Xosé Manuel Besteiro Alonso CoXosé Manuel Besteiro Alonso Colexio Apostólico Mercedario VERlexio Apostólico Mercedario VERÍN ÍN

ENLACEENLACEQUÍMICOQUÍMICO

ENLACE QUÍMICO.ENLACE QUÍMICO.

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO : : unión entre dous ou máis átomos que surxe ao perder, gañar ou compartir electróns das capas externas co fin de lograr unha estructura máis estable ca dos átomos separados.

A estabilización que adquiren os átomos ao unirse débese ao desprendendo de enerxía.

A distancia á que se colocan os átomos (lonxitude de enlace) é á que se desprende maior enerxía producíndose a máxima estabilidade.

Unha primeira aproximación para interpretar Unha primeira aproximación para interpretar o enlaceo enlace

A comezos do século XX, o científico Lewis, observando a pouca reactividade dos gases nobres (estructura de 8 electróns no seu último nivel),suxeriu que os átomos ao enlazarse “tenden” a adquirir 8 electróns na última capa igual co gas nobre máis próximo

REGRA DO OCTETOREGRA DO OCTETO

ENERXÍA DE ENLACEENERXÍA DE ENLACE Diferencia entre as enerxías dos Diferencia entre as enerxías dos

átomos separados antes do átomos separados antes do enlace,e, a enerxía do composto enlace,e, a enerxía do composto formado despois do enlace.formado despois do enlace.

É unha enerxía negativa,xa É unha enerxía negativa,xa

que se desprendeque se desprende

ENa + Cl

NaCl

ΔE = Enerxía de enlace

Lonxitude de enlace

TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.TIPOS DE ENLACE QUÍMICO.

IÓNICO COVALENTE METÁLICO

SÓLIDOS IÓNICO

CRISTAL COVALENTE

SUBSTANCIAS MOLECULARES

SÓLIDOS METÁLICOS

Enlace iónicoEnlace iónico

Prodúcese entre un metal que perde un ou varios electróns e un non metal que os gana

Os metais teñen poucos electróns na última capa, tenden a perdelos para quedar coa capa anterior completa convertíndose en catións.

Os non metais teñen case completa a última capa e tenden a gañar electróns para completala convertíndose en anións

As reaccións de perda o ganancia de e– chámanse reaccións de ionización:

As reaccións de perda o ganancia de e– chámanse reaccións de ionización:

Exemplo:

Semirreacción de oxidación: 2·(Na – 1 e– Na+) Semirreacción de redución: O + 2e– O 2–

Reac. global: 2 Na +O 2 Na+ + O 2– Fórmula do composto : Na2O

Os ións formados colócanse nunha rede cristalina tridimensional na que tódolos enlaces son igualmente fortes. Cada ión rodéase dun nº de ións de signo contrario(índice de coordinación) para manter a neutralidade eléctrica.

Exemplo:Exemplo: Escribir as reaccións de ionización e deducir a fórmula do composto iónico formado por oxígeno e aluminio.

As reaccións de ionización serán: (1) Al – 3 e– Al3+

(2) O + 2 e– O2–

Como o número de electróns non coincide, para facelos coincidir multiplícase a reacción (1) ·2 ,e, a (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–

A fórmula empírica será Al2O3

¿Cómo se forma o enlace iónico?¿Cómo se forma o enlace iónico?

O sodio tende a perder 1 e formando un catión. Así queda con 8 e na O sodio tende a perder 1 e formando un catión. Así queda con 8 e na última capaúltima capa

1111Na :1sNa :1s222s2s22pp663s3s1 1 - 1 e - 1 e NaNa++

O cloro tende a ganar 1 e formando un anión.Ásí queda con 8 e na O cloro tende a ganar 1 e formando un anión.Ásí queda con 8 e na última capaúltima capa

1717Cl=1sCl=1s222s2s222p2p663s3s223p3p5 5 +1e Cl+1e Cl --

Na - 1 e NaNa - 1 e Na++..

Cl + 1 e Cl Cl + 1 e Cl --..

Na + Cl Na Na + Cl Na ++ + Cl + Cl --..

Os electróns que perde un gáñaos o outro

“ Estructura de Lewis para o NaCl”

“Molécula” de MgF2

Os dous ións de signo Os dous ións de signo contrario atráense contrario atráense formando unha rede formando unha rede cristalina cristalina

Fórmula :Fórmula :NaClNaCl Indica que por cada cloro Indica que por cada cloro

hai un sodiohai un sodio CloroCloro SodioSodio

¿Qué enlace formarán o cloro Z = 17 co calcio Z=20?

1. Facemos a configuración electrónica de cada un:

Cl Z= 17 : 1s2 2s22p6 3s23p5 Como ten 7 e na última capa, tende a gañar 1e

Ca Z = 20 : 1s2 2s2 2p6 3 s2 3 p6  4s2 Tende a perder dous , para quedar con 8

na capa anterior FORMAN ENLACE IÓNICO , UN TENDE A PERDER E O OUTRO A GAÑAR

ELECTRÓNS

2·(Cl + 1e Cl-.)

Ca – 2e Ca +2

Ca + 2 Cl- Ca +2 + 2 Cl-.

Hai que multiplicar a semirreacción do cloro por 2 para que se vaian os electróns

Fórmula: CaCl2

Propiedades dos compostos iónicos.Propiedades dos compostos iónicos. Sólidos cristalinos a tª ambiente con

elevados puntos de fusión e de ebulición

Son duros , dífíciles de raiar, xa que para raialos hai que arrancarlle ións que están fortemente atraidos

Son fráxiles e rómpense ao golpealos formando cristais de menor tamaño.

Solúbeis en auga e en disolventes polares coma o amoníaco(NH3)

Conducen a corrente eléctrica fundidos ou en disolución, pero non en estado sólido

Enlace covalente.Enlace covalente.

Establécese cando se unen átomos dos Establécese cando se unen átomos dos non metais entre eles ou co hidróxeno.non metais entre eles ou co hidróxeno.

Como os átomos tenden todos a gañar Como os átomos tenden todos a gañar electróns , acaban electróns , acaban compartindocompartindo un, dous ou un, dous ou tres pares de electróns para obter oito tres pares de electróns para obter oito electrones na última capa.electrones na última capa.

TIPOS DE ENLACE COVALENTE:

Enl. covalente simple: comparten un par de electróns. Ex: H2

Enl. covalente dobre: comparten dous pares de electróns. Ex: O2

Enl. covalente triple: comparten tres pares de electróns. Ex: N2

(Non é posible un enlace covalente cuádruple entre dous átomos por razóns xeométricas)

ENLACE COVALENTE COORDINADO OU DATIVO : o par de electróns é aportado por un so átomo . Ex:

4NH

Represéntase cunha frecha “Represéntase cunha frecha “” que parte do átomo ” que parte do átomo

que pon a parella de eque pon a parella de e–– ..

ExemploExemplo:: ·· ···· ··

H Hxx ··O O ··x x HH + H+ H++ H–O–H H–O–H HH33OO++

···· H H

H H

H

¨

N + H+ H

H

H

HN+

+++

Enlace covalente puro: Dase entre dous átomos iguais. Ex: H2, O2 , N2.

Enlace covalente polar: Dase entre dous átomos distintos. Ex: HCl

É un híbrido entre o enlace covalente puro e o enlace iónico.

Enlace covalente.Enlace covalente.

Enlace covalente triple

O osíxeno forma 2 enlaces covalentes simples co H

Enlace covalente.Enlace covalente.

Cristais covalentesCristais covalentesForman enlaces covalentes simples en dúas ou tres dimensións do espazo con átomos distintos.ExemplosExemplos::SiO2, C (diamante), C (grafito)

ESTRUCTURA DEL GRAFITOGRAFITOGRAFITO

Notación de LEWISNotación de LEWIS Consiste en representar aos átomos mediante o seu símbolo colocando

os electróns de valencia arredor agrupados por parellas. Os electróns compartidos colócanse entre os dous átomos

Ex:

FórmulaFórmula 2 H 2 H ·· (H (H ·· + + xx H) H) H H ··xx H ; H–H H ; H–H HH22

·· ·· ···· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 2 ::Cl Cl ·· ::ClCl·· + + xxClCl: : ::ClCl··xxClCl: : ; ; ::Cl–ClCl–Cl: : ClCl22 ·· ·· ···· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· ·· · xx · ·xx 2 2 ::OO·· ::OO·· + + xxOO:: ::OO··xxOO:: ; ; ::O=OO=O:: OO22

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

· ·· · xx · ·xx 2 2 ::NN·· ::NN·· + + xxNN:: ::NN··xxNN:: ; ; ::NNNN:: NN22

· ·· · xx · ·xx

Exemplos de enlace covalente polar.Exemplos de enlace covalente polar.

·· ···· ·· ·· ·· ::Cl Cl ·· + + x Hx H ::Cl Cl ··x x HH ; ; ::Cl–HCl–H HClHCl ·· ·· ·· ·· ·· ··

·· ···· ·· ·· ·· · · O O ·· + + 22 x Hx H H Hxx ··O O ··x x HH ; H–O–H; H–O–H HH22OO ·· ·· ·· ·· ·· ··

·· ···· ·· ·· ·· · · N N ·· + + 33 x Hx H H Hxx ··N N ··x x HH ; H–N–H; H–N–H NHNH33 · · · ·xx ||

H H H H

·· ·· ···· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · · O O ·· + + 22 xx ClCl:: ::ClClxx ··O O ··x x ClCl: : ; ; ::Cl–O–ClCl–O–Cl:: ClCl22OO ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

–+

–+

–+

+–

–+

Exercicio:Exercicio: Escribe a representación de Lewis ,e, decide cal será Escribe a representación de Lewis ,e, decide cal será a fórmula dun composto formado por Si e S.a fórmula dun composto formado por Si e S.

A representación de Lewis de cada átomo é:A representación de Lewis de cada átomo é: · · · ·

· · Si Si ·· (grupo 14) (grupo 14) : : S S ·· (grupo 16) (grupo 16) ·· ·· ··

A representación de Lewis da molecular será:A representación de Lewis da molecular será: ···· ·· ··

: : S S == Si Si == S S ::

A fórmula molecular será : A fórmula molecular será : SiSSiS22

Enlace dos átomos de xofre (S) e osíxeno Enlace dos átomos de xofre (S) e osíxeno (O)(O)

Molécula de SO: enlace covalente dobre

Molécula de SO2: enlace covalente dobre e un enlace covalente coordinado ou dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente dobre e dous enlaces covalentes coordinados ou dativos

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

TIPOS DE COMPOSTOS COVALENTES:TIPOS DE COMPOSTOS COVALENTES: Substancias molecularesSubstancias moleculares Cristais covalentesCristais covalentes

PROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTESPROPIEDADES DOS COMPOSTOS COVALENTES

SUBSTANCIAS MOLECULARESSUBSTANCIAS MOLECULARES CRISTAIS COVALENTESCRISTAIS COVALENTES

Temperaturas de fusión e ebulición Temperaturas de fusión e ebulición baixasbaixasSon gases ou líquidos a tª ambienteSon gases ou líquidos a tª ambiente Os apolares son solubles en Os apolares son solubles en disolventes apolares. disolventes apolares. Os polares son solubles en Os polares son solubles en disolventes polares coma a auga.disolventes polares coma a auga.A maioría non conducen a corrente A maioría non conducen a corrente eléctrica(algúns fano débilmente)eléctrica(algúns fano débilmente)

Son sólidos moi duros con elevadas Son sólidos moi duros con elevadas temperaturas de fusión e ebulición.temperaturas de fusión e ebulición.Non se disolven en auga Non se disolven en auga Non conducen a corrente eléctrica salvo Non conducen a corrente eléctrica salvo o grafito que o fai debilmente o grafito que o fai debilmente

Cristais covalentes( grafito, diamante, Cristais covalentes( grafito, diamante, cuarzo)cuarzo)

Enlace metálico.Enlace metálico. Fórmase entre átomos de carácter metálico.Fórmase entre átomos de carácter metálico. Os átomos consiguen 8 e na última capa cedendo electróns.Os átomos consiguen 8 e na última capa cedendo electróns.

Fórmanse ións positivosFórmanse ións positivos Fórmanse redes cristalinas cuxos vértices están ocupados por Fórmanse redes cristalinas cuxos vértices están ocupados por

ións positivos.ións positivos. Os electróns de valencia sitúanse Os electróns de valencia sitúanse libreslibres arredor da rede arredor da rede

positiva formando UN MAR COMÚN DE ELECTRÓNS que positiva formando UN MAR COMÚN DE ELECTRÓNS que permite manter unidos aos ións positivospermite manter unidos aos ións positivos

Enlace metálico.Enlace metálico.

Enlace metálico.PropiedadesEnlace metálico.Propiedades

Sólidos a tª ambiente, Sólidos a tª ambiente, excepto mercurio e galio excepto mercurio e galio que son líquidos.que son líquidos.

Tª fusión e ebulición Tª fusión e ebulición variables Ex:variables Ex:

Sn = 232ºC, 2 603ºCSn = 232ºC, 2 603ºC W = 3 387ºC,5 555ºCW = 3 387ºC,5 555ºC Conducen a corrente en Conducen a corrente en

estado sólido e fundidosestado sólido e fundidos Bos condutores da calorBos condutores da calor Dúctiles e maleablesDúctiles e maleables Brillo metálicoBrillo metálico Moi solubles con outros Moi solubles con outros

metais (unha vez fundidos) metais (unha vez fundidos) formando aleaciónsformando aleacións

Fuerzas intermolecularesFuerzas intermoleculares Son forzas entre as distintas moléculas dun composto que explican

o paso de gas a líquido ou a sólido cando diminuimos a temperatura dun composto

Enlace por pontes de hidróxenoEnlace por pontes de hidróxeno

Prodúcese entre moléculas moi polarizadas por ser un dos elementos Prodúcese entre moléculas moi polarizadas por ser un dos elementos moi electronegativo(F,O ,N) e o outro un átomo de H, que o ter “moi electronegativo(F,O ,N) e o outro un átomo de H, que o ter “++” e ” e ser moi pequeno permite acercarse moito a outra molécula. ser moi pequeno permite acercarse moito a outra molécula.

Son os responsábeis dos puntos de fusión e ebulición elevados Son os responsábeis dos puntos de fusión e ebulición elevados dalgunhas substancias ( a Hdalgunhas substancias ( a H22O é liquida, o HO é liquida, o H22S é gas)S é gas)

Estrutura do xeo

Pontes de H

Forzas de Van der Waals:Forzas de Van der Waals:

Atracción entre dipolos permanentes

Forzas de dispersión (London)

ATRACCIÓN ENTRE DIPOLOS PERMANENTES

Os dipolos permanentes fórmanse entre moléculas polares(unións covalentes de átomos de E.N. diferentes) H FH F H FH F

H FH F H FH F

-+ + -

Forzas de Van der Waals(cont):Forzas de Van der Waals(cont):

FORZAS DE DISPERSIÓN (LONDON)

Débense ás atraccións entre os dipolos momentáneos que se forman co movemento dos electróns

A intensidade das forzas depende de:Nº de electróns que teñen os átomos que forman a moléculaFacilidade de dispersión dos electrónsTamaño da molécula. ( maior tamaño máis electróns maior facilidade para dispersarse)