1. el enlace químico

EL ENLACE QUÍMICO
1. El enlace químico.
2. Enlace intramolecular.
3. Enlace intermolecular.
4. Propiedades del enlace.
Química 1º bachillerato
El enlace químico
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1. EL ENLACE QUÍMICO
El enlace químico es la unión entre átomos o moléculas.
Hay dos tipos de enlaces:
• Enlace intramolecular:
Se produce dentro de la misma molécula, entre los átomos (o
iones) que forman la molécula.
• Enlace intermolecular:
Se produce entre moléculas distintas, lo que une las moléculas
entre ellas para formar estructuras multimoleculares.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Es un enlace entre átomos de la misma molécula.
Puede ser:
• Enlace covalente.
• Enlace iónico.
• Enlace metálico.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Enlace covalente
Átomos
enlazados
con
electronegatividades similares
y grandes (ambos están a la
derecha de la tabla periódica,
incluido el hidrógeno), es un no
metal con un no metal.
Cada uno de los átomos aportacomparte un electrón para
formar un enlace.
Ejemplos: H2, F2, O2, N2, Cl2, H2O,
NH3, CH4,…
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Notación de Lewis.
Las estructuras de Lewis son diagramas para representar las moléculas donde los átomos
(muy electronegativos) comparten e- alcanzando una gran estabilidad ya que obtienen la
configuración de gas noble.
Para formar una estructura de Lewis:
•
Se coloca el símbolo del átomo rodeado por sus electrones de valencia (con •, o, x)
determinados a partir de su configuración electrónica diferenciando los que pertenecen
a cada átomo.
•
Cada enlace se forma con un electrón de cada átomo que lo forman (una línea representa
dos electrones) entre los dos átomos.
•
Los pares de electrones no compartidos se representan por parejas alrededor del átomo.
•
Cada átomo suele estar rodeado para obtener la configuración de gas noble (ocho
electrones, regla del octeto), aunque hay excepciones (PF5, BF3,…).
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
átomo flúor
átomo flúor
••
••
••
F•
••
+
••
F
••
•
molécula flúor
••
••
••
F • • F ••
••
••
par de electrones
compartidos
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o bien
F-F
Se representa
con una línea
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
••
•• N •
••
•• N •• •• N •
•• •
+ •• N •
NNNN
••
•N •
•
+
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••
H • •N • • H
••
H
3•H
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Los enlaces covalentes se pueden clasificar en función
del par electrónico compartido:
•
Covalente simple.
Se comparte un solo par de electrones.
•
Covalente múltiple.
Se comparten varios pares de electrones.
•
Covalente dativo.
El par electrónico del enlace es aportado por
uno solo de los átomos que forman el enlace.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Razonar las estructuras de Lewis para las
siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
e)
Ácido nitroso.
Dicloro metano.
Borano.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
La geometría alrededor de un átomo viene dada
por los pares de electrones con distinta dirección
que tiene a su alrededor.
Pares de e-
2
3
4
5
6
Geometría
Lineal
Triangular plana
Tetraédrica
Bipirámide trigonal
Octaedro
Orbitales
híbridos
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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EJERCICIO-EJEMPLO
Razonar la geometría de las siguientes
moléculas:
a)
b)
c)
d)
e)
Dicloro metano.
Borano.
Ácido nitroso.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
GEOMETRÍA
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Enlaces polares:
En los enlaces entre átomos de distinta
electronegatividad se produce una
deformación de la nube electrónica que
rodea a ambos átomos denominado
polarización del enlace, si tiene la misma
electronegatividad la nube electrónica
permanece simétrica
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Se pueden dar dos casos:
•
Moléculas polares.
Entre átomos con distinta electronegatividad y moléculas asimétricas.
Se forma un dipolo eléctrico, a mayor diferencia de electronegatividades mayor es el dipolo
(y mayor la deformación de la nube electrónica).
Se crean unas pseudocargas.
•
Moléculas apolares.
Entre átomos con la misma electronegatividad o moléculas simétricas.
Forman dipolos eléctricos de carácter temporal debido al movimiento de los electrones.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Razonar la polaridad de las siguientes
moléculas:
a)
b)
c)
d)
e)
Ácido nitroso.
Dicloro metano.
Borano.
Cloro eteno.
Cloro etanal.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Deducir la estructura de Lewis, la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
Trifluoruro de boro.
Silano.
Fosfina.
Pentacloruro de fósforo.
Hexafluoruro de azufre.
Ácido hipocloroso.
Ácido hiposulfuroso.
Ácido carbónico.
Ácido hiponitroso.
Etanol.
Etenol.
Cloro etino.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Propiedades de compuestos covalentes.
•Sustancias moleculares (H2, CO2, CO, PH3, H2O,…) o
sólidos covalentes (SiO2, C,…).
•Las sustancias moleculares:
–Son moléculas independientes.
–Su solubilidad depende de su polaridad, pueden ser
polares o apolares..
–Pueden ser sólido (I2), líquido (H2O) o gases (Cl2) a
temperatura ambiente.
–Bajo punto de fusión y de ebullición.
–Son blandos y quebradizos (frágiles).
–No son conductores eléctricos.
•Los sólidos covalentes:
–Forman redes cristalinas.
–Suelen ser sólidos a temperatura ambiente.
–Muy alto punto de fusión y de ebullición.
–Son duros y frágiles.
–Generalmente no son conductores.
–Son insolubles.
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Los sólidos pueden ser:
•Sólidos cristalinos:
Forman
una
estructura
tridimensional ordenada y bien
definida.
Ejemplo: cloruro de sodio y
sacarosa.
•Sólidos amorfos:
Forman
una
estructura
desordenada con unidades
básicas al azar.
Ejemplo: vidrio.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
POLARIDAD
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Enlace iónico:
Átomos enlazados con electronegatividades muy diferentes, mayores de
1.7 (un metal –a la izquierda de la tabla periódica- con un no metal –a la
derecha de la tabla periódica-, excepto el hidrógeno).
Cada átomo aporta un electrón al enlace, pero hay uno que tira más del
par electrónico formándose iones (cationes y aniones) debido a
fuerzas electroestáticas.
El índice de coordinación es el número de iones de signo opuesto que
rodean a un ion dado en una red iónica.
Ejemplos: NaCl,…
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Los átomos se convierten en iones
para alcanzar la configuración
estable de gas noble.
Uno pierde e- y se transforma en un
catión (positivo) y el otro gana ey se transforma en un anión
(negativo).
Los iones de distinto signo se unen
por atracción electroestática.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Propiedades de los compuestos iónicos:
Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
Forman redes cristalinas.
Puntos de fusión y de ebullición altos o muy altos.
Gran dureza.
Frágiles y poco flexibles.
Resistencia a la dilatación.
Conductividad eléctrica disueltos o fundidos (no en
sólidos).
• Son solubles en agua por medio del proceso de
hidratación e insolubles en disolventes apolares.
•
•
•
•
•
•
•
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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EJERCICIO-EJEMPLO
Deducir la valencia más probable de los siguientes elementos e indicar todos los compuestos iónico que
se pueden formar:
a)
Metales:
1.
Sodio.
2.
Potasio.
3.
Magnesio.
4.
Calcio.
b)
No metales:
1.
Carbono.
2.
Oxígeno.
3.
Azufre.
4.
Nitrógeno.
5.
Fósforo.
6.
Cloro.
Nombrar todos los compuestos formulados.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
COMPUESTOS IÓNICOS
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Enlace metálico:
Átomos enlazados con electronegatividades similares y bajas
(átomos del mismo tipo, por el centro de la tabla periódica –
semimetal-).
Cada átomo aporta electrones formándose una nube electrónica
compartida por todos los átomos y donde los electrones se
mueven libremente por toda la estructura metálica.
Forman estructuras tridimensionales llamadas redes cristalinas.
Ej: Fe, Ni,…
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
El enlace metálico es consecuencia de la
atracción electroestática entre los
iones positivos del metal y la nube
electrónica que los rodea.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
Propiedades de los compuestos metálicos:
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
Forman redes cristalinas.
Conductores eléctricos.
Conductores térmicos.
Emiten electrones (brillo metálico).
Plásticos (deformables), dúctiles (hilos) y maleables (láminas).
Forman aleaciones (estaño y cobre forman bronce).
Alta densidad.
Alta temperatura de fusión y de ebullición.
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2. ENLACE INTRAMOLECULAR
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Las
fuerzas
intermoleculares
son
las
responsables de las uniones entre las diferentes
moléculas.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Estudiaremos las fuerzas intermoleculares en
moléculas covalentes (forman dipolos) ya que las
sustancias iónicas y metálicas forman redes (y no
moléculas).
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Podemos encontrarnos con tres tipos de dipolos:
•Dipolos permanentes (o dipolos):
En moléculas polares (donde siempre existe el
dipolo).
•Dipolos instantáneos:
En moléculas apolares, debido al movimiento de
la nube electrónica se forma un dipolo débil.
•Dipolos inducidos:
En moléculas apolares debido a algo externo
(algún tipo de dipolo) se forma un dipolo muy débil.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Las fuerzas de Van der Waals son
interacciones entre átomos y moléculas debido a
las densidades de carga que presentan.
Aumentan con el volumen molar ya que la
molécula se hace más polarizable.
Pueden ser:
•Dipolo – dipolo (CO,…).
•Dipolo – dipolo inducido (HCl,…).
•Fuerzas de London (H2, N2,…)..
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Las fuerzas dipolo – dipolo:
Cuando dos moléculas polares
(dipolo) se aproximan, se produce
una atracción entre el polo positivo
de una de ellas y el negativo de la
otra.
Esta fuerza de atracción entre dos
dipolos es tanto más intensa cuanto
mayor es la polarización de dichas
moléculas polares.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Las fuerzas dipolo – dipolo
inducido:
En ciertas ocasiones, una
molécula polar (dipolo), al estar
próxima a otra no polar, induce
en ésta un dipolo transitorio,
produciendo una fuerza de
atracción
intermolecular
llamada dipolo-dipolo inducido.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Las fuerzas de London:
En las moléculas no polares puede
producirse
transitoriamente
un
desplazamiento
relativo
de
los
electrones originando un polo positivo
y otro negativo (dipolo transitorio)
que determinan una atracción entre
dichas moléculas. (El polo positivo de
una molécula atrae al polo negativo de
la otra, y viceversa).
Estas fuerzas de atracción son muy
débiles.
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3. ENLACE INTERMOLECULAR
Los puentes de hidrógeno:
Se dan en moléculas con átomos muy
pequeños y muy electronegativos que
posean pares de electrones sin enlazar y
donde dichos átomos están enlazados por
lo menos a un hidrógeno.
El átomo atrae hacia sí los e- del enlace
quedándose con casi toda la carga
negativa y provocando que el protón se
quede con una alta densidad de carga
positiva.
Este protón es un polo muy positivo que
forma una unión electroestática con un
par de e- no enlazantes del átomo de la
otra molécula vecina formando el enlace o
puente de hidrógeno.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Deducir las fuerzas intermoleculares
entre las siguientes moléculas:
Amoniaco
Borano
Metano
Cloro eteno
Cloro etanal
Agua
Borano
Cloro metano
Cloro eteno
Cloro etanol
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
FUERZAS
INTERMOLECULARES
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4. PROPIEDADES DEL ENLACE
Puntos de fusión y ebullición.
Cuanto más fuerte sean las fuerzas intermoleculares, más difíciles de romper y
más altos serán los puntos de fusión y de ebullición.
Solubilidad.
Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares y las moléculas
apolares en disolventes apolares debido a la similitud de las fuerzas
intermoleculares al pasar de una situación a otra.
Lo semejante disuelve a semejante.
Conductividad.
Las sustancias con cargas móviles poseen conductividad eléctrica.
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EJERCICIO-EJEMPLO
Ordenar las siguientes moléculas:
Amoniaco, borano, dicloro metano y cloro
eteno
En función de:
a) Punto de fusión.
b) Solubilidad en agua.
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RELACIÓN DE EJERCICIOS
PROPIEDADES
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