El enlace químico i

Tema 3: El enlace químico I
Química
Tema 3. El enlace químico
El enlace químico:
El enlace iónico vs. Covalente
El enlace iónico:
Energía reticular
Propiedades de los compuestos iónicos
El enlace covalente:
Estructuras de Lewis:
· Regla del Octete
· Formas resonantes
· Carga formal
· Excepciones a la regla del octete

Química
El enlace químico. Introducción
Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre partículas de distinta carga.
Tipos de enlace químico:
Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales)
NaCl
Sólido
iónico
H2O Compuesto covalente
NaCl Compuesto iónico

Química
El enlace químico. El enlace iónico vs covalente
Transición gradual desde compuesto iónico a molecular al variar χ
LiCl ; BeCl4 BCl3 CCl4 ; NCl3 NaCl ; MgCl2 AlCl3 SiCl4 ; PCl3 iónicos intermedios moleculares
Las fuerzas que mantienen la red cristalina son de naturaleza electrostática. Adireccional
• Los términos covalente e iónico se utilizan para describir dos situaciones extremas del enlace químico. • El enlace covalente es un buen modelo cuando escribimos el enlace entre elementos no metálicos de parecida electronegatividad. El iónico es un buen modelo cuando tenemos un metal y un no metal (de muy diferente electronegatividad). • En realidad no hay ninguna sustancia puramente iónica

Química
Enlace covalente vs Enlace iónico
El enlace químico. El enlace iónico vs covalente

Química
Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización (forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas afinidades electrónicas (forman aniones con facilidad)
Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos con los halógenos u oxígeno
Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de Coulomb)
LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma Li+ y el F gana un electrón y forma F. Nótese que el Li+ tiene la configuración electrónica del He y el F la del Ne
Li+ F
Li + F
LiF
¿Qué elementos forman un enlace iónico?
El enlace iónico

Química
Otros ejemplos de compuestos iónicos:

2 Li+ O
2 Li + O
2
CaO
Li2O
Li3N
Ca2+ O 2
Ca + O
3 Li+ N
3 Li + N
El enlace iónico

Química
Se puede calcular mediante el ciclo de Bohr-Haber- relaciona la entalpía reticular con I,Ae, y otras propiedades electrónicas y moleculares.
Basado en la ley de Hess: la entalpía de una reacción es la misma con independencia de que transcurra en uno o en múltiples pasos
Examinemos la reacción entre el litio y el flúor
LiF(s)
Li (s) + ½ F2(g)
DHr =-594.1 kJ
Descompongamos la reacción en cinco etapas
Cuando un mol de iones positivos y un mol de iones negativos se se aproximan desde el infinito hasta las posiciones de equilibrio que ocupan en el cristal, se produce un DH llamado entalpía reticular (DHr). O energía reticular (U) M+(g) + X-(g) MX(s)
El enlace iónico. Energía reticular

Química
DHRº = -594.1 kJ
1º paso: Li(s)  Li(g) DH1º = 155.2 kJ
2º paso: ½ F2(g)  F(g) DH2º = 75.3 kJ
3º paso: Li(g)  Li+(g) + e DH3º = 520 kJ
4º paso: F(g) + e  F(g) DH4º = -328 kJ
5º paso: Li+(g) + F(g)  LiF(s) DH5º = ?
sublimación
disociación
ionización
Afinidad electrónica
Energía
reticular

Química
Aplicando la ley de Hess:
DHRº = -594.1 kJ = DH1º + DH2º + DH3º + DH4º + DH5º
Luego
-594.1 kJ = 155.2 kJ + 75.3 kJ + 520 kJ – 328 kJ + DHº5
Sublimación
del Li
Disociación
del F2
I1(Li)
Ae(F)
Energía
Reticular
del LiF
Entalpía
De formación
Del LiF
Por tanto
DHº5 = -1017 kJ/mol

Química
Compuesto
Energía reticular
(kJ/mol)
Compuesto
Energía reticular
(kJ/mol)
Aumento de la energía reticular
con la carga de los iones
Disminución de la energía reticular con el tamaño del anión
Energía reticular de algunos compuestos iónicos
La energía reticular aumenta con
Aumento de la carga de los iones
Disminución del tamaño de los iones

Química
Compuestos cristalinos
Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos que se repiten periódicamente en el espacio
Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de unión entre los iones de la red cristalina)
Sólidos duros (no se mellan), rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen sin deformarse)
No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo hacen en estado fundido o en disolución
El enlace iónico. Propiedades de los compuestos iónicos

Química
Tipos de enlaces covalentes:
El enlace covalente
Molécula de Hidrógeno: H2

Química
» En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa). Ej.: El enlace en la molécula de agua.
El enlace covalente

Química
Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.
e- de valencia
He 2
Ne 8
Ar 8
Kr 8
Xe 8
Rn 8
Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.
G. N. Lewis
El enlace covalente. Estructuras de Lewis

Química
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento:

Química Tema 3: El enlace químico I
Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar la última capa
con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la
configuración de gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H O O N N
F + F F F
Par enlace Pares libres
Estructuras de Lewis
 Forma estructural plana de una
molécula que muestra cómo
están unidos los átomos entre
sí.
 No representa la forma
tridimensional de la molécula
 Funciona para elementos del
2º periodo, principalmente
O C O

Química
Para escribir una estructura de Lewis se siguen los siguientes pasos:
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
8 pares de electrones

Ejemplo CO2
 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el
octeto de los átomos enlazados al central:
 Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo
central:
O C O
Hemos colocado
todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo su octeto
O C O
Estructura de Lewis
del CO2

Ejemplo- anión carbonato CO3
2-
Paso 1- Paso 2-
C: [He]2s22p2 4 e- del C
O: [He]2s22p4 18 e- del O
carga negativa 2 e-número
total de e- 24 e- 12 pares e-
 Paso 3-
O C O
O
O C O
O
Paso 4
Estructura
de Lewis
del CO3
2-
2-
O
O C O

Ejemplo 3: SiO4
-4
Si: 3s2p2  4e-
O: 2s2p4  6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg.
32 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 32-8= 24
Si
O
O
O O
4-
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4  6e-
O: 2s2p4  6e-x2 = 12
18 e-
2)
1)
3) e- de valencia libres:18-4=14
4)
S
O O
S
O O
Si
O
O O
O
O S O

 A veces hay moléculas que no se describen por una única estructura de Lewis
 Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden escribir estructuras
que difieren en la posición de los enlaces dobles o triples.
 Estas estructuras que se diferencian en la posición de los enlaces múltiples se
denominan estructuras de resonancia
 Ejemplo:la molécula de ozono (O3)
I II
O
O O
A
B
C
O
O O
A
B
C
 Los datos experimentales indican que las distancias OO en la molécula de O3 son
iguales:
 Para resolver esta discrepancia se escriben ambas estructuras de Lewis
Híbrido de
resonancia
O O
O
El enlace covalente. Formas resonantes

 El ion carbonato proporciona otro ejemplo de resonancia:
 El concepto de resonancia se aplica también a sistemas orgánicos como el benceno
(C6H6):
O C O
O
O C O
O
O C O
O
o
3 enlaces
deslocalizados
El enlace covalente. Formas resonantes

Carga Formal
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e-asignado
en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e-compartidos).
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma
molécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de
Lewis más probable:
 El valor de Cf sea más próximo a 0
 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo
H C O H
H
H
H C O H
H H
I II
CF = Nev – Nel - ½Nec Nev= nº electrones de valencia
Nel= nº electrones libres (no enlazados)
Nec = nº electrones compartidos

H C O H
H
H
I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
II) H C O H
H H
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Correcta!
Otro ejemplo:
C N
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0

 Ejemplo- aplicación de los criterios al ion cianato NCO-
 Las tres estructuras posibles, de esta especie asimétrica son:
N C O N C O N C O
- - -
I II III
Estructura I
CF(N) = 5 – 6 -½(2) = -2
CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0
CF(O) = 6 – 2 - ½(6) = +1
Estructura II
CF(N) = 5 – 4 -½(4) = -1
CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0
CF(O) = 6 – 4 - ½(4) = 0
Estructura III
CF(N) = 5 – 2 -½(6) = 0
CF(C ) = 4 – 0 - ½(8) = 0
CF(O) = 6 – 6 - ½(2) = -1
NO Contribuye
muy poco Más importante

Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:
a) Moléculas con nº de e- impar.
N O
NO (5+6=11 e- de valencia)
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
B
F
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
El enlace covalente. Excepciones a la regla del octeto

El enlace covalente. Excepciones a la regla del octeto
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies
en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen
octetes expandidos.
PCl5 XeF4
nº de e- de v  5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
nº de e- de v  8+7x4= 36 e-
Xe
F
F F
F
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se
alojan los pares de e- extras.

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