ENLACE QUÍMICO
1
En esta presentación se incluye
material didáctico elaborado por:
Dra. Paola Gómez-Tagle
Dra. Erika Martin Arrieta
Dr. Laura Ma. Gasque Silva
2
Para entender el enlace químico
es importante conocer y
entender las propiedades de las
sustancias primero…
3
¿Podemos clasificar a las
sustancias?
4
LAS SUSTANCIAS
QUÍMICAS
5
Por estado de agregación
Estado de agregación
sólidos
líquidos
gases
6
Problemas....
• ¿A qué temperatura?
– Temperatura “ambiente”
Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC
• ¿A qué presión?
– 1-penteno: líquido
(excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en
Bogotá, en Toluca, en Guanajuato....
• ¿ En qué tiempo?
– Puré de papas, mermelada, vidrio=mito
7
Mejor revisemos de nuevo
8
Sólidos de “alto” punto de fusión
9
Grafito....
Punto de fusión (P. f. )  4000 °C ...
10
Diamante.....
P. f  4000 °C (Cotton dice que es el mayor conocido)
11
Ca5(PO4)3(OH)
P. f. = 1600 °C
Hidroxiapatita
12
Hierro
P. f. = 1528 °C
13
Sal común
P. f. = 801 °C
14
Alto punto de fusión
• Cuando las entidades
que los forman atraen
a sus vecinos
cercanos de manera
fuerte y homogénea,
nos encontramos
frente a interacciones
multidireccionales,
donde las uniones se
dan en varias
direcciones.
• REDES
15
Sólidos de bajo punto de fusión
16
Azufre
P. f.  120 °C
17
Sólidos de bajo punto de fusión
• Aquí las interacciones se
dan con intensidad, pero
sólo entre algunos átomos
vecinos y son débiles con
los otros. A esto se le llama
interacciones de dirección
selectiva, ya que sólo en
algunas direcciones que se
da una interacción fuerte.
• MOLÉCULAS
18
Moléculas
• En las interacciones de dirección selectiva, hay
átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos
(con lo que se forman moléculas),
• pero la interacción entre moléculas es relativamente
débil.
• En este caso, para pasar al estado líquido lo que se
requiere es romper las interacciones débiles entre
moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.
19
Fósforo
• Blanco, pf = 44°C
• Rojo, pf = 590°C
• Negro pf = 610°C
20
Gases, líquidos o sólidos de bajo
punto de fusión
• Si una sustancia está formada por moléculas
será explicable que exista como un gas, como
un líquido o como un sólido con temperatura
de fusión reducida.
21
En resumen
• Sólidos de alto punto
de fusión
• Bajo punto de fusión
(sólido, líquidos o
gases)
• Interacciones
multidireccionales:
• Interacciones de
direccionalidad
selectiva.
REDES
MOLÉCULAS
22
¿Conductividad?
• En estado sólido
• Fundidos
• En disolución
23
Conductividad en disolución
24
¿Y la cristalinidad...?
25
¿Y la solubilidad...?
26
Clasificación de las sustancias
Sólidos de alto
punto de fusión
A zufre , d iam an te,
H ie rro , fen o l, g lu cosa , sa l, hid roxia pa tita,
H ie rro, d iam a n te
sa l, h id roxia pa tita
Conduce* en sólido
m e tal
fe n ol, glu cosa , a zufre,
No conducen* en sólido
h ie rro
Conduce* fundido
Sólidos de bajo
punto de fusión
d ia m a n te , sa l, hid roxia pa tita
Conduce* fundido
sa l, h id roxia pa tita
Conduce* en disolución
re d d e ion es
* Conducción de la electricidad
su stan cia m o lecu lar
No conducen* fundido
d iam an te
No conducen* en disolución
re d cova len te
27
Redes metálicas
Zinc
Hierro
Cobre
28
C-trigonal en ambas estructuras
Redes covalentes
C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red
a-grafito
ABAB
dC-C= 141.5 pm vs 154 (C-C en moléculas)
d entre capas= 335.4 pm
dC-C= 154.45 pm vs 141.5 pm en grafito
Diamante
b-grafito
ABCABC
29
Redes covalentes
El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS)
Diamante-Lonsdaleita
30
Redes covalentes
SiO2
b-cristobalita
31
Sólidos moleculares
O
N
H
H
Cinamida
I2
sólido
I2
Br2
Cl2
F2
T. F. ºC
114
-7
-101
- 220
Proteína
32
Sólidos moleculares
Otro alótropo de carbono pero forma un
SÓLIDO MOLECULAR
Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos
C60
Estructura: cúbica
centrada en las caras
¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?
33
ENLACE QUÍMICO
34
Enlace iónico
• Un enlace iónico es el enlace químico que se
forma por la atracción electrostática neta que
existe entre un conjunto de aniones y cationes
35
Enlace metálico
• Los metales pueden concebirse como un
conjunto de iones positivos que se encuentran
ordenadamente colocados dentro de un mar
de electrones libres.
36
Enlace covalente
• Cuando se comparten electrones entre un par
de dos átomos se forma entre ellos un enlace
covalente que da origen a una molécula, en
este caso diatómica, como el H2, el CO, el Cl2,
el HCl.
(nótese que todos son gases)
37
Enlace covalente polar
• En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con
más fuerza a los electrones que el hidrógeno, pero
los electrones se comparten entre los dos átomos,
no se han cedido de uno a otro como en el caso de
un enlace iónico:
Decimos que el cloro es más electronegativo
38
¿y eso....cómo se sabe...?
39
Electronegatividad
• Definición de Pauling:
Es la capacidad de un átomo en un enlace
para atraer electrones hacia sí mismo
40
Comportamiento periódico
• Ojo con la “tendencia general”
41
Predicción del tipo de enlace
•  = 0 enlace covalente no polar
• ? <  < 0 enlace covalente polar
•
 > ?? enlace iónico
42
¿Tipo de enlace...?
CsF
NaCl
LiBr
HF
BF3
 =
 =
 =
 =
 =
4.0 – 0.7 = 3.3
3.0 – 0.9 = 2.1
2.8 –1.0 = 1.8
4.0 –2.1 = 1.9
4.0 –2.0 = 2.0
43
Óxidos
•
•
•
•
Na2O  = 2.4
CaO  = 2.5
FeO  = 1.7
Al2O3  = 2.0
• CO2  = 1.0
• NO2  = 0.5
• SO3  = 1.0
44
Ejercicio #6
Falso (F) o verdadero (V)
1. Los compuestos covalentes pueden formar sólidos
cristalinos.
2. Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente, son
covalentes
3. El gas BF3 es iónico porque la diferencia de
electronegatividades entre el B y el F es de 2.
4. Todo compuesto iónico se disuelve en agua y conduce la
corriente
5. Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico
45
Otra manera de saberlo es…
46
47
48
IÓNICO
Triángulo del enlace
N aC l
N a 2S
M gC l 2
N a 3P
A lC l 3
N a 4S i
S iC l 4
N a 3A l
P C l5
N a 2M g
METÁLICO
S C l6
Na
C l2
Mg
Al
Si
P4
S8
COVALENTE
49
50
Enlace covalente vs enlace iónico
51
Enlace
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas.
Su configuración electrónica es muy estable y
contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
e- de valencia
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
8
8
8
8
8
La idea de enlace covalente fue sugerida
en 1916 por G. N. Lewis:
G. N. Lewis
Los átomos pueden adquirir estructura de gas
noble compartiendo electrones para formar
un enlace de pares de electrones.
52
Enlace
En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que
se encuentran alojados en la última capa).
Ejemplo: El enlace en la molécula de agua
Ej.: El enlace en la molécula de agua
53
Estructuras de Lewis
Los electrones de valencia son los últimos electrones de un
orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces
químicos.
Grupo
e- configuración
# de valencia
1A
ns1
1
2A
ns2
2
3A
ns2np1
3
4A
ns2np2
4
5A
ns2np3
5
6A
ns2np4
6
7A
ns2np5
7
54
Estructuras de Lewis
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:
Xv
v
55
Estructuras de Lewis
Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar la
última capa con 8e- (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
56
Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. 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.
2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos
mediante enlaces sencillos.
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
1) C: 1s22s2p2  4eH:
2)
1s1 
1e-
H
H
C
H
x4=
4e-
8e-
Ejemplo 2: H2CO
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x2= 2eO: 1s22s2p4  6eH
2)
H
3)
C
H
e- de v.
12e-
H
O
libres: 12-6= 6
H
C
O
H
4)
H
C
O
57
Estructuras de Lewis
Ejemplo 4: SO2
Ejemplo 3: SiO4-4
1) Si: 3s2p2  4eO: 2s2p4  6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg. (4e-)
2)
4-
O
O
Si
32 e-
1) S: 3s2p4  6eO: 2s2p4  6e-x2 = 12
2)
S
O
O
3) e- de v. libres: 18-4= 14
O
O
S
3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)
4-
O
O
Si
18 e-
O
O
4)
O
O
58
Excepciones a la regla el octeto
Octeto incompleto, átomos de los grupos 2 y 3 (familias IIA y IIIA)
BeH2
BF3
B – 3e3F – 3x7e24e-
Be – 2e2H – 2x1e4e-
F
B
H
F
Be
H
3 enlaces simples (3x2) = 6
9 pares de iones (9x2) = 18
Total = 24
F
59
9.9
Excepciones de la regla del octeto
Estructuras con electrones impares
NO
N – 5eO – 6e11e-
N
O
El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2,
elementos que pertenecen a los periodos 3, 4, 5, 6 ó mayores)
SF6
S – 6e6F – 42e48e-
F
F
F
S
F
F
F
6 enlaces simples (6x2) = 12
18 Pares de iones (18x2) = 36
Total = 48
60
9.9
Una estructura resonante ocurre cuando dos o más
estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser
representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis.
O
O
+
-
-
O
O
+
O
O
¿Cuáles son las estructuras de resonancia
para el ion (CO32-)?
-
O
C
O
O
-
O
C
O
O
-
-
-
O
C
O
O
-
61
9.8
Carga formal
De las estructuras posibles, aquella cuya carga formal sea
menor, es la más razonable.
Carga formal= (# de e- de valencia) – ½(# de e- compartidos) – (# de e- no compartidos)
Ejercicios de estructuras de Lewis, carga formal y estructuras
resonantes:
http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/121/js/lewis/
Hacer 10 de las moléculas que se tienen en opciones
http://www.100ciaquimica.net/oq/cuestiones/coq011.htm
63
Teoría de repulsión de pares
electrónicos de la capa de
valencia (TRPECV)
Gillespie R. J. y Nyholm R. S.
AXnEm
A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios
Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos +
pares solitarios
PT=PC+E
64
Disposición y geometría de las moléculas
P ares
T otales
D isp osición
PC
E
G eom etría
M olécu
la
E jem p lo
2
L IN E A L
2
0
L IN E A L
AX2
B eC l 2 ,,C O 2
3
T R IG O N A L
3
0
T R IG O N A L
AX3
B C l3 , N O 3
2
1
ANGULAR
A X 2E
S n C l 2 ,N O 2
-
4
0
T E T R A É D R IC A
AX4
C H 4 , C lO 4
-
3
1
P IR A M ID A L
A X 3E
N H 3, H 3O
2
2
ANGULAR
A X 2E 2
H 2 O , C lO 2
5
0
B IP IR Á M ID E
T R IG O N A L
AX5
P C l5
4
1
P IR A M ID A L
A X 4E
SF4
3
2
En T
A X 3E 2
C lF 3
-
4
5
6
T E T R A É D R IC A
B IP IR Á M ID E
T R IG O N A L
O C T A É D R IC A
-
+
-
2
3
L IN E A L
A X 2E 3
I 3 , X eF 2
6
0
O C T A É D R IC A
AX6
S F 6 , P C l6
5
1
P IR Á M ID E
CUADRADA
A X 5E
X eO F 4
4
2
CUADRADA
A X 4E 2
IC l 4 , X eF 4
3
3
P IR A M ID A L
A X 3E 3
2
4
L IN E A L
A X 2E 4
-
-
65
Reglas de repulsión entre
pares electrónicos
Distorsiones entre ángulos y distancias
Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC
interacciones entre pares con ángulos  120o no son importantes
H
N
O
H
H
H
104.5o
C
H
H
H
107.3o
H
H
109.4o
66
Reglas de repulsión entre
pares electrónicos
Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es más
electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye
H
104.5
O
>
O
H
o
F
F
H
H
N
>
N
F
F
F
H
103.3
O
Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si
uno de los enlaces es múltiples, por lo
tanto el ángulo en este caso aumenta
1 0 7 .3
O
102
O
S
F
O
F
10 6 .8
O
9 2 .3
O
67
Ejercicio #8
ClF3
PT= 5
Disposición de bipirámide trigonal
Geometría??
Cl
F
F
F
Cl
F
Cl
F
Cl
F
F
F
En T
P iram id al
T rig on al
Tabla de interacciones
Repulsiones En T
PS-PS
PS-PC
PC-PC
F
0
4
2
Trigonal
Piramidal
0
6
0
1
3
2
68
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Enlace_Quimico