Enlace químico
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Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlace iónico, covalente, metálico e intermolecular. Explica que el enlace iónico se produce por la transferencia de electrones entre un átomo metálico y no metálico, formando cationes y aniones. El enlace covalente implica la compartición de electrones entre átomos no metálicos. El enlace metálico se establece entre átomos metálicos que liberan electrones. También describe los enlaces intermoleculares como
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Enlace químico
- 3. ÍNDICE Índice El enlace químico Enlace iónico Enlace covalente: polar, apolar y dativo Diferencia Enlace metálico Enlaces intermoleculares Ejemplos enlaces iónicos y covalentes Tipos de sustancias. Propiedades AMPLIACIÓN Sustancias iónicas Sustancias metálicas Sustancias moleculares Sustancias atómicas Comparación de algunas propiedades
- 4. ÍNDICE El enlace químico Introducción Se llama enlace químico a la interacción entre dos o más átomos que se unen para formar una molécula estable. Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones buscando mayor estabilidad (tienden a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible). Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados. En general, cuando se unen dos elementos representativos, tienden ambos a completar su octeto (8 electrones en su última capa), adquiriendo configuración electrónica de gas noble (s2p6), distribución electrónica de máxima estabilidad. A los elementos de transición no les resulta fácil alcanzar esa estructura, debido a los orbitales d, incompletos, habrían de eliminarse o captarse un número excesivo de electrones. Estos elementos, al formar el enlace, alcanzan otras configuraciones de especial estabilidad, como por ejemplo las configuraciones electrónicas con orbitales d semillenos o completos (d 5 o d10). Para describir el enlace se utilizan los símbolos ideados por Lewis: Se escribe el símbolo del elemento, rodeado de tantos puntos como electrones tiene en su última capa (capa de valencia). Así: • •• Li • , • C • , • O • ,etc. G.N. Lewis • •• 1916
- 6. ÍNDICE Enlace Iónico El enlace iónico se establece por cesión de electrones (uno o más) de un átomo metálico (baja EN, tendencia a ceder electrones) a un átomo no metálico (EN elevada, tendencia a captar electrones). El átomo metálico se convierte así en un catión y el no metálico en un anión. Estos iones quedan unidos por fuerzas de atracción electrostática. •• ••• • • • • • • • [ ] 2+ [ • • •• ] 2- En la mayoría de los casos, el número de electrones ganados o perdidos es tal que cada uno de los iones resultantes adquiere la configuración electrónica de gas noble, es decir completa su octeto. NaCl
- 7. ÍNDICE Enlace Iónico Los compuestos iónicos no están formados por parejas de iones o asociaciones sencillas de éstos. Cada ión se rodea de iones de carga opuesta NaCl
- 8. ÍNDICE Enlace Iónico Compuestos iónicos Átomo Baja Electronegatividad Catión Pérdida e- Transferencia de e- Ganancia e- Compuesto Átomo Iónico Electronegatividad Anión elevada
- 10. ÍNDICE Enlace Iónico Formación de NaCl
- 11. ÍNDICE Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Red del rutilo TiO2 Cl- F- Cs+ Ca2+ S2- Cl- Zn2+ Na+
- 12. ÍNDICE Enlace Iónico Algunos tipos de redes cristalinas iónicas Cúbica centrada en el cuerpo Cúbica compacta CsCl Cúbica centrada las caras NaCl
- 15. ÍNDICE Enlace Covalente. Teoría de Lewis El enlace covalente se establece por compartición de uno o mas pares de electrones entre dos átomos de elementos no metálicos (elevada electronegatividad) En la mayoría de los casos, cada átomo adquiere la configuración electrónica de gas noble (octeto completo). Cl2
- 16. ÍNDICE Enlace Covalente Molécula de flúor O–H H H –N – H H
- 17. ÍNDICE Enlace Covalente Si los átomos comparten un par de electrones: enlace covalente sencillo dos pares de electrones: enlace covalente doble Molécula de oxígeno tres pares de electrones: enlace covalente triple Molécula de nitrógeno
- 18. ÍNDICE Enlace Covalente Molécula de agua Molécula de oxígeno Molécula de nitrógeno
- 19. ÍNDICE Enlace Covalente Coordinado o Dativo Se establece cuando el par de electrones compartido, es aportado por uno de los átomos que interviene en el enlace (dador). El otro átomo (aceptor) aporta un hueco electrónico (orbital vacío donde caben dos electrones). + El enlace coordinado o dativo se representa mediante una flecha dirigida hacia el átomo aceptor
- 20. ÍNDICE Enlace Covalente No Polar y Polar Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos.Existe una distribución simétrica de los electrones. Cl2 H-H Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico. δ+ δ− HI y H2O H Cl H Cl El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
- 21. ÍNDICE Enlace Covalente No Polar y Polar H H Cl Cl δ+ δ- H Cl
- 22. ÍNDICE Enlace Covalente No Polar y Polar Enlace Covalente Polar H2 O HCl δ− Carga postiva pequeña Menor electronegatividad δ+ δ− Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad O H Cl H δ+ H δ+
- 23. ÍNDICE Enlace Covalente No Polar y Polar
- 25. ÍNDICE DIFERENCIA Enlace iónico y covalente
- 26. ÍNDICE Enlaces iónico y covalente Enlace covalente - Enlace iónico
- 27. ÍNDICE Enlaces iónico y covalente
- 28. ÍNDICE EJEMPLOS Enlaces iónicos y covalentes
- 29. ÍNDICE Ejemplos enlace iónico • •• 2+ •• 2- BaO Ba • • O• Ba O •• •• •• •• Iones unidos por fuerzas electrostáticas •• •• • Cl • Cl •• •• •• •• •• - 2+ •• - MgCl2 Cl Mg Cl •• •• •• •• •• •• Mg • Iones unidos por fuerzas electrostáticas •
- 30. ÍNDICE Ejemplos enlace covalente •• ••N N2 N• •N N N N •• •• •• •• •• •• •• 1 enlace covalente apolar triple δ+ δ− δ+ H • • N• • H •• NH3 H• • N• • •H •• H N H H •• H • H δ+ 3 enlaces covalentes polares sencillos
- 31. ÍNDICE Ejemplos enlace covalente •• • • • • • • CO2 • •O O C O •• • •• • •• C • •• •• •• • δ− δ+ •• δ− •• O • • • •• O C O O C O •• •• •• •• • •• •• 2 enlaces covalentes polares dobles
- 32. ÍNDICE Ejemplos enlace covalente g) H3O+ h) NH4+ g) + h)
- 34. ÍNDICE Enlace Metálico El enlace metálico se establece entre átomos metálicos. Los átomos metálicos dejan libres electrones s y d adquiriendo estructura de gas noble u otras estructuras electrónicas especialmente estables. Se forma así, un conjunto de iones positivos (restos positivos) que se ordenan en forma de redes, los electrones liberados se deslocalizan, moviéndose libremente por una extensa región entre los iones positivos, formando lo que se conoce con el nombre de "nube electrónica".
- 36. ÍNDICE Enlace Metálico Cúbica simple Algunos tipos de redes cristalinas metálicas Cúbica centrada en las caras Cúbica compacta
- 37. ÍNDICE Enlace Metálico Algunos tipos de redes cristalinas metálicas Red cristalina de Hierro EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO (Atomium Bruselas)
- 39. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre moléculas con enlace covalente. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases: Enlace por fuerzas de Van der Waals Fuerzas de dispersión Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas de orientación Enlace por puentes de hidrógeno
- 40. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Enlace por fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo Se presentan entre moléculas covalentes polares. Se deben a la interacción entre los dipolos que constituyen las moléculas. Las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones entre sus dipolos
- 41. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Enlace por fuerzas de Van der Waals de dispersión Se presentan entre moléculas covalentes apolares. Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con el movimiento de los electrones.
- 42. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno Podría considerarse como un enlace dipolo-dipolo, pero de gran intensidad. Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo: F, N, O. Moléculas de agua Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, oxígeno en este caso, el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste último. En la molécula de agua se forman dos polos, O polo negativo y H polo positivo. Entonces el átomo de H forma una unión electrostática con el átomo de O de una molécula vecina. Esta unión es un enlace por puentes de hidrógeno. También presentan este tipo de enlace otras moléculas como HF,NH3 y otras muchas moléculas orgánicas.
- 43. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno
- 44. ÍNDICE Enlaces intermoleculares Enlace por puentes de hidrógeno
- 46. ÍNDICE ENLACES IÓNICO COVALENTE METÁLICO ENLACES DE HIDRÓGENO VAN DER WAALS DISPERSIÓN
- 47. ÍNDICE ENLACES
- 48. ÍNDICE ENLACES
- 50. ÍNDICE TIPOS DE SUSTANCIAS Relación entre el tipo de enlace y sus propiedades
- 51. ÍNDICE Tipos de sustancias Sustancia Sustancia Sustancia Sustancia Iónica Metálica Atómica Molecular Partículas Cationes y electrones Cationes y Aniones Átomos Moléculas constituyentes deslocalizados Fuerzas Fuerzas Compartición de Uniones electrostáticas pares de electrones intermoleculares electrostáticas Tipos de Enlace iónico Enlace covalente Van der Waals uniones Enlace metálico Enlace de hidrógeno Fuertes Fuertes o Débiles Muy Fuertes Débiles Au3+ e- H2O C
- 52. ÍNDICE Tipos de sustancias Sustancia Sustancia Sustancia Atómica Sustancia Molecular Iónica Metálica Partículas Cationes y electrones Cationes y Aniones Átomos Moléculas constituyentes deslocalizados Fuerzas electrostáticas Fuerzas electrostáticas Compartición de pares Uniones intermoleculares de electrones Tipos de Van der Waals Enlace iónico Enlace metálico uniones Enlace covalente Enlace de hidrógeno Fuertes Fuertes o Débiles Muy Fuertes Débiles Propiedades Duras y frágiles Duras o blandas Muy duras Muy blandas mecánicas Propiedades Aisladoras Conductoras Aisladoras Aisladoras eléctricas Puntos de fusión Altos Moderados o altos Muy altos Bajos o moderados Apolares: insolubles en Insolubles en todos los disolventes polares, solubles Solubles en agua y disolventes Insolubles en todos los en disolventes no polares Solubilidad disolventes polares disolventes Polares: solubles en Solubles en otros metales en estado líquido (aleaciones) disolventes polares, insolubles en disolventes no polares Fundidos o disueltos Brillo metálico Otras conducen la electricidad Gran densidad propiedades Quebradizos Dúctiles y maleables B, C: diamante y grafito, O2 ,Cl2, CO2, H2O, etanol: C2H5OH, S8, Ejemplos NaCl, K2CO3, CaF2 Na, Fe, Al, Cu Si, Ge, As, Sb, SiO2, SiC, NB Naftaleno: C10H10
- 53. ÍNDICE Sustancias iónicas Cationes y aniones Unidos por fuerzas electrostáticas Enlace iónico
- 54. ÍNDICE Sustancias iónicas Sólidos duros Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes, Esto se debe a que al ser golpeado y distorsionarse el cristal, se produce una Frágiles, quebradizos aproximación de iones de carga del mismo signo, que se repelen entre sí. Puntos de fusión elevados Las fuerzas de atracción electrostática entre los cationes y aniones que constituyen el sólido iónico son fuertes, Solubles en agua y disolventes polares No conducen la electricidad en estado sólido, disueltos o fundidos son conductores. En estado sólido son los electrones están firmemente sujetos por los iones y los iones están firmemente unidos en la red cristalina y no poseen capacidad de desplazamiento . Disueltos o fundidos, al poder moverse los iones, conducen la corriente eléctrica.
- 55. ÍNDICE Sustancias metálicas Cationes y electrones deslocalizados Unidos por fuerzas electrostáticas Enlace metálico La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes.
- 57. ÍNDICE Sustancias metálicas Sólidos duros o blandos La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que excepto el mercurio constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes. La deformación de un metal no implica ni rotura Dúctiles y maleables de enlaces ni mayor aproximación de iones de igual carga. Puntos de fusión moderados o altos La unión entre los cationes puede ser débil o fuerte, dependiendo del tamaño de los cationes y del número de electrones de valencia que constituyan la nube electrónica, responsable de la unión entre cationes. Insolubles en todos los disolventes Se disuelven en otros metales en estado líquido formando aleaciones Buenos conductores eléctricos y térmicos Debido a la movilidad de los electrones. Brillo metálico Densidad elevada
- 58. ÍNDICE Sustancias moleculares Moléculas Unidas por fuerzas intermoleculares Enlaces de hidrógeno Las fuerzas intermoleculares son las más débiles Los enlaces de hidrógeno son las fuerzas intermoleculares de mayor intensidad
- 59. ÍNDICE Sustancias moleculares Moléculas Unidas por fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals: dispersión En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles.
- 60. ÍNDICE Sustancias moleculares Moléculas Unidas por fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals: dipolo-dipolo En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares son muy débiles.
- 64. ÍNDICE Sustancias moleculares Gases y líquidos, los sólidos son muy blandos En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles Puntos de fusión bajos En la mayor parte de los casos las fuerzas intermoleculares que unen las moléculas son muy débiles Aisladoras No tienen cargas libres. Solubilidad Las sustancias formadas por moléculas no polares (o poco polares) son prácticamente insolubles en disolventes polares como el agua. Solubles en disolventes no polares (o poco polares) como los disolventes orgánicos: éter, benceno, CCl4 etc. Las sustancias formadas por moléculas polares son solubles en agua (sobre todo, si pueden formar puentes de hidrógeno con ella) y en otros disolventes polares. Son insolubles en disolventes no polares. La disolución sólo ocurre si las fuerzas de atracción entre las moléculas del soluto y del disolvente son de la misma naturaleza y parecida intensidad. En caso contrario, las moléculas de la sustancia y del disolvente tienden a quedar en grupos distintos; es decir, no hay disolución.
- 65. ÍNDICE Sustancias atómicas Átomos Unidos por compartición de pares de electrones Enlace covalente Los enlaces covalentes son muy fuertes
- 67. ÍNDICE Sustancias atómicas grafito Sólidos muy duros Puntos de fusión muy altos Los átomos están unidos por enlaces covalentes muy fuertes Insolubles en todos los disolventes Aisladoras Los electrones carecen de libertad de desplazamiento, están localizados en los enlaces covalentes
- 68. ÍNDICE TIPOS DE SUSTANCIAS Comparación de algunas propiedades
- 71. ÍNDICE FIN
- 75. ÍNDICE Enlace metálico ¿Cómo están unidos los átomos en los metales, como por ejemplo en el cobre o en el sodio? Metal cobre Metal sodio Cuando los átomos metálicos La red metálica está formada se unen, se desprenden de por un conjunto de cationes sus electrones de valencia. metálicos sumergidos en un mar de electrones Estos electrones quedan deslocalizados, que deslocalizados en una transportan la carga eléctrica red metálica. y que no pertenecen a ningún átomo en concreto.
- 76. ÍNDICE BIBLIOGRAFIA Tomado del Colegio Nela Álamos Colegio Alcaste
Notas do Editor
- El Atomium Estructura del hierro, cúbica centrada en el cuerpo: 9 átomos de hierro aumentados nada menos que 150 billones de veces, 102 metros de altura y 2.400 toneladas de peso. Construido con motivo de la Exposición Universal de 1958, fueron necesarios 15.000 trabajadores durante tres años para finalizar el monumento. Se encuentra a las afueras de la ciudad, en el barrio de Heizel, dentro del Bruparck, y junto al estadio de fútbol y al parque Mini-Europe, que alberga representaciones en miniatura, en proporción de 25/1, de los símbolos más característicos del continente. La entrada al Atomium no es barata pero siempre merece la pena adentrarse en este monumento, subir (en ascensor) hasta el átomo más elevado y disfrutar de unas magníficas vistas de la ciudad. La comodidad es total ya que el descenso se efectúa mediante escaleras mecánicas y, a menudo, algunos de los átomos se convierten en salas de exposición.