2. 1. Concepto de enlace
Atracción electrostática
entre núcleos y electrones
Repulsión nubes
electrónicas
Enlace: mínimo de energía
Unión entre dos o más
átomos que les estabiliza
energéticamente
3. 2. Enlace iónico
Regla del octeto (Lewis, 1916):
estructuras de Lewis
Combinación metal & no metal
Transferencia electrónica
íntegra del metal al no metal
Formación de iones
Fuerza de atracción puramente
electrostática
Formación de cristales iónicos
5. 3. Ciclo de Born-Haber
Sublimación y disociación
endotérmicas
EI + AE > 0
Energía reticular negativa
Energía necesaria para atraer a
los iones de un compuesto
hasta sus posiciones en el
cristal
6. 3. Energía reticular
Sumas de energías potenciales
electrostáticas:
1 q.q´
Fuerza del enlace iónico U =∑ .
4πε o r
Ecuación de Born-Landé 1 Z + e.Z − e
U =∑ .
+ − 2 4πε o r
1 Z Z e 1
U = N .A . 1 − 1 1 1 1
4πε o r n U=
4πε o
.Z + Z − e 2 − + − + ..
r 2r 3r
N: Número de Avogadro
A: constante de Madelung
Z+, Z-, : cargas iónicas
r: suma de radios iónicos
n: factor de compresibilidad
7. 4. Propiedades de los compuestos iónicos
Intensidad del enlace iónico
Puntos de fusión y ebullición
elevados (energía reticular)
Aislantes eléctricos y
conductores en estado líquido
Fragilidad
Dureza: 7 escala de Mohr
Solubles en disolventes polares
8. 5. Enlace covalente.
Combinación entre no metales
Compartición de un par electrónico
Estructuras de Lewis
Moléculas homoatómicas
Pares de electrones enlazantes y libres
(no enlazantes)
Enlaces múltiples: doble y triple
9. 6. Polaridad de enlace
Moléculas heteroatómicas
Diferencia de electronegatividades
Densidad de carga: Enlace
covalente polar
Momento dipolar µ = q.r
1 Debye = 3,34.10-30 C.m
Carácter iónico de un enlace:
diferencia de electronegatividades
(iónico diferencia mayor de 2)
10. 6. Enlace covalente coordinado
Par electrónico aportado por un
átomo
Ácidos de Lewis: sustancia que
acepta un par de electrones para
la formación de un enlace
(orbital vacío)
Bases de Lewis: sustancia que
aporta un par de electrones
(orbital con 2 electrones libres)
11. 6. Resonancia
Varias estructuras de Lewis
Interconversión de las formas
resonantes mediante
desplazamientos concertados de
pares electrónicos
Carácter híbrido
Propiedades intermedias entre
enlace sencillo y enlace doble
12. 6. Parámetros moleculares
Energía de enlace (entalpías de
enlace) entalpía de disociación
Distancia de enlace: cálculo a
partir de los radios covalentes
Ángulos de enlace: los
correspondientes a los
segmentos que unen los núcleos
Necesidad de una teoría
cuántica
13. 7. Teorías del enlace covalente:
VSEPR
Repulsión mínima entre los
pares de electrones de la capa
de valencia
Repulsión mayor no enlazantes
n= 2: geometria lineal (180º,
apolar)
n= 3 geometría triangular plana
(120º, apolar), angular (polar)
n= 4 geometría tetraédrica
(109,5º, apolar), pirámide
triangular (polar), angular (polar)
14. 7. Teoría del enlace de valencia
Solapamiento de los
orbitales atómicos
Zona común de intercambio
Deslocalización electrónica
Densidad electrónica en la
línea del enlace
Diferencias de energía de
enlace: H2, HF, F2
15. 7. Teoría del enlace de valencia:
moléculas poliatómicas
Moléculas poliatómicas
enlaces idénticos, ángulos
Orbitales híbridos, dirigidos a lo
largo del enlace; C.L.O.A.
(Pauling,1930)
Hibridación sp: 2 O.A. → 2 sp
Geometría líneal; ángulo:180º
Hibridación sp2: 3 O.A. → 3 sp2
Geometría triangular; ángulo:120º
Hibridación sp3: 4 O.A. → 4 sp3
Geometría tetraédrica; ángulo:109,5º
16. 7. Teoría del enlace de valencia:
enlaces múltiples
Etano (sp3)
enlace σ: solapamiento frontal
de orbitales híbridos
densidad electrónica sobre la
línea del enlace
Eteno (sp2)
enlace π: solapamiento lateral de
orbitales atómicos p
Densidad electrónica por encima
y por debajo de la línea del
enlace
Etino (sp)
Un enlace σ y dos enlaces π
17. 7. Teoría del enlace de valencia:
resonancia del benceno
Formas resonantes de
Kekulé
Hibridación sp2 en cada
átomo de carbono
Ángulos de 120º
Solapamiento múltiple
de todos los orbitales pz
Deslocalización de todos
los electrones en la parte
superior e inferior del
anillo
18. 7. Teoría de orbitales moleculares
La molécula tiene sus propios
orbitales: Orbitales moleculares
C.L.O.A.: mismo número de
orbitales moleculares que
atómicos
Orbitales enlazantes y
antienlazantes
Orden de enlace:
enlazantes − antienlazantes
O.E. =
2
20. 8. Propiedades de los sólidos covalentes
Intensidad del enlace covalente
Elementos de grupos centrales
Puntos de fusión y ebullición
muy elevados
Aislantes eléctricos
Dureza: 10, diamante; 9 corindón
Insolubles en disolventes
21. 9. Fuerzas intermoleculares
Uniones entre moléculas
Débiles frente a los enlaces
(10-40 kJ / 650-950 kJ)
Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas entre dipolos
permanentes
Fuerzas de dispersión de London
Enlaces de hidrógeno
22. 9. Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de dispersión de London
Moléculas apolares
Polarización por inducción
Atracciones transitorias
Aumento con la masa molecular
Aumento con el tamaño
Fuerzas entre dipolos
permanentes (moléculas polares)
23. 9. Enlaces de hidrógeno
Fuerzas de atracción
electrostática entre los dipolos
permanentes de los enlaces FH,
OH, NH
Muy intensas frente a las
fuerzas de Van der Waals
Aumento de los puntos de
fusión y ebullición
Importancia en Biología
Molecular
24. 9. Propiedades de los sólidos moleculares
Debilidad de las fuerzas
intermoleculares
Puntos de fusión y ebullición bajos
Solubles en disolventes apolares
Escasa conductividad eléctrica y
térmica
Poca dureza
25. 10. Enlace metálico
Compartición de todos los electrones de valencia
Gas de electrones
Libertad de movimiento de los electrones
26. 10. Teoría de bandas
Banda de OM
Movimiento de los
orbitales a través de
la banda
27. 10. Propiedades de los metales
Enlace intenso y movilidad
electrónica
Puntos de fusión y ebullición
moderados
Elevada conductividad eléctrica y
térmica
Ductilidad y maleabilidad
Brillo metálico