrones que gana o pierde un átomo al unirse con otro.. En los ejemplos de arriba en Na es 1 , el cloro 1, el Li 1, el O 2, el Ca 2 , el Mg 2, el N 3 . La electrovalencia coincide con el número de oxidación sin signo. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

8. 2.1. Retículos cristalinos (Estructura de los compuestos iónicos) La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica tridimensional. Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes. Enlace iónico Llamamos índice de coordinación de un compuesto iónico al número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario. Compuestoíndice de coordinación Cloruro de sodio NaCl 6:6 Cloruro de cesio CsCl 8:8 Fluoruro de calcio CaF2 8:4 El tipo de enlace de un compuesto determina la mayoría de sus propiedades. Propiedades de las sustancias iónicas: • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. • Son duros y frágiles y tienen puntos de fusión y ebullición altos. • Tienen coeficientes de dilatación pequeños. • Son solubles en disolventes polares como el agua. • Conducen la corriente eléctrica disueltos o fundidos. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

9. 3.. Enlace covalente Cuando uno de los átomos tiene tendencia a ceder electrones y el otro a ganarlos, hemos visto que se unen mediante un enlace iónico. Pero ¿ qué ocurre cuando ambos tienen tendencia a ganarlos? En este caso, se unen COMPARTIENDO PARES DE ELECTRONES, que es lo que caracteriza al enlace covalente. • Si los átomos comparten un par de electrones el enlace es SIMPLE. • Si los átomos comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE. • Si los átomos comparten tres pares de electrones el enlace es TRIPLE. Hay varias teorias o modelos: 3.1. Teoría o modelo de Lewis Se basa en la regla del octeto. Se representan las moléculas mediante los diagramas de Lewis . Los electrones compartidos son aportados a partes iguales por cada uno de los átomos que forman el enlace, aunque existe la posibilidad de que los electrones sean aportados por uno sólo de los átomos ( enlace covalente coordinado o dativo) Ya dijimos al principio que la regla del octeto no tiene validez general. 3.2. Teoría del enlace de valencia Basada en el modelo mecánico-cuántico del átomo y en concreto en el solapamiento de los orbitales de los átomos que tengan electrones desapareados para formar el enlace. La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las moléculas formadas. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

10. 3.1. Teoría de Lewis Par de electrones enlazantes Enlace simple Par de electrones no enlazantes Ejemplos: a) La molécula de cloro: b) La molécula de oxígeno: c) La molécula de nitrógeno: Enlace doble Enlace triple Podemos comprobar que alrededor de cualquiera de estos átomos hay 8 electrones IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

11. Cloruro de hidrógeno Amoníaco NH3 HCl El hidrógeno al pertenecer al primer periodo completa su última capa con 2 electrones Enlace covalente IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

12. Como vemos en los ejemplos anteriores tenemos que decidir cómo colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es, cuántos de los electrones de valencia disponibles son electrones enlazantes (compartidos) y cuántos son electrones no enlazantes (no compartidos) ( asociados a un solo átomo) Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método: • Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más • simétrica posible. 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. • El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

13. Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del agua, H2O • Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. H O H 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = 1+ 6 + 1 = 8 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H N = 8 · 1 + 2 · 2 = 12 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 12 – 8 = 4 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 4 electrones, es decir, 2 pares • El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. Tenemos que colocar otros 4 electrones para completar los 8 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

14. Seguiremos el método anterior para escribir el diagrama o estructura de Lewis para la molécula del dióxido de carbono, CO2 • Se colocan los átomos de la molécula ( o ión poliatómico) de la forma más simétrica posible. O C O 2. Se determina el nº de electrones disponibles D en la capa externa de todos los átomos de la molécula o ión poliatómico ( en este caso hay que añadir un electrón por cada carga negativa que tenga el ión o restar un electrón por cada carga positiva que tenga). D = 6+ 4 + 6 = 16 3. Se calcula el número total de electrones N de las capas externas que necesitan todos los átomos de la molécula o ión poliatómico para tener configuración de gas noble. N = 8 · número de átomos sin incluir átomos de H + 2 · número de átomos de H N = 8 · 3 = 24 4. El nº total de electrones compartidos C es: C = N – D = 24 – 16 = 8 5. Se colocan los electrones C como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. Tenemos que colocar 8 electrones, es decir, 4 pares • El resto de los electrones hasta completar D se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. Tenemos que colocar otros 8 electrones para completar los 16 que teníamos al principio, mirando que se cumpla la regla del octeto. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

15. 3.2. Teoría del enlace de valencia La TEV trata la formación de un enlace como solapamiento de un orbital de un átomo con un orbital de otro átomo de modo que en el conjunto de los dos orbitales solapados existen dos electrones con sus momentos de spin apareados para cumplir el Principio de Exclusión de Pauli. Para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos. Aunque excepcionalmente también es posible formar un enlace covalente por solapamiento de un orbital lleno (dos electrones) con un orbital completamente vacío. Este enlace se denomina enlace covalente dativo o covalente coordinado. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

16. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) Como ejemplo más sencillo se puede considerar la formación de la molécula de hidrógeno H2 a partir de sus átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital atómico 1s. Cuando los dos átomos se aproximan se produce el solapamiento de sus orbitales lo que supone la creación del enlace hidrógeno-hidrógeno: + H (1s1) H (1s1) H2 átomo átomo molécula Cuando los átomos están muy alejados la interacción entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a interaccionar. Por una parte se produce una atracción mutua entre el electrón de cada uno de los átomos por parte del núcleo del otro y, por otra, comienza a establecerse una repulsión entre las partículas con carga eléctrica del mismo signo de ambos átomos, especialmente entre sus núcleos. Al principio predominan las fuerzas atractivas electrón-núcleo lo que favorece el acercamiento de ambos átomos, pero a medida que éste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas entre los núcleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza un mínimo de energía y un máximo de estabilidad del conjunto formado por los dos átomos de hidrógeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molécula de hidrógeno. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

17. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) La unión del hidrógeno H (1s1) con el flúor F ( 2s2 p5 ) para la formación del fluoruro de hidrógeno HF se producirá por el solapamiento del orbital s de hidrógeno con uno de los orbitales p , el que tenga un electrón: + HF H (1s1) molécula átomo átomo También es posible el solapamiento frontal de dos átomos de fluór para formar la molécula de flúor F2 : + F2 molécula átomo átomo IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

18. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) La molécula de agua se forma por el solapamiento de los orbitales 1s del hidrógeno con dos de los orbitales p del oxígeno. + + H2O H (1s1) H (1s1) molécula átomo átomo átomo Vemos que la molécula de agua es angular . IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

19. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) La molécula de amoníaco se forma por el solapamiento de los orbitales 1s del hidrógeno con los orbitales p del nitrógeno. 3 + H (1s1) NH3 átomo átomo molécula Vemos que los átomos que componen la molécula de amoníaco se distribuyen en el espacio en forma de una pirámide trigonal. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

20. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) Según sea el solapamiento, se producen dos tipos de enlace: Enlace σ (sigma): los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. Por ejemplo: s con s ó s con p o p con p. σ σ σ Enlace π(pi): los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos. Por ejemplo: p con p lateralmente. π π IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

21. Según sea el solapamiento, se producen dos tipos de enlace: Enlace σ (sigma): cuando los orbitales de un y otro átomo se solapan frontalmente, siguiendo el eje internuclear, por ejemplo: s con s ó s con p o p con p. σ σ σ Enlace π(pi): cuando el solapamiento es lateral; es decir, a cada lado o por encima y por debajo de la línea internuclear. Por ejemplo: p con p lateralmente. π π La teoría recibe el nombre de enlace de valencia porque sólo tiene en cuenta los electrones de la capa más externa o de valencia. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

22. 3.2. Teoría del enlace de valencia (Cont.) Se llama covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que es capaz de formar, es decir, el número de electrones desapareados de que dispone o puede disponer. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2. Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos. La promoción de electrones tiene lugar únicamente entre subniveles muy próximo en contenido energético y que pertenezcan al mismo nivel, como sucede cuando un electrón 2s pasa a un orbital 2p , o de un orbital 3p a otro 3d, … IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

23. 3.3.Propiedades de los compuestos covalentes. • Los compuestos covalentes forman moléculas individuales. • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados • Los compuestos covalentes apolares se disuelven bien en disolventes apolares (éter, gasolina, ….) pero no en disolventes polares (agua), y es nula su capacidad conductora. • Los compuestos covalentes polares se disuelven bien en disolventes polares pero no en disolventes apolares , y son algo conductoras. • Los sólidos covalentes atómicos (macromoleculares), tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles (diamante , cuarzo (SiO2) , …) Compuestos macromoleculares Cada átomo de Si (color negro) se une a 4 átomos de oxígeno (color rojo), y cada átomo de oxígeno a 2 de silicio, de forma que la proporción de átomos de oxígeno en la red es el doble que de silicios (lo que indica el 2 de la fórmula del compuesto). Estructura del diamante Estructura del SiO2 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

24. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + 4.. Enlace metálico La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica son metales. La unión entre sus átomos no es por enlace iónico ya que este enlace sólo se da entre átomos distintos. Además, los metales tienen tendencia a ceder electrones y no a ganarlos. Tampoco es covalente pues los metales sólo tienen en su última capa 1 o 2 o 3 electrones y no dispondrían del número suficiente para adquirir la configuración de gas noble. Esto significa que tienen un nuevo tipo de enlace: el enlace metálico. Electrones de valencia Según el modelo de nube de carga tiene las siguientes características: Los átomos ceden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos. Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y se desplazan por el interior del metal Esta estructura del enlace explica propiedades típicas de los metales, como la conductividad térmica y eléctrica, el brillo metálico, la ductilidad, la maleabilidad IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

25. Propiedades de los compuestos metálicos Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. Presentan brillo metálico. Son dúctiles y maleables. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor o de oem. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

26. 5.. Enlaces intermoleculares Hasta ahora hemos visto enlaces, uniones, entre átomos. En el caso del enlace covalente, de la unión de esos átomos, se formaban moléculas, como el agua H2O ( líquido) , el dióxido de carbono CO2 (gas) , el yodo I2 ( sólido), etc A la vista de lo anterior, nos podríamos preguntar: ¿por qué el agua es líquida, el dióxido de carbono gas y el yodo sólido, si los tres están formados por moléculas covalentes? La respuesta la encontramos en la fuerza de unión entre esas moléculas, que serán mayores en el caso del yodo. Las uniones entre moléculas o enlaces intermoleculares pueden ser de dos tipos: • fuerzas intermoleculares de van der Waals. • enlaces de hidrógeno Los enlaces de hidrógeno se dan entre moléculas que tienen átomos de H unidos a átomos electronegativos de pequeño volumen ( F , O , N ) con algún par de electrones no enlazantes, como el agua H2O , el fluoruro de hidrógeno HF y el amoniaco NH3 IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

27. Hidruros P.F. (°C) P.E. (°C) H2O 0 100 H2S – 62,9– 60,1 H2Se – 64– 42 H2Te – 54– 1,8 δ– δ+ δ– δ+ δ+ δ– δ+ δ+ δ+ Los enlaces de hidrógeno explican los elevados puntos de fusión y de ebullición que tiene el agua. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

28. Enlaces de hidrógeno • Las cargas parciales de diferentes partes de las moléculas de agua producen fuerzas de atracción débiles, llamadas enlaces de hidrógeno ( líneas punteadas) entre los hidrógenos de una molécula y los oxígenos de otras moléculas. • Los enlaces de hidrógeno son atracciones electricamente débiles entre partes polares de las moléculas. • Los enlaces de hidrogeno no son únicos del agua: oxígeno , nitrógeno y flúor con hidrógeno. • La polaridad del agua y sus enlaces de hidrógeno le dan al agua la posibilidad de tener tres estados: sólido, líquido y gaseoso. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

29. En estado líquido cada molécula de agua esta formando enlaces de hidrógeno con otras 3-4 moléculas de agua. En estado sólido cada molécula esta formando enlaces con otras 4 moléculas. Compara las dos estructuras : Cuál es el sólido, cuál es líquido ? Ten en cuenta que el hielo flota en al agua …. Agua Hielo El agua tiene su máxima densidad a 4 °C , que es la temperatura a la que ocupa menor volumen. IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

30. FIN IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química

31. Sistema Periódico de los elementos . Elementos representativos Tienen completos todos sus niveles electrónicos menos el último. Volver IPEP de Cádiz - Departamento de Física y Química