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Enlace químico El enlace químico corresponde a la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, iones que forman parte de un compuesto o una molécula, para lograr estabilidad (parecerse a los gases nobles). Los átomos, iones o moléculas se...

Enlace químico El enlace químico corresponde a la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, iones que forman parte de un compuesto o una molécula, para lograr estabilidad (parecerse a los gases nobles). Los átomos, iones o moléculas se unen entre sí para alcanzar la máxima estabilidad. Para ello, utilizan los electrones que se encuentran en la capa más externa, denominados electrones de valencia. Estos se mueven con mucha facilidad entre un átomo y otro, de lo cual depende el tipo de enlace que se forme. Un enlace químico se puede dar de dos formas: Por transferencia de electrones o por compartición de electrones. Para formar un enlace, siempre intervienen cambios de energía, los cuales se manifiestan en forma de calor y son susceptibles de medirse; esta manifestación energética también se presenta cuando se rompe un enlace. A la cantidad de energía que se requiere para formar o romper un enlace, se le conoce como energía de enlace. En forma general, los enlaces se pueden clasificar como: interatómicos e intermoleculares. Enlaces interatómicos (intermoleculares) a) Enlace iónico o electrovalente Definición: Se define como la fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta. Se efectúa entre metales y no metales Se forma por la transferencia de uno o más Li 1s2 2s1 Li 1s2 electrones de un átomo o grupos de átomos a otro. F 1s2 2s2 2p5 F 1s2 2s2 2p6 La transferencia de electrones se da del átomo metálico al no metálico. Enlace iónico Los metales tienden a perder sus electrones de valencia para formar iones positivos (cationes), y el Propiedades que acepta se convierte en ion negativo o anión (no  Forman cristales geométricos (cubica, metales. rómbica, hexagonal)  Presentan puntos de fusión y ebullición Los enlaces unidos por enlaces iónicos presentan altos grandes diferencias de electronegatividades,  La mayoría de los compuestos iónicos son cuando la diferencia es mayor o aproximadamente a muy solubles en agua. 1.7 se considera que el enlace es principalmente  Son electrolitos fuertes, es decir, cuando iónico. Ejemplos que presentan este tipo de enlace: se disuelven en agua o se funden, son muy K2O, MgCl2, AlBr3, Al2O3 buenos conductores de la corriente eléctrica b) Enlace covalente Es la unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace, se efectúan entre dos átomos no metálicos formándose una molécula, es decir, se efectúa entre elementos de alta electronegatividad Se distinguen tres tipos de tipos de enlaces covalentes  Enlace covalente no polar, puro u homopolar. ¿Qué es? Propiedades: Se observan cuando dos átomos no metálicos de un  Tienen actividad química media. mismo elemento se unen para formar una molécula  Molécula verdadera y diatómica verdadera, sin carga eléctrica y simétrica cuya  Baja solubilidad en agua diferencia de electronegatividad es cero.  No son conductores del calor o la Ejemplos de moléculas que presentan este tipo de electricidad enlace: H2, O2, Cl2, N2, F2.  Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como solidos o líquidos.  Sus puntos de fusión y ebullición son bajos H H O O N N Cl Cl Cuando se combinan dos átomos no metálicos existe la posibilidad de que se formen más de un enlace H–H O=O N≡N Cl- Cl covalente entre ellos se dice entonces que presentan enlaces covalentes múltiples (dobles y triples enlaces) Se observa que en la molécula de H2 se cumple la regla del dueto y las demás la regla del octeto  Enlace covalente polar o heteropolar Definición: Se forma cuando se unen dos átomos no Propiedades: metálicos de diferentes elementos y  Existen en los tres estados físicos de electronegatividades; Se produce por una agregación compartición desigual de los pares electrónicos entre  Gran actividad química los átomos unidos, comparten electrones, pero la  En solución acuosa son conductores de la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia electricidad el átomo de mayor electronegatividad originando  Solubles en solventes polares polos en la molécula; la diferencia de  Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, electronegatividad es menor a 1.7. pero más altos que los de las sustancias no Ejemplos de moléculas que presentan este tipo de polares enlace son H2O, HBr, PCl3, SO3, H2SO4  Enlace covalente coordinado o dativo Definición: Se forma cuando dos átomos no Enlace covalente polar: ambos átomos metálicos de diferentes elementos están enlazados aportan electrones para formar el enlace entre sí comparten un par de electrones, pero sólo uno de estos átomos es el que aporta el par de electrones enlazantes. En la representación de un compuesto empleando fórmulas desarrolladas el enlace covalente coordinado se índica mediante una Enlace covalente coordinado: solo un átomo flecha apuntando hacia quién recibe el par aporta el par de electrones para formar el electrónico de enlace. enlace Ejemplos de moléculas que presentan este tipo de enlace: H2SO4, HNO3, H2CO3, [NH4]+  Ácido nítrico: HNO3 Ácido sulfúrico: H2SO4 En los ejemplos del ácido sulfúrico y nítrico observamos cómo algunos átomos de O son los que aportan los pares de electrones en la formación de los enlaces; así mismo pasa en el ion amonio con el nitrógeno. Ion amonio: NH4+ c) enlace metálico Definición: Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. En otras palabras, es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida Características de una sustancia metálica por todos los núcleos de los átomos que ceden Son relativamente blandos, pero tenaces. electrones al conjunto. Este tipo de enlace se Temperatura de fusión y ebullición variables. produce entre elementos poco electronegativos Excelentes conductores del calor y electricidad. (metales). La mayoría son dúctiles y maleables. Como ejemplo de sustancias que lo presentan se tiene Todo metal es muy electropositivo (puede perder a todos los metales, aleaciones como los aceros, fácilmente electrones). amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones. Todos son sólidos (excepto el Hg). Existen dos modelos que explican la formación del Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y enlace metálico. El modelo de la nube de electrones no la molécula. y la teoría de bandas.  Fuerzas intermoleculares Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas (iguales o diferentes, polares o apolares) para dar lugar a los estados condensados de la materia (líquidos y sólidos). Se les llama también fuerzas de Van der Walls, Son de naturaleza atractiva y básicamente eléctricas aumentan de magnitud conforme aumenta la masa molecular de las sustancias. Por lo general los puntos de fusión y ebullición aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares (interatómicos). Enlace iónico > enlace covalente > puente de hidrogeno > dipolo dipolo › fuerzas de dispersión de London Estudiaremos tres tipos principales de fuerzas intermoleculares: a) Las fuerzas de dispersión de London: Son atracciones entre moléculas debidas a dipolos temporales causados por el movimiento de los electrones. Actúan entre cualquier tipo de moléculas ya sean neutras, iones, polares o apolares cuando las moléculas se encuentran en estado líquido o sólido. En el caso de las moléculas no polares, es la única Las fuerzas de dispersión de London son fuerzas fuerza que actúa entre ellas. La magnitud de la atractivas débiles que son importantes a distancias fuerza de London aumenta con el peso molecular. intermoleculares pequeñas se presentan Esto explica porque el F2 y Cl2 son gases, el Br2 es principalmente en moléculas apolares entre dipolos líquido y el I2 un sólido a temperatura ambiente. no permanentes, es decir, entre un dipolo instantáneo También nos explica por qué los gases apolares como y un dipolo inducido correspondiente a dos átomos o el O2, N2, H2, etc., pueden licuarse. dos moléculas. La temperatura de fusión de un sólido molecular depende directamente de la masa molecular, o sea: cuanto mayor es la masa molecular de un sólido molecular apolar tanto mayor es su temperatura de fusión. b) Interacción dipolo- dipolo Es una fuerza de atracción electrostática que se da entre moléculas polares de manera que el extremo positivo de ellos atrae al extremo negativo del otro, y así sucesivamente. Por lo que a las fuerzas de dispersión (siempre presentes) se les añade este nuevo tipo de fuerza debido a la propia polaridad de la molécula (dipolos permanentes). Estas fuerzas b) Interacción dipolo-dipolo permanente: cuando crecen cuanto más polar sea la molécula (es decir, dos moléculas polares se aproximan, se produce cuanta más diferencia de electronegatividad exista una atracción entre positivo de una de ellas y el entre los átomos que formen la molécula). negativo de otras. Las moléculas polares forman líquidos y sólidos en parte como resultado de las interacciones dipolo- dipolo, o sea, la atracción entre las cargas parciales de sus moléculas. Existen varios tipos de interacción dipolo-dipolo: a) Interacción dipolo-dipolo inducido: cuando una molécula polar al estar próxima a otra no polar induce en esta un dipolo transitorio. En las moléculas de masa muy diferente las fuerzas de dispersión predominarían sobre los dipolos permanentes. Esto quiere decir que podemos encontrar ejemplos de moléculas apolares cuyo tamaño sea tan grande que sus fuerzas de London sean más intensas que el conjunto de fuerzas intermoleculares de moléculas polares. Por ejemplo, al comparar moléculas de Br2 y HBr. El Br2 es apolar cuenta con una masa casi el doble que el HBr. De esta manera las fuerzas intermoleculares del Br2 son más intensas aun cuando solo sean de London. En las moléculas de masas moleculares parecidas y que sea polar tendrán una temperatura de fusión mayor que la apolar. A medida que aumenta la masa molar aumenta el punto de fusión. Por ejemplo. H2O>H2S>H2Se>H2Te c) Por Puente de Hidrógeno El enlace por puente de hidrogeno es un tipo especial de atracción intermolecular dipolo- dipolo que existe entre el átomo de hidrogeno de una molécula con pares de electrones solitarios en un átomo electronegativo cercano; generalmente un átomo de flúor, oxigeno, nitrógeno de otra molécula polar (por ejemplo: H-F; H-O o H-N). Un enlace de hidrogeno se representa con puntos (-------) para diferenciarlo H de un verdadero enlace covalente que se representa O ----- H F mediante una línea continua (___). H El enlace por puente de hidrógeno puede ser entre moléculas diferentes o puede darse también dentro de una misma molécula, Símbolo de Lewis Un símbolo de Lewis es una representación gráfica en el cual los electrones de la capa de valencia de un átomo o de un ión simple son representados por puntos colocados alrededor del símbolo del elemento. Cada punto representa un electrón. Puntos de Lewis de los elementos representativos y gases nobles Lewis estableció que cuando dos o más átomos se aproximan unos con otros, y juntan su última capa de valencia entre sí, logran ceder, ganar o compartir electrones, de tal manera, que en su última capa, se queden con la estructura de máxima estabilidad, que es la que poseen los gases nobles, elementos muy poco reactivos y que poseen ocho electrones en la última capa, a excepción del helio que solo posee dos. A partir de esto, se establecen dos reglas; la regla del octeto y la regla del dueto. a) La regla del octeto: establece que los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa de energía con cuatro pares de electrones, es decir, con 8 electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano. b) Por otro lado, la regla del dueto, dice que los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir en la última capa de valencia, tener un par de electrones, es decir, 2 electrones, para conseguir la configuración electrónica del gas noble más cercano, que en este caso es el helio. Estructura de Lewis Las estructuras, diagramas o fórmulas de Lewis de una molécula son representaciones bidimensionales sencillas del esqueleto o conectividad de los átomos en la molécula y de la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes. Tienen como finalidad explicar el enlace covalente mediante la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos con el objeto de cerrar capa y conseguir así la máxima estabilidad. Reglas: 1. Elegir el átomo central, que será generalmente el menos electronegativo, exceptuando el H (y generalmente el F) que siempre son terminales porque solo pueden formar un enlace. En los compuestos orgánicos siempre es el C (excepto en los éteres). Alrededor del átomo central se sitúan los demás (ligandos) de la forma más simétrica posible. En los oxácidos, generalmente el H se une al O. (En CO y NO, C y N son centrales). 2. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos (se obtiene multiplicando el número de veces que se repiten cada átomo por sus electrones de valencia), Si son iones (añadiendo la carga neta si la hay, ejemplos: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón). Tendremos así el número total de electrones para asignar a enlaces y átomos. 3.- Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados, asignando a cada enlace un par de electrones que se irán restando del total. 4.- Comenzando por los ligandos y terminando en el átomo central, asignar los electrones restantes, en forma de pares, a cada átomo hasta cerrar capa. El H cierra con 2. En general los átomos centrales del 2º período cierran con 8 electrones, excepto Be con 4 y B con 6. 5.- En el proceso de asignación de electrones, si después de asignar los electrones restantes algunos de los átomos todavía no completan su octeto, entonces se mueven los pares de electrones solitarios de átomos periféricos para situarlos como dobles o triples enlaces. Por ejemplo N=N N≡N Excepciones a la regla del octeto: Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto: Octetos incompletos Número impar de electrones Octetos expandidos BF3 B=(3x1) + F(7x3)=24 e- NO (N=5x1) + O(6x1)=11 e- F F Cl Cl Cl Se observa que el Se observa que el B átomo del boro N O átomo del nitrógeno P solamente completa solamente completa F 6 electrones 7 electrones Cl Cl Normalmente se presenta en Se observa que el fosforo tienen 10 Otros compuestos que compuestos donde el átomo electrones a su alrededor, o sea, se pueden presentar este central es un elemento de los pasa del octeto, otros ejemplos: caso son el ClO2, NO2 grupos IA, IIA y IIIA. ClF3, XeF4, SF4