ENLACES QUIMICOS

Capitulo 4: ENLACES QUIMICOS
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Símbolos de Lewis y la regla del octeto
Iones y compuestos ionicos
Enlaces iónicos
Configuración electrónica de los iones, iones de metales
de transición y iones poliatómicos
Tamaños de iones
Moléculas y compuestos moleculares
Enlaces covalentes
Polaridad de los enlaces y electronegatividad
Dibujos con estructuras de Lewis
Enlaces metálicos
Ing. Virginia Estebané
1
Enlaces químicos.
Conceptos básicos e ideas preliminares
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos
son fundamentalmente de naturaleza eléctrica: Fuerzas atractivas y
Fuerzas repulsivas.
! Podrá lograrse un enlace cuando las fuerzas atractivas sean mayores
a las fuerzas repulsivas
! Entonces, un enlace químico es la fuerza de atracción que mantiene
unidos a los átomos en los compuestos.
! Hay tres tipos de enlaces:
- Enlace ionico: Fuerzas electrostáticas que existen entre iones de carga
opuesta.
- Enlace covalente: Es el resultado de compartir e- entre dos átomos.
- Enlace metálico: Es la fuerza de atracción que ejerce un átomo por ede otros átomos que invaden sus orbitales vacantes.
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2
Símbolos de Lewis y la regla del
octeto.
Los e- que participan en los enlaces químicos se
denominan electrones de valencia (e- que residen en la
capa electrónica exterior de un átomo)
! Símbolos de Lewis o electrón- punto: Son una forma útil
de mostrar los e- de valencia.
S Símbolo de
Ej: S: [Ne]3s23p4
!
Lewis
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Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten etratando de alcanzar configuración electrónica de gas
noble (ocho e- de valencia a excepción del He): REGLA
DEL OCTETO.
Ing. Virginia Estebané
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Iones y compuestos iónicos
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El núcleo de un átomo no cambia en los procesos
químicos ordinarios.
Los átomos puede adquirir o perder electrones
fácilmente, formando así particulas llamadas iones.
Si un átomo (s) pierde e- se forma un ion positivo
“catión”. Ej: Na+, NH4+
Si un átomo (s) gana e- se forma un ion negativo
“anión”. Ej: Cl−, SO42−
Las propiedades químicas de los iones son muy
diferentes de las de los átomos originales
Ing. Virginia Estebané
4
Esquema de la formación del ion
Na+ a partir de un átomo de Na.
Atomo de sodio, Na
11p+
11p+
11e-
Ion sodio, Na+
Pérdida de
+
11p
11p+
10e-
Un electrón
Carga neta (Na): +11 -11= 0
Carga neta (Na+): +11-10=+1
En general, los atomos metálicos tienden a perder
electrones
Ing. Virginia Estebané
5
Esquema de la formación del ion Cla partir de un átomo de Cl.
Ion Cl-
Atomo de Cl
17p+
17p+
17e-
Ganancia de
+
17p
11p+
18e-
Un electrón
Carga neta Cl: +17 -17=0
Carga neta Cl- = +17- 18= -1
En general, los átomos no metálicos tienden a ganar
electrones
Ing. Virginia Estebané
6
Predicción de cargas iónicas
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!
Muchos átomos ganan o pierden electrones
con el fin de quedar con el mismo número
de electrones que el gas noble más cercano
a ellos en la tabla periódica.
El número de electrones que un átomo
pierde, se encuenta relacionado con su
posición en la tabla periódica.
Ing. Virginia Estebané
7
Predicción de cargas iónicas
(continuación)
La tabla periódica es útil para recordar las cargas
de los iones, sobre todo en los siguientes
grupos:
GRUPO
CARGA
1A
1+
2A
2+
7A
16A
2Los demás grupos no se prestan a regla tan sencilla
Ing. Virginia Estebané
8
Compuestos iónicos
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La actividad química implica la transferencia de
electrones entre sustancias. Ej. Para formar NaCl
(neutro)
Na → Na+ + e- , Cl + e- → Cl- , Na+ + Cl- → NaCl
(cargas opuestas se atraen y por lo tanto se enlazan).
!
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Es un compuesto que contiene iones con carga
positiva y con carga negativa.EJ: NaCl
Los compuestos iónicos generalmente son
combinaciones de metales y no metales.
Ing. Virginia Estebané
9
Compuestos iónicos (continuación)
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Fórmulas ionicas químicas: Los
compuestos iónicos emplean unicamente
fórmulas empíricas (indican el número
relativo de átomos).
La carga positiva total de los cationes de un
compuesto es igual a la carga negativa total
de los aniones. Los compuestos ionicos son neutros
Ing. Virginia Estebané
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Estructura cristalina del NaCl
Ing. Virginia Estebané
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Enlace iónico
Enlace Iónico o electrovalente:Es la transferencia de uno o
más e- de un átomo o grupo de átomos a otro.
! Se produce con mayor facilidad el enlace, cuando un
elemento con baja I1 se une a otro de mayor afinidad
electrónica, o sea, generalmente es el resultado de
interacción entre metales y no metales.
Los iones formados
+
Na + [ xCl ]
Ej:
Na x + Cl
al tener carga
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opuesta se atraen
La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de
Na al átomo de Cl
!
La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables, es
la atracción entre iones con diferente carga, lográndose que formen
una matriz sólida o red.
12
Configuración electrómica de los iones
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Na
1s22s22p63s1 = [Ne]3s1
Na+
1s22s22p6 = [Ne]
Cl
1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5
Cl- 1s22s22p63s23p6 = [Ne]3s23p6 = [Ar]
Los compuestos iónicos de los metales representativos de los
grupos 1A, 2A y 3A contienen cargas no mayores de 1+, 2+ y 3+,
respectivamente.
Por lo regular los grupos 5A, 6A y 7A contienen aniones 3-, 2- y
1-, respectivamente.
Casi nunca encontraremos compuestos iónicos de los no metales
de grupo 4A (C, Si, y Ge)
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Iones de metales de transición
No es factible para estos iones alcanzar configuración de gas
noble: La mayor parte de los metales de transición tienen más de
3 e- después de su centro de gas noble
! Por ello encontramos cationes con cargas de 1+, 2+ y 3+.
Ej: Los grupos IB(Cu, Ag, Au) a menudo tienen valencia 1+.
! Los metales de transición no forman iones con configuración de
gas noble(excepción a la regla del octeto).
! Al formar iones, los metales de transición pierden primero los e- s
y después los d.
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Ag: [Kr]4d105s1 Ag+:[Kr]4d10
Fe: [Ar]3d64s2
Ing. Virginia Estebané
Fe2+:[Ar]3d6
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Iones Poliatómicos y Tamaño de iones
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Iones Poliatómicos: Es un grupo estable de átomos unidos mediante
enlances covalentes que tienen carga positiva o negativa. Ej:
NH4+
CO32-
El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del número de e- y
de los orbitales en que residen los e- de valencia.
- Formación de un catión: deja espacios vacíos en los orbitales y reduce
las repulsiones electron-electron totales, en consecuencia los cationes
son más pequeños que sus átomos padre.
- Formación de los aniones: cuando se agrega un e- aumentan las
repulsiones electrón-electrón y hace que se extiendan más al espacio,
por lo que, los aniones son más grandes que sus átomos padre.
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Ing. Virginia Estebané
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Tamaño de los iones (continuación)
Variación del Tamaño en un grupo: Para iones con la misma carga, el
tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla
periódica.
! En una serie isoelectrónica (iones con el mismo número de
electrones) el radio del ión disminuye al aumentar la carga nuclear,ya
que los electrones son atraídos fuertemente al núcleo.
Ej.
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Carga nuclear creciente
O2-
F-
Na+
Mg2+
Al3+
1.40Å
1.33Å
0.97Å
0.66Å
0.51Å
Radio iónico decreciente
Ing. Virginia Estebané
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SUSTANCIA IONICA
Son el resultado de fuerzas electrostaticas con
disposición rígida bién definida tridimensional.
! Por lo anterior, las características más
predominantes son:
- Son sustancias sólidas
- Son quebradizas
- Los puntos de fusión altos
- Cristalinas: Superficie planas que forman ángulos
entre sí.
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Ing. Virginia Estebané
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Moléculas y compuestos
moleculares
Primicia: La mayor parte de la materia se
compone de moléculas y iónes, unicamente los
gases nobles se encuentran en la naturaleza
como átomos aislados
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Molécula: Es conjunto de dos o más átomos
estrechamente unidos.
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Ing. Virginia Estebané
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Moléculas y fórmulas químicas
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Muchos elementos se encuentran en la naturaleza
en forma molecular. Ejemplo de moléculas diatómicas:
Hidrógeno, oxígeno nitrógeno, y los halógenos
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Fórmula molecular: Ejemplo CO2
- Símbolos = tipo de átomos ( carbono y oxígeno)
- Subíndice=número real de cada átomo en la molécula (1, 2)
!
Compuestos moléculares: formados por moléculas que
contienen más de un tipo de atómos. La mayor parte de las
sustancias moleculares contienen sólo no metales.
Ing. Virginia Estebané
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Enlaces covalentes
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Consiste en un un par de e- compartidos entre 2 átomos Ej:
H
+
H
H
H
Cl
+
Cl
Cl Cl
H
Cl
H = H2
Cl = Cl2
Ambos átomos (de la molécula del H2 y Cl2)tienen configuración
electrónica de gas noble al compartir los e- entre ambos átomos.
El enlace covalente puede ser:
1. sencillo: cuando se comparte un e- de c/átomo.
2.- Doble: cuando se comparten dos e- de c/átomo.
3.- Triple: cuando se comparten tres e- de c/átomo.
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Enlaces covalentes
x
F F
xxx
x x
O O
N N
!
x
x
x
x
x
x
ó
x
F-F
x
x
Sencillo
x x
O=O
xx
x
x
N= N
x x
Doble
Triple
Por regla general, la distancia entre átomos
disminuye al aumentar el # de e- compartidos
Ej: N-N
N= N
N= N
1.47 Å
1.24 Å
1.10 Å
21
Polaridad de los enlaces covalentes
Los pares de e- que se comparten entre 2 átomos distintos, no se
compaten equitativamente
! El término POLARIDAD es útil para describir la proporción en que
los e- se comparten.
! Los enlaces covalentes pueden ser:
- Enlace covalente no polar o enlace covalente puro:- Los e- se
comparten equitativamente entre dos átomos (moléculas diatómicas).
- Enlace covalente polar.- Uno de los átomos ejerce una atracción mayor
sobre los e- que el otro, produciendo un dipolo (δ).
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Ej:
HF,
H
F
H-F
δ+ δ-
δ= indica que hay carga
parcial
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Ing. Virginia Estebané
Polaridad y electronegatividad
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Se utiliza una cantidad denominada
ELECTRONEGATIVIDAD para estimar la
polaridad del enlace.
Electronegatividad.- Es una medida de la capacidad
de un átomo para atraer e- hacia si mismo en un
enlace. El valor máximo es 4 para el F y el menor
0.7 para el Cs. La escala fue establecida por Linus
Puling (estadounidense).
Un átomo muy electronegativo tienen afinidades
electrónicas muy negativas y una energía de
ionización elevada, por lo que, atraerá e- de otros
átomos y además se resistirá a dejar sus e- ante
atracciones externas
Ing. Virginia Estebané
23
Electronegatividad
Cuando se combinan dos elementos el diferencial entre sus
electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se
presenta entre ellos, asi que:
- El enlace iónico ocurre cuando hay un mayor diferencial de
electronegatividad (no se comparten e-, se transfieren totalmente de
un átomo a otro).
- En el enlace covalente no polar el diferencial de electroneg. es cero, los
e- se comparten equitativamente.
- Los enlaces covalentes polares ocurren entre algún punto de los dos
extremos anteriores. Cuanto mayor sea el diferencial de electroneg.
más polar será el enlace.
! La variación de electronegatividad: En un período aumenta de
izquierda a derecha. En un grupo disminuye de arriba hacia abajo.
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Ing. Virginia Estebané
24
Polaridad de los enlaces y electronegatividad
Aumenta
Aumenta
Cuanto mayor
sea la
dif.electronegatividad más polar
sera el enlace.
Enlace Dif. Electroneg. entre los elementos.
Ionico mayor que 1.9 (metal + no metal)
1.9 valor
escogido
Covalente menor que 1.9 (no metales)
como
“frontera” metálico menor que 1.9 (metales)
F2
HF
LiF
EJ:
4-4=0
4.0-2.1=1.9
4-1 =3.0
covalente no polar
covalente polar
Iónico
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Estructuras de Lewis
Permiten llevar una contabilidad de los e- y son de utilidad
como una primera aproximación para sugerir:
- esquemas de enlace
- número de e- de valencia
- tipo de enlace (simple, doble o triple)
- orden en que los átomos se encuentran conectados
!
!
No sirven para representarformas tridimensionales de las
moléculas y iones poliatómicos.
Ing. Virginia Estebané
26
Formulación de la estructura de
Lewis
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Para escribir esta formulación es necesario conocer: # e- de
enlace compartidos (e- de valencia disponibles) y el # de esin compartir (asociados unicamente con un átomo). Este
concepto se comprende mejor con la siguiente relación:
S= N-A
S= # total de e- compartidos en la molécula o ión
poliatómico
N= # de e- de la capa de valencia que requiere todos los
átomos de la molécula o ión para alcanzar configuración de
gas noble ( N=8, excepto el hidrógeno N=2)
A= # de e- disponible en las capas de valencia de todos los
átomos
Ing. Virginia Estebané
27
Formulación de las Estructuras de
Lewis (continuación)
Secuencia para la formulación:
1.- Escribir el esqueleto para los átomos simétrico (generalmente
en el orden que están unidos). El elemento menos
electronegativo suele ser el central.
Ej: H2SO4
O
H O S O H
O
2.- se calcula N
Ej: N= 8e- x1 (átomo S)+ 8e- x4 (átomos de O )+
2e- x 2 (átomos de H) = 44 e- necesarios
!
Ing. Virginia Estebané
28
Formulación de las Estructuras de
Lewis (continuación)
3.- Se calcula A
Ej: A=1e- x2(átomo H)+ 6e- x1(átomo S)+
6e- x 4(átomos O)= 32 e- disponibles
4.- Se calcula S
Ej: S= 44 - 32 = 12 e- compartidos (6 pares de e-)
5.- Se colocan los e- compartidos (S) en el esqueleto como pares de
e-, usando simples, dobles o triples enlaces en caso de ser
necesario
O
Ej:
H-O-S-O-H
O
Ing. Virginia Estebané
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Formulación de las Estructuras de
Lewis (continuación)
6.-Se colocan los e- adicionales en el esqueleto como pares no
compartidos hasta llenar el octeto en cada elemento (con
excepción del H que sólo puede contener dos).
Ej:
O
H- O - S - O - H
O
7.- Comprobación : Se cuentan todos lo e- (compartidos y sin
compartir) = A
Ing. Virginia Estebané
30
Carga formal
Es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos
los átomos tuvieran la misma electronegatividad
! Es una herramienta para ayudar a escribir correctamente
la estructura de Lewis (la de mayor estabilidad), cuando
se tienen varias alternativas posibles.
! Por regla general, será aquella en la que (1) los átomos
tengan las cargas formales más pequeñas y (2) las cargas
negativas residan en los átomos más electronegativos.
! Para determinar la carga formal (CF) se utiliza:
CF= (# de grupo) - (# de enlaces)+(# e- no compartidos)
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Ing. Virginia Estebané
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Enlaces Metalicos
Los e- de valencia pueden estar viajando en los orbitales de uno o
más atomos vecinos, originado la atracción de su propio nucleo y de
otros cuyos orbitales que haya invadido.
! Propiamente el enlace no es entre átomos, si no entre cationes
metálicos y los que fueron sus e-.
Representación
+ + + +
Esquemática
+ + + +
+ + + +
! Propiedades físicas:
- Conducen electricidad y calor: Los e- se encuentan deslocalizados y con libre
!
movimiento
- Son maleables y ductiles: Cuando se aplica alguna presión externa los cationes
metálicos pueden resbalar uno sobre otros, por el mar de e- que los separa.
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