ENLACE QUÍMICO Y UNIONES INTRAMOLECULARES

ENLACE QUÍMICO Y UNIONES INTRAMOLECULARES
OBJETIVOS
•
Diferenciar los distintos tipos de enlace químico para establecer las
propiedades de cada compuesto.
•
Comprender las características de los distintos tipos de uniones que se
establecen entre las moléculas.
1. ENLACE QUÍMICO
Generalidades de los enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten
electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se
unirá un átomo con otro y las características del enlace.
La valencia es el número de electrones ganados, perdidos o compartidos en una
unión química.
Regla del octeto.
El ultimo grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los
gases nobles, son los elementos más estables. Esto se debe a que tienen 8
electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones,
que también se considera como una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten
electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es
lo que se conoce como la regla del octeto.
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ENLACES INTERATOMICOS o INTRAMOLECULARES
Electrovalente
o Iónico
INTERATÓMICOS
Enlaces
químicos
INTERMOLECULARES
Puro
Covalente
Enlace dipolo-dipolo
transitorio (Fuerzad e
van der Waals)
Simple
Doble
Triple
Coordinado
o Dativo
Covalente
Polar
Enlace dipolo-dipolo
permanente (Puente de
hidrógeno)
Enlace ióndipolo
1.1 Enlace electrovalente o iónico
Cuando reaccionan entre sí dos átomos de los grupos extremos de la tabla
periódica (por ejemplo: metales alcalinos y halógenos), el elemento más
electropositivo le cede electrones al mas electronegativo y ambos se convierten en
iones, los cuales se atraen electrostáticamente.
Características del enlace iónico:
•
Esta formado por la unión entre un metal y un no metal
•
No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones
negativos) y cationes (iones positivos).
•
Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.
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Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:
•
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.
•
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
•
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
•
Son solubles en solventes polares como el agua
FORMACION DE ENLACES IONICOS
Ejemplo: NaCl
Na:
metal del grupo IA
ENLACE IONICO
Cl:
no metal del grupo VIIA
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de
cada átomo:
11Na:
17Cl:
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
2
2
6
2
Electrones de valencia = 1
5
1s , 2s , 2p , 3s , 3p
Electrones de valencia = 5 + 2 = 7
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este
tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion positivo) Na 1+
El Cloro con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su
octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)Cl 1La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
..
[Na] 1+
[: Cl :] 1..
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1.2 Enlace covalente
Se establece entre elementos que no manifiestan tendencia a ganar ni a perder
electrones. Estos elementos por lo tanto, para cumplir con la ley del octeto,
tienden a compartir electrones con otros átomos formando así un par electrónico.
De esta manera, los orbitales tienden a completarse por cesión mutua y ambos
átomos se "rodean" de 8 electrones (excepto el H que se rodea de 2).
Esta unión es típica de los compuestos orgánicos y en particular los biogenéticos
(en los cuales intervienen los elementos C-H-O-N)
Características del enlace covalente:
Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
•
Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
•
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de
los elementos que se unen.
Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
•
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la
materia: sólido, líquido o gaseoso.
•
Son malos conductores del calor y la electricidad.
•
Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
•
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono,
etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Existen 2 tipos de unión covalente:
Común o Puro
Enlace Covalente
Coordinado o Dativo
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1.2.1 Enlace covalente común o puro
En este enlace se forman pares electrónicos donde cada átomo aporta un
electrón. Puede ser homonuclear (átomos de un mismo elemento) o heteronuclear
(átomos de elementos distintos).
De acuerdo al número de pares electrónicos compartidos, la covalencia puede
ser simple, doble o triple.
FORMACION DE ENLACES COVALENTES
Ejemplo sobre una molécula diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus
átomos se unen por enlaces covalentes.
..
: Cl :
El cloro es un elemento del grupo VII A.
.
Los átomos de cloro solo necesitan un electrón para completar su octeto. Al
unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se
forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante
una línea entre los dos átomos.
..
..
: Cl . . Cl :
..
Cl  Cl
..
La línea representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones.
Estos electrones se comparten por ambos átomos.
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Otros ejemplos:
•
Cloruro de Hidrógeno: HCl
•
..
Dióxido de Carbono: CO2 (dos
covalencias dobles)
: Cl . . H
Cl  H
..
..
:O :
..
: C :
: O:
O=C=O
•
Amoníaco: NH3 (tres covalencias
..
. N . . H
H—N—H
.

.
H
H
Metano: CH4 (4 covalencias puras
simples)
simples)
H .
•
H
.
.
H . . C . . H
.
.
H
H

H— C—H

H
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1.2.2 Enlace covalente coordinado o dativo
Es un tipo especial de unión covalente en la cual los dos electrones
compartidos en un enlace son aportados por uno de los átomos. Se
establece cuando un átomo tiene sus orbitales completos y el otro átomo tiene un
orbital vacío.
Ejemplo:
1) Anhídrido sulfuroso
SO2
O
:S :
¨
: O:
S
¨
O
O
:O:
S
¨
O
1.3 Polaridad de los enlaces químicos
Cuando 2 átomos se unen entre sí mediante un enlace químico comparten
(en mayor o menor grado) pares electrónicos, los cuales estarán influenciados por
las características de esos elementos.
Dado que distintos elementos tienen diferentes electronegatividades
(capacidad de atraer electrones) esta propiedad tendrá influencia respecto de la
ubicación espacial de los electrones involucrados en el enlace.
Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que
muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia sí los electrones
compartidos. Linus Pauling, fue el primer químico que desarrolló una escala
numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento más
electronegativo, el valor de 4. El oxígeno es el segundo, seguido del cloro y el
nitrógeno. La diferencia en los valores de electronegatividad determina la
polaridad de un enlace.
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Cuando
la
unión
se
establece
entre
átomos
idénticos
(igual
electronegatividad) el par electrónico compartido estará "equidistante" de ambos
átomos (los electrones se distribuirán en una órbita simétrica entre ambos
átomos), y por lo tanto el enlace será no polar.
La mayoría de las veces existe diferencias entre las electronegatividades de
los elementos que forman parte de un compuesto. Los electrones del enlace
estarán "desplazados" hacia el átomo mas electronegativo (la órbita en que se
encuentran estos electrones será asimétrica) y por lo tanto el enlace será polar.
Esto no significa que la molécula no sea neutra, lo que ocurre es que aparecen
cargas eléctricas infinitesimales (diferenciales de carga, < 1) siendo negativas
alrededor del elemento más electronegativo y positivas sobre aquel cuya
electronegatividad es menor.
δ-
δ+
..
: Cl . .
−
..
H
..
Covalencia polar
..
:F . . F:
..
..
Covalencia no polar
+
..
: Cl ..
Na
..
Iónico
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre 2 átomos
unidos, mayor será la posibilidad de que se forme un enlace iónico (en general esa
diferencia debe ser ≥ 2 para que se forme unión iónica).
Cuando la diferencia de electronegatividades no es tan grande como para
que se forme un enlace iónico (en general < 2), se formará un enlace covalente
polar (cuya polaridad será mayor cuanto mas cercana a 2 sea esa diferencia).
Cuando la diferencia de electronegatividades es 0 se forma un enlace covalente
no polar.
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Resumiendo:
DIFERENCIA DE
ENLACE
ELECTRONEGATIVIDAD
Mayor o igual a 2
Iónico
Menor a 2
Covalente Polar
0
Covalente No Polar
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2. UNIONES INTERMOLECULARES
2.1 Enlace dipolo-dipolo transitorio
•
Se establece por atracción electrostática débil entre dipolos transitorios.
•
Los dipolos transitorios se deben a una distribución irregular y momentánea de los electrones.
•
Se forma un tipo de unión denominada Fuerzas de van der Waals.
•
A estas fuerzas de deben las propiedades de los líquidos y sólidos. Los gases, por el contrario,
carecen prácticamente de fuerza dipolar y sus moléculas se encuentran alejadas unas de
otras.
2.2 Enlace dipolo-dipolo permanente
•
Se establece por atracción electrostática débil entre moléculas polares: el extremo positivo de
una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula polar.
•
El más importante es el Puente de Hidrógeno, en el que el átomo de hidrógeno actúa como
“puente” entre 2 átomos electronegativos (F, O, N): unido a uno de ellos por un enlace
covalente y al otro por atracción electrostática.
2.3 Enlace ión-dipolo
•
Se establece por atracción electrostática entre unión y el extremo opuesto en carga de un
dipolo.
•
Se observa entre los compuestos iónicos y el agua: Cada ión se rodea de moléculas de agua
que orienta el dipolo según la carga del ión.
2.4 Enlace iónico
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