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Enlaces químicos y Fuerzas intermoleculares.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos son fundamentalmente de naturaleza eléctrica.
Un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos en los compuestos.
Tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes, y metálicos.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia y son los que residen en la capa electrónica exterior de un átomo.
Una forma sencilla y cómoda de mostrar los electrones de valencia es el Símbolo de Lewis o punto electrón.
El núcleo y los electrones internos se representan con el símbolo del elemento y se usan puntos para representar cada electrón de valencia. Li · Be :
Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia, tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica.
Es la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro.
Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha.
Na + Cl Na+1 + Cl-1 [Ne] 3s1 + [Ne] 3s23p5 [Ne] [Ne]3s23p6 ó
[Ar]
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) H°f = -410.9 kJ
Energía de red.- Es la energía necesaria para separar totalmente un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.
NaCl (s) Na+(g) + Cl–(g) Hred=+788kJ/mol
Los valores de energía de red son valores positivos grandes, que indican que los iones experimentan una fuerte atracción entre sí.
Las fuertes atracciones hacen que la mayoría de los compuestos iónicos sean duros y quebradizos, con puntos de fusión elevados.
La magnitud de la energía de red de un sólido depende de las cargas de los iones, sus tamaños y su disposición en el sólido.
La energía potencial de dos partículas cargadas está dada por:
Q1 y Q2 = cargas de las
partículas k= cte. 8.99 x 10-9 J-m/C2
d= distancia entre centros de
partículas.
dQQ
El21
La energía de red aumenta cuando: - Las cargas de los iones son mayores. - La distancia entre los iones disminuye.
Es el resultado de compartir electrones entre dos átomos.
Ej. H + H H2
Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.
Los enlaces en los que se comparten por igual los pares de electrones se llaman enlaces no polares.
Un enlace covalente en el que el par de electrones no está compartido por igual se llama enlace polar.
Un enlace covalente puro puede ser: Sencillo = cuando se comparte un e- de cada átomo. Doble = cuando se comparten 2 e- de cada átomo. Triple = cuando se comparten 3 e- de cada átomo. N - N N = N N ≡ N 1.47 Å 1.23 Å 1.10 Å
En general al aumentar el número de enlaces entre dos átomos, el enlace se vuelve más corto y más fuerte.
Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para estimar la polaridad de los enlaces entre ellos.
El valor 1.9 es tomado como “valor frontera”
Tipo de enlace
Diferencia deelectronegatividad
Tipo de átomos
Iónico > 1.9 Metal + no metal
Covalente < 1.9 (no metales)
Metálico > 1.9 (metales)
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar será el enlace.
Compuesto F2 HF LiF
Diferencia de electronegatividad
4.0-4.0 = 0 4.0-2.1 =1.9 4.0 – 1.0 = 3.0
Tipo de enlace Covalente no polar
Covalente polar
Iónico
Se encuentran en metales como cobre, hierro y aluminio.
En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos.
Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional del metal.
Los enlaces metálicos dan pie a propiedades metálicas típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre.
Las propiedades físicas de una sustancia dependen de su estado físico.
Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares se deben en gran medida a las fuerzas intermoleculares, las fuerzas que existen entre las moléculas.
Muchas propiedades de los líquidos reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares.Ej. Punto de ebullición y p. de fusión.
Existen 3 tipos de fuerzas intermoleculares entre moléculas neutras: fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y fuerzas de puente de hidrógeno.
Son de naturaleza electrostática, pues implican atracciones entre especies positivas y negativas.
Como grupo las fuerzas intermoleculares suelen tener una intensidad de menos del 15% que la de los enlaces covalentes o iónicos.
Otro tipo de fuerza de atracción es importante en soluciones, llamadas: fuerzas ion-dipolo.
Existe una fuerza ion – dipolo entre un ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar.
Las moléculas polares son dipolos tienen un extremo positivo y uno negativo. El NaCl es una molécula polar a causa de la diferencia de electronegatividades de los átomos de Na y Cl.
Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo.
Es la fuerza intermolecular más fuerte.
Las moléculas polares neutras se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de la otra.
Estas fuerzas dipolo – dipolo sólo son eficaces cuando las moléculas polares están muy juntas, y generalmente son más débiles que las fuerzas ion – dipolo.
Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un par de electrones no compartidos en un ion o átomo electronegativo pequeño cercano (usualmente F, O o N de otra molécula). Por ejemplo, existe un puente de hidrógeno entre el átomo de F de una molécula de HF adyacentes. F-HF-H
Los puentes de hidrógeno son responsables de que el hielo flote:
Las estructuras de los sólidos están más ordenadas que la de los líquidos.
El hielo está ordenado con una estructura abierta en forma de hexágono regular para optimizar los enlaces de hidrógeno.
Por eso el hielo es menos denso que el agua. (0.917 g/mL). Cada carga parcial + ( + H) se orienta hacia
un par de electrones del oxígeno.
No puede haber fuerzas dipolo-dipolo entre átomos y moléculas no polares. Sin embargo, debe haber algún tipo de interacciones de atracción, porque los gases no polares puede licuarse.
Fritz London en 1930. Reconoció que el movimiento de los electrones en un átomo o molécula puede crear un momento bipolar instantáneo.
Dado que los electrones se repelen, los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de los electrones de los vecinos cercanos. Así, el dipolo temporal de un átomo puede inducir un dipolo similar en un átomo adyacente y hacer que los átomos se atraigan.
Igual que en las fuerzas dipolo-dipolo, la de dispersión sólo es significativa cuando las moléculas están muy cercanas unas a otras.
“Las fuerzas de dispersión operan entre todas las moléculas, sean polares o no polares.”
Fuerzas de dispersión
Presentes en todas las sustancias.Aumentan al aumentar el PM, y también dependen de las fórmulas de las moléculas.
Fuerzas dipolo-dipoloSe encuentran en moléculas polares.Se suman al efecto de las fuerzas de dispersión.
Puentes de hidrógenoFuerza más intensa.Se suman a las de dispersión.Se reconocen por los átomosde H unidos a F, O ó N.
Moléculas o ionesinteractuantes
¿Participan moléculas polares?
¿ParticipanIones?
¿Están presentesmoléculas polares y
también iones?
¿Hay átomos de Hunidos a átomos de
N, O o F?
Sólo fuerzas deLondon
(dipolos inducidos)Ejemplos:
Ar (l), I 2 (s)
FuerzasDipolo –dipolo
Ejemplos:
H2S, CH3Cl
Puentes deHidrógenoEjemplos:
H2O líquida y sólida
NH3, HF
FuerzasIon-dipoloEjemplo:
KBr en H2O
EnlacesIónicos
Ejemplos:NaCl, NH4NO3
NO NO NO
NO
SI
SI
SI
SI
Fuerzas de van der Waals
aumenta
