ENLACE QUÍMICO

IÓNICO

METÁLICO

COVALENTE

1- DEFINICIÓN DE ENLACE

• Enlace químico: fuerza que hace que los átomos se

unan para formar un sistema químico más estable

Situación antienlazante: predominan las fuerzas de repulsión

Situación enlazante: Las fuerzas atractivas son mayores que las repulsivas

REGLA DEL OCTETO: los átomos tienden a completar su última capa electrónica con 8 electrones, adquiriendo la configuración de gas noble

TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

IÓNICO: metal + no metal cesión y toma de electrones atracción electrostática de iones

METÁLICO: unión de átomos del mismo metal formación de nube electrónica

COVALENTE: no metal + no metal compartición de electrones

2-ENLACE IÓNICO

• Electrovalencia: carga de una especie cuando

intercambia electrones

• 2 ETAPAS

• Los iones forman cristales, y éstos, redes cristalinas.

Llamamos índice de coordinación, (IC) al número de

iones de un mismo signo que rodean a otro de signo

contrario

1- Formación de iones. Etapa energéticamente desfavorable: M (g) + PI M n+ + ne-

X(g) + n e- Xn- + AE

2- Unión electrostática de iones. Etapa energéticamente favorable: Mn+ + Xn- MX ΔH < 0

ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER

• Energía reticular ( U):energía desprendida al formarse un mol de

cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Se

mide en KJ.mol-1 .

Ciclo de Born-Haber

M ( s) + X (g) MX ΔHf

ΔHs

PI

AE

U M ( g)

Mn+(g) + Xn- (g)

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

• - Sólidos a temperatura ambiente

• - Puntos de fusión y ebullición elevados

• - No conducen la electricidad en estado fundamental ,pero sí

fundidos

• - Duros( resistentes a ser rayados)

• - Frágiles

• - Resistencia a la dilatación

• - Solubles en disolventes polares

3-ENLACE METÁLICO

• - Teoría del “mar de electrones” o “nube electrónica”: Los

átomos pierden los electrones de valencia y se ordenan formando

estructuras gigantes llamadas redes metálicas. Los electrones se

mueven a lo largo de la red

• - Teoría de “bandas de energía”: los átomos se encuentran muy

cercanos dando lugar a orbitales de energías muy parecidas, que

constituyen la banda de niveles energéticos

PROPIEDADESDE LOS COMPUESTOS METÁLICOS

- Gran conductividad eléctrica y térmica

- Brillo metálico

- Tenaces y resistentes a la tracción

- Dúctiles y maleables

- Puntos de fusión y ebullición variables

4-ENLACE COVALENTE

TIPOS DE ENLACE COVALENTE

Según los átomos:

átomos iguales: enlace covalente apolar

átomos diferentes: enlace covalente polar

Según los electrones compartidos:

simple: dos electrones

doble: 4 electrones

triple: 6 electrones

Si sólo aporta un átomo el par de electrones:

enlace coordinado o dativo

TEORÍA DE LEWIS

5-TEORÍAS DEL ENLACE COVALENTE

• Existen dos teorías acerca de la formación de un enlace

covalente:

- Teoría de orbitales moleculares( TOM)

La molécula es como un solo átomo

Los electrones se sitúan en orbitales

que pertenecen a toda la molécula( OM)

- Teoría del enlace de valencia ( TEV)

Los átomos se enlazan para formar la

molécula

Solapamiento de orbitales atómicos(OA)

Los OA que se solapan han de tener e-

desapareados y espines opuestos

TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES( TOM)

• - Desarrollada por Hund y Mulliken en 1933/34

• - Los electrones se sitúan en orbitales que pertenecen

a toda la molécula

• -Los orbitales atómicos ( OA) se combinan para formar el mismo

número de orbitales moleculares(OM)

• -Dos OA se combinan y

forman 2 OM, uno

enlazante y otro

antintienlazante, que se

rellenan de menor a

mayor energía

OM*

OM

Orden de enlace: OE = nº de e- en OM - nº de e- en OM*

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

Desarrollada por Heitler y London ( 1929)

CONCLUSIONES DE LA TEV

- Los OA que no intervienen en el enlace quedan inalterados

- Covalencia: nº de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo( nº

de e- desapareados)

- Enlaces formados por solapamiento de OA:

a) solapamiento frontal: enlace covalente tipo σ

b) solapamiento lateral: enlace covalente tipo π

c) Enlaces múltiples:

doble: 1 enlace tipo σ y 1 enlace tipo π

triple: 1 enlace tipo σ y dos enlaces tipo π

6-PARÁMETROS MOLECULARES

• Resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de

todas las formas estructurales propuestas, llamadas formas

resonantes o canónicas

• Energía de enlace: energía absorbida en la disociación de una

molécula en estado gaseoso en sus átomos también en ese estado

• Longitud de enlace: distancia entre los núcleos de dos átomos

enlazados

• Ángulo de enlace: ángulo comprendido entre dos enlaces de un

átomo.

• Enlace apolar: se establece entre átomos iguales

• Enlace polar: se establece entre átomos de diferente

electronegatividad. Aparece una zona con defecto de carga

y otra con exceso de carga

Momento dipolar: magnitud vectorial que

mide la polaridad de un enlace covalente

7-HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

• Teoría formulada por Linus Pauling:

los OA puros

se combinan

para formar orbitales híbridos.

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv

18.swf

Orbitales atómicos puros del átomo central

Hibridación del átomo central

Nº de orbitales híbridos

s,p sp 2

s,p,p sp2 3

s,p,p,p sp3 4

HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV

Be Z= 4 Configuración: 1s2 2s2

• Formación de 2 orbitales híbridos sp

MOLÉCULA LÍNEAL

ÁNGULO DE ENLACE: 1800

2s 2p promoción

S P

HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV

B Z= 5 Configuración: 1s2 2s22p1

• Formación de 3 orbitales híbridos sp2

MOLÉCULA TRIGONAL PLANA

ÁNGULO DE ENLACE: 1200

2s 2p promoción s p p

HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV

C Z=6 Configuración: 1s2 2s2 2p2

• Formación de 4 orbitales híbridos sp3

MOLÉCULA TETRAÉDRICA

ÁNGULO DE ENLACE: 109,50

2s 2p promoción

s p p p

HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV

N Z= 7 Configuración: 1s2 2s22p3

• Formación de 4 orbitales híbridos sp3

MOLÉCULA PIRAMIDAL

ÁNGULO DE ENLACE: 106,50

2s 2p hibridación

HIBRIDACIÓN, GEOMETRÍA, TRPECV

o Z= 8 Configuración: 1s2 2s22p4

• Formación de 4 orbitales híbridos sp3

MOLÉCULA ANGULAR

ÁNGULO DE ENLACE: 1040

2s 2p hibridación

GEOMETRÍA Y MOMENTO DIPOLAR

CO2

CH4

H2O

NH3

RESUMEN HIBRIDACIÓN

Átomo

central

Combinación de

orbitales

hibridación geometría Ángulo

de

enlace

polaridad Ejemplo

Be s + p 2 híbridos sp líneal 1800 no BeCl2

B s + p + p 3 híbridos sp2 Triangular plana

1200 no BF3

C ,Si s + p+p+p 4 híbridos sp3 tetraédrica 109.50 no CH4

N,P s+p+p+p 1 par de e-

libres

4 híbridos sp3

piramidal 106,50 si NH3

O,S s+p+p+p 2 pares de e-

libres

4 híbridos sp3

angular 1040 si H2O

9-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS

COVALENTES

Covalente apolar Covalente polar Sólido covalente

P.Fusión Muy bajo Bajo Muy altos

P.ebullición Muy bajo Bajo Muy altos

Dureza Muy baja Baja Alta

Conductividad nula Muy baja Nula o casi nula

Solubilidad ( polar/apolar)

Baja/alta Alta/baja Nula o casi nula

10-ENLACES INTERMOLECULARES

Fuerzas de Van der Waals

– a) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson

– b) Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido o de Debye

– c) Fuerzas de dispersión o de London ( dipolos instantáneos)

Enlace de hidrógeno

- Interacción entre un átomo de hidrógeno unido a A( átomo muy

electronegativo) y un átomo B( también muy electronegativo) que

posee, al menos, un par de electrones libres