Este documento presenta una introducción al enlace químico, incluyendo los tipos de enlace iónico, covalente y metálico. Explica conceptos como la estructura de Lewis, los diferentes tipos de enlace covalente, las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, y las fuerzas intermoleculares como el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. El documento también incluye ejemplos ilustrativos de cada tipo de enlace y concepto.
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Contenidos (1)
1.- El enlace químico.
1.1. Enlace iónico. Reacciones de ionización.
1.2. Enlace covalente. Modelo de Lewis.
2.- Justificación de la fórmula de los
principales compuestos binarios.
3.- Enlace covalente coordinado.
4.- Parámetros que caracterizan a los
compuestos covalentes.
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Contenidos (2)
5.- Carácter iónico del enlace covalente.
6.- Momento dipolar.
Geometría de los compuestos covalentes.
7.- Fuerzas intermoleculares.
7.1. Enlace de Hidrógeno.
7.2. Fuerzas de Van der Waals
8.- Introducción al enlace metálico.
9.- Propiedades de los compuestos
iónicos, covalentes y metálicos.
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Enlace químico
Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.
Son de tipo eléctrico.
Al formarse un enlace se desprende energía.
La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía
produciéndose la máxima estabilidad.
Los átomos se unen pues, porque así tienen una
menor energía y mayor estabilidad que estando
separado.
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Estabilidad en un átomo.
Generalmente, los a´tomos buscan su máxima
estabilidad adoptando un a configuración
electrónica similar a la que tienen los gases
nobles (1s2
o n s2
p6
).
El comportamiento químico de los átomos viene
determinado por la estructura electrónica de
su última capa (capa de valencia).
Para conseguir la conf. electrónica de gas
noble, los átomos perderán, capturarán o
compartirán electrones (regla del octeto).
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Tipos de enlaces
Iónico: unen iones entre sí.
Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente
– Metálico
Intermolecular: unen unas moléculas a
otras.
8. 8
Enlace iónico
Se da entre metales y no-metales.
Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a
perderlos para quedar con la capa anterior
completa (estructura de gas noble)
convirtiéndose en cationes.
Los no-metales tienen casi completa su capa
de valencia y tienden a capturar los
electrones que les faltan convirtiéndose en
aniones y conseguir asimismo la estructura
de gas noble.
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Reacciones de ionización
Los metales se ionizan perdiendo electrones:
M – n e–
→ Mn+
Los no-metales se ionizan ganando electrones:
N + n e–
→ Nn–
Ejemplos:Ejemplos:
Metales: Na – 1 e–
→ Na+
Ca – 2 e–
→ Ca2+
Fe – 3 e–
→ Fe3+
No-metales: Cl + 1 e–
→ Cl–
O + 2 e–
→ O2–
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Enlace iónico (cont)
En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo,
formando una estructura cristalina.
EjemploEjemplo:: Na ––––––→ Na+
1 e–
Cl ––––––→ Cl–
El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–
uniéndose a todos ellos con la misma fuerza,
es decir, no existe una fuerza especial entre el
Cl–
y el Na+
que le dio el e–
.
La fórmula de estos compuestos es empírica.
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Ejemplo:Ejemplo: Escribir las reacciones de
ionización y deducir la fórmula del
compuesto iónico formado por oxígeno y
aluminio.
Las reacciones de ionización serán:
(1) Al – 3 e–
→ Al3+
(2) O + 2 e–
→ O2–
Como el número de electrones no coincide,
para hacerlos coincidir se multiplica la
reacción (1) ·2 y la (2) · 3.
2 ·(1) 2 Al – 6 e–
→ 2 Al3+
3 ·(2) 3 O + 6 e–
→ 3 O2–
Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3+
+ 3 O2–
La fórmula empírica será AlAl22OO33
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Estructura de compuestos
iónicos (cloruro de sodio)
Se forma una
estructura
cristalina
tridimensional
en donde
todos los
enlaces son
igualmente
fuertes.
Molecula.fli
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Propiedades de los
compuestos iónicos
Duros.
Punto de fusión y ebullición altos.
Sólo solubles en disolventes polares.
Conductores en estado disuelto o
fundido.
Frágiles.
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Enlace covalente
Se da entre dos átomos no-metálicos
por compartición de e–
de valencia.
La pareja de e–
(generalmente un e–
de
cada átomo) pasan a girar alrededor de
ambos átomos en un orbital molecular.
Si uno de los átomos pone los 2 e–
y el
otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”.
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Estructura de Lewis.
Consiste en representar con puntos “·” o “x”
los e–
de la capa de valencia.
EjemplosEjemplos::
Grupo: 17 16 15 14
Átomo: Cl O N C
Nº e–
val. 7 6 5 4
·· · · ·
: Cl · : O · : N · · C ·
·· ·· · ·
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Enlace covalente.
Puede ser:
Enl. covalente simple: Se comparten una
pareja de electrones.
Enl. covalente doble: Se comparten dos
parejas de electrones.
Enl. covalente triple: Se comparten tres
parejas de electrones.
No es posible un enlace covalente cuádruple
entre dos átomos por razones geométricas.
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Tipos de enlace covalente.
Enlace covalente puro
– Se da entre dos átomos iguales.
Enlace covalente polar
– Se da entre dos átomos distintos.
– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.
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Ejemplos de
enlace covalente puro.
Se da entre dos átomos iguales.
Fórmula
2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· · x ·x
2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2
·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· · x ·x
2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2
· · x ·x
Enl. covalente simple
Enl. covalente triple
Enl. covalente doble
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Enlace covalente polar (entre
dos no-metales distintos).
Todos los átomos deben tener 8 e–
en su
última capa (regla del octeto) a excepción del
hidrógeno que completa su única capa con
tan sólo 2 e–
.
La pareja de e–
compartidos se encuentra
desplazada hacia el elemento más
electronegativo, por lo que aparece una
fracción de carga negativa “δ–
” sobre éste y
una fracción de carga positiva sobre el
elemento menos electronegativo “δ+
”.
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Ejemplos de
enlace covalente polar.
·· ·· ··
:Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HClHCl
·· ·· ··
·· ·· ··
· O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ HH22OO
·· ·· ··
·· ·· ··
· N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NHNH33
· ·x |
H H
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
· O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ ClCl22OO
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
δ–
δ+
–+
δ–
δ+
δ+
δ–
δ–
δ+
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Ejercicio:Ejercicio: Escribe la representación de
Lewis y decide cuál será la fórmula
de un compuesto formado por Si y S.
La representación de Lewis de cada átomo es:
· ·
· Si · (grupo 14) : S · (grupo 16)
· ··
La representación de Lewis de molecular será:
·· ··
: S = Si = S :
La fórmula molecular será pues: SiSSiS22
23. 23Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
tienen número atómico 6,9,13 y 19
respectivamente. Se desea saber: a)a) El número de
electrones de valencia de cada uno de ellos. b)b) Su
clasificación en metales y no metales. c)c) La fórmula de
los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
Z a)a) Nº e–
valencia b)b) Metal/No-metal
A 6 4 No-metal
B 9 7 No-metal
C 13 3 Metal
D 19 1 Metal
c)c) DB < CB3 < AB4 < B2
Cuestión de
Selectividad
(Septiembre 97)
Cuestión de
Selectividad
(Septiembre 97)
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Enlace covalente coordinado.
Se forma cuando uno de los átomos
pone los 2 e–
y el otro ninguno.
Se representa con una flecha “→” que
parte del átomo que pone la pareja de e–
.
EjemploEjemplo::
·· ··
Hx ·O ·x H + H+
→ H–O–H ⇒ HH33OO++
·· ↓
H
+
+
+
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Propiedades de los
compuestos covalentes
MolecularesMoleculares
Puntos de fusión y
ebullición bajos.
Los comp.covalentes
apolares (puros) son
solubles en disolventes
apolares y los polares
en disolventes polares.
Conductividad parcial
sólo en compuestos
polares.
AtómicosAtómicos
Puntos de fusión y
ebullición muy
elevados.
Insolubles en todos
los disolventes.
No conductores (el
grafito sí presenta
conductividad por la
deslocalización de un e–
de
cada átomo).
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Enlace metálico.
Se da entre átomos metálicos.
Todos tienden a ceder e–
.
Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e–
ocupan los intersticios que quedan
libres en ella sin estar fijados a ningún catión
concreto (mar de e–
).
Los e–
están, pues bastante libres, pero
estabilizan la estructura al tener carga
contraria a los cationes.
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Propiedades de los compuestos
metálicos.
Punto de fusión y ebullición
muy variado (aunque suelen
ser más bien alto)
Son muy solubles en estado
fundido en otros metales
formando aleaciones.
Muy buenos conductores en
estado sólido.
Son dúctiles y maleables
(no frágiles).
presión
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Fuerzas intermoleculares
Enlace (puente) de hidrógenoEnlace (puente) de hidrógeno
– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el
otro un átomo de H, que al tener “δ+
” y ser muy
pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
Fuerzas de Van der Waals:Fuerzas de Van der Waals:
– Fuerzas de dispersión (London)
– Atracción dipolo-dipolo
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Fuerzas intermoleculares (cont.)
Fuerzas de dispersión (London):Fuerzas de dispersión (London):
– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se
desplaza al azar hacia uno de los átomos y la
molécula queda polarizada instantáneamente.
Este dipolo instantáneo induce la formación
de dipolos en moléculas adyacentes.
Atracción dipolo-dipolo:Atracción dipolo-dipolo:
– Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.