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EL ENLACE QUÍMICO
CONTENIDOS
1.- ¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.
2.- Enlace iónico.
2.1. Energía reticular.
2.2. Ciclo de Born-Haber.
2.3. Estructura cristalina de los compuestos iónicos.
3.- Propiedades de los compuestos iónicos.
4.- El enlace covalente.
4.1. Teoría de Lewis. Representación de Lewis usando la regla del octeto (repaso).
4.2. Resonancia.
4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.
4.4. Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
5.- Teoría del enlace de valencia.
6.- Hibridación.
6.1. Hibridación sp
3
.
6.2. Hibridación sp
2
.
6.3. Hibridación sp.
6.4. Enlaces múltiples (dobles y triples).
7.- Teoría de orbitales moleculares ( ➋ ).
8.- Propiedades de los compuestos covalentes.
9.- Enlaces intermoleculares.
9.1. Fuerzas de Van der Waals.
9.2. Enlace de hidrógeno.
10.- Enlace metálico.
10.1. Modelo de deslocalización electrónica (repaso).
10.2. Teoría de bandas.
11.- Propiedades de los metales.
¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones y
se unen entre sí porque al hacerlo se
llega a una situación de mínima
energía, lo que equivale a decir de
máxima estabilidad. Son los electrones
más externos, los también llamados
electrones de valencia los
responsables de esta unión, al igual
que de la estequiometría y geometría
de las sustancias químicas.
TIPOS DE ENLACES
- Iónico (entre iones).
- Covalente (entre átomos de una misma molécula).
- Intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
Metálico (entre cationes metálicos unidos por e
ENLACE IÓNICO
Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los
captura, resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por
atracciones electrostáticas, formando los iones una red cristalina que se repite en la
tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de
iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo
dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.
Las reacciones de pérdida o ganancia de e
se llaman reacciones de ionización.
Ejemplo de reacciones de ionización:
→ Na
→ O
2–
Reac. global: O + 2 Na → O
2–
. Y la formula del compuesto será: Na
2
O.
EEnneerrggííaa rreettiiccuullaarr eenn llooss ccoommppuueessttooss iióónniiccooss ((UU oo EE r
r
También llamada energía de red. Es la energía desprendida en la formación de
un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.
Ejemplo:
En el caso de la formación de NaCl la U o E
r
corresponde a la reacción:
Na
(g) + Cl
(g) → NaCl (s) ( U < 0)
Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando
la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
Los factores de los que depende la energía reticular (al ser siempre negativa
consideraremos siempre valores absolutos) vienen marcados por la ley de Coulumb y
son:
- A mayor carga de los iones mayor “ U”. Así el CaO (Ca
2+
y O
2–
) tendrá “ U ”
mayor que el NaCl (Na
y Cl
y Cl
) tendrá “ U ”
mayor que el KBr (K
y Br
C
C
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i c
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e B
B
o
o r
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n y
y H
H
a
a b
b e
e r
r
La reacción global de formación de NaCl es:
Na (s) + ½ Cl 2
(g) → NaCl (s) (∆ H f
= –411’1 kJ )
- NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones). Índice de coordinación
para ambos iones es 6.
- CsCl (cúbica para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones = 8
- CaF 2
(cúbica centrada en las caras para el Ca
2+
y tetraédrica para el F
).Índice
de coordinación para el F
= 4 y para el Ca
2+
F
F
a
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r e
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n a
a .
- El tamaño de los iones.
- La estequiometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el
cristal sea neutro.
Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y:
Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.
Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda.
Ejemplo:
Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF 2
NaCl : Cl
-
: 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.
Na
+
: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1).
En total, 3 + 1 = 4.
CsCl : Cl
-
: 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1.
Cs
+
: 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1.
CaF 2
: Ca
2+
: 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.
F
-
: 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8.
Hay por tanto el doble F
que Ca
2+
lo que explica su estequiometría.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
- Puntos de fusión y ebullición
elevados (tanto más cuanto mayor
energía reticular), ya que para
fundirlos es necesario romper la red
cristalina tan estable por la cantidad
de uniones atracciones
electrostáticas entre iones de distinto
signo. Por ello, los compuestos
iónicos son sólidos a temperatura
ambiente.
- Gran dureza por la misma razón, ya
que para rayar un cristal es necesario
Solubilidad de un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
romper su estructura cristalina.
- Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) puesto que
dichos disolventes al presentar cargas son capaces de introducirse en la
estructura cristalina y estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Por la
misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.
- Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones
presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin
embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura
cristalina no conducen la electricidad.
- Fragilidad, pues al golpear
ligeramente el cristal produciendo el
desplazamiento de tan sólo un
átomo, todas las fuerzas que eran
atractivas se convierten en
repulasivas al enfrentarse dos capas
de iones del mismo signo.
ENLACE COVALENTE.
Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos
átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente
va acompañada de un desprendimiento de energía.
Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un
determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es
necesario aportar energía para romper un enlace.
Por ejemplo, para romper 1 mol de H 2
(g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ ,
por lo que E enlace
(H–H) = ∆ H
dis
(H
2
) = + 436 kJ
La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “ distancia de
enlace ”.
TEORÍA DE LEWIS
Se basa en las siguientes hipótesis:
Los átomos para conseguir 8 e
en su última capa comparten tantos electrones
como le falten para completar su capa (regla del octeto).
compartidos forma un enlace.
- Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
E
E
x
x c
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e L
L
e
e w
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i s
s
2
que tienen un número impar de electrones.
o BF 3
con marcado carácter covalente en las cuales el
átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
5
o SF
6
en las que el átomo central puede tener 5 o 6
enlaces (10 o 12 e
). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté
Fragilidad en un cristal iónico
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
presión
Por tanto, los tres enlaces C–O tienen
1
3
de doble enlace, por lo que la distancia
es intermedia Igualmente, los tres átomos de oxígeno participar de
2
3
de carga
negativa. Además de utilizar el símbolo ↔entre las distintas formas resonantes, también
se utiliza una única forma mezcla de todas, en el que aparecen el signo “ ” que indica
enlace intermedio entre sencillo y doble y las fracciones de carga con “ δ”.
Ejercicio A:
Escribir las distintas formas resonantes del ácido nítrico. ⌦⌦⌦⌦
MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS Y GEOMETRÍA
MOLECULAR.
Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de
enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción
de rayos X. La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e
del átomo
central teniendo en cuenta que las parejas de e
se sitúan lo más alejadas posibles.
Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e
sin
compartir podemos clasificar las moléculas en los siguientes grupos:
El átomo central sólo tiene pares de e
de enlace sencillo.
- El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
El átomo central tiene pares de e
sin compartir.
- El átomo central tiene un enlace doble.
E
E
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- –
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o .
Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más alejados posibles para evitar
lo que se pueda la repulsión entre dichas nubes electrónicas.
Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se dirigirán en sentidos
contrarios formando quedando los tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo
de 180º. En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando
ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano. Con cuatro enlaces,
éstos se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro.
Ejemplos:
BeF 2
: El Be tiene 2 pares de e
⇒ Ang. enl. = 180º.
BCl 3
: El B tiene 3 pares de e
⇒ Ang. enl. = 120º.
CH
4
: El C tiene 4 pares de e
⇒ Ang. enl. = 109,4º.
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e .
Como se une únicamente a dos elementos la
geometría es lineal, es decir, el ángulo que forma el átomo central con los dos átomos
a los que está unido es de 180º.
Ejemplos:
C
2
H
2
: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo.
CO
2
: El carbono forma dos dobles enlaces.
EEll ááttoommoo cceennttrraall ttiieennee ppaarreess ddee ee–– ssiinn ccoommppaarrttiirr..
La repulsión de éstos pares de e
sin compartir es mayor que entre pares de e
de
enlace.
Ejemplos:
NH
3
: El N tiene 3 pares de e
compartidos y 1 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 107’3º <
H
2
O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 104’5º <
Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º)
Etino CO 2
CH
4
BCl
3
BF
2
Tetraédrica Triangular Lineal
Ejemplo.
a) Ordene según la polaridad creciente,
basándote en los valores de
electronegatividades de la tabla adjunta, los
enlaces siguientes: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl. b) la polaridad de la molécula de CH 4
¿será igual o distinta de la de CCl 4
a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
b) El CH 4
es globalmente apolar (m = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de
cada enlace (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El
CCl 4
es igualmente apolar por la misma razón; sin embargo los dipolos de los enlaces
están en esta ocasión dirigidos hacia fuera.
Ejercicio C.
Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen número atómico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se
desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en
metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los
demás ordenándolos del más iónico al más covalente. ⌦⌦⌦⌦
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (E.V.)
Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por
solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e
con spines contrarios de orbitales semiocupados formando un único orbital molecular.
Así, 2 átomos de H (1s
1
) tienen cada uno 1 e
desapareado en un orbital “s” y
formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e
Se llama “ covalencia ” al nº de e
desapareados y por tanto al nº de enlaces que
un átomo forma.
Elemento F O Cl N C S H
Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,
Ejemplos de moléculas apolares y polares
r
Σ
r
Σ
r
Σ
μ
r
Σ
r
Σ
r
Σ
r
Σ
EEnnllaaccee ccoovvaalleennttee ssiimmppllee..
Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ”
(sigma).
Puede ser:
- a) Entre dos orbitales “s”
- b) Entre un orbital “s” y uno “p”
- c) Entre dos orbitales “p”.
EEnnllaaccee ccoovvaalleennttee mmúúllttiippllee..
Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.
Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo
solapamiento es lateral “π” (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento “σ” y dos
“π”. Los enlaces “π” más conocidos se producen a partir de orbitales atómicos
“p”.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS.
Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia
de ciertos átomos se formuló la “ teoría de la hibridación ”, que se basa en que los
orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para
formar orbitales híbridos de igual energía entre sí, que se sitúan en el espacio de
manera que la repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un enlace. (Ver
enlace)
Así, por ejemplo, el carbono “C” forma cuatro enlaces en compuestos como el
CH
4
y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e
del
orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de
los 3 orb. 2p).
No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la
hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:
- Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces “σ”.
Orbitales atómicos con parejas de e
sin compartir.
Por el contrario, no se hibridan :
- Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (π).
- Los orbitales atómicos vacíos.
a) b)
c)
Enlace covalente “ σ ” Enlace “ π ”
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES. (O.M.) ➋➋➋➋
Permite explicar todas la moléculas existentes.
Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales moleculares y
considerarlos “combinación lineal de orbitales atómicos” (C.L.O.A.):
- Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas
espaciales.
- La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de
los que proceden y por tanto, serían más estables (orbitales enlazantes).
- La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que
proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes).
Se denomina “orden de enlace” (O.E.) a:
nº e (OM enlazantes) nº e (OM antienlazantes)
O.E.=
− −
El O.E. puede ser fraccionario si combinan orbitales apareados y desapareados.
Ejemplo
Hacer un esquema energético de los orbitales moleculares de las moléculas de N 2
y NO.
Orbitales atómicos Orb. Híbridos Ejemplos
Orb. s Orbitales p Orb. sp
3
H
2
O
Orb. s Orbitales p Orb. sp
2
C
2
H
4
Orb. s Orb. p Orb. sp BeF
2
O.A. (N) O.M. (N O.A. (N)
2
Molécula de N
2
O.A. (O) O.M. (NO) O.A. (N)
Molécula de NO
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
SSóólliiddooss ccoovvaalleenntteess::
Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo
considerar éste como una molécula gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este
enlace los sólidos covalentes tienen:
- Gran dureza.
- Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a temperatura
ambiente.
- Son insolubles en todo tipo de disolvente.
- Son malos conductores pues no tienen electrones libres.
Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructura
por capas le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e
a un
macroenlace muy deslocalizado es también conductor.
Estructura del diamante Estructura del cuarzo Estructura del grafito
Imágenes cedidas por © GRUPO ANAYA S.A.. Química 2º Bachillerato.
ENLACE METÁLICO.
Es el que forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.
Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su
última capa y no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no
adquieren la estructura de gas noble. Forman, pues un
enlace metálico, en el que consiguen la estabilidad,
compartiendo los electrones de valencia de manera
colectiva, formando una nube electrónica que rodea a todo
el conjunto de iones positivos, empaquetados
ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto
índice de coordinación.
Existen dos modelos que lo explican:
MMooddeelloo ddeell mmaarr ddee eelleeccttrroonneess::
Cada átomo de metal aporta sus e
de valencia a una
especie de fondo común con lo que se produce una deslocalización de los mismos. La
estructura del metal podría considerarse como cationes formando los nodos de la
estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión
entre los mismos.
MMooddeelloo ddee bbaannddaass::
Se basa en la teoría de orbitales moleculares
por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos
orbitales moleculares como orbitales atómicos había.
Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de
igual energía se formarán dos bandas formadas por
orbitales moleculares de muy parecida energía, una
de menor energía formada por los orbitales
moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra
de mayor energía por los antienlazantes (banda de
conducción). El modelo de bandas viene respaldado
por los espectros de emisión. Las líneas en los
espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en
el caso de metales en estado sólido.
En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones
saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde
circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de
energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a
las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad.
Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.
Modelo de Mar de electrones
Banda de
conducción
Banda de
valencia
∆E
conductor semiconductor aislante
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.
- Son dúctiles y maleables debido a
que no existen enlaces con una
dirección determinada. Si se
distorsiona la estructura los e
vuelven a estabilizarla
interponiéndose entre los cationes.
- Son buenos conductores debido a la
deslocalización de los e
el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción
está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e
de forma que con
una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de
conducción libre.
- Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las
vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.
- Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la
estructura de la red. La mayoría son sólidos.
- Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy
próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de
cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).
Ejemplo.
La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el
sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es
suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer
si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.
a) Sí.
b) Sí, pues indica si se trata de metal, no-metal o gas noble.
c) No es suficiente, aunque sí puede dar pistas: si se trata de un metal, muy
probablemente será sólido y si tiene la última capa completa será gas (noble); más
difícil es en el caso de los no-metales que pueden estar en los tres estados.
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no
será molecular. Igualmente, los gases nobles (p
6
) se encuentran como átomo aislados.
Son moleculares los elementos no metálicos (p
2
5
), aunque con algunas excepción
como los que terminan en 5 p
2
y 6 p
2
que son metálicos, y por tanto, no forman
moléculas.
Maleabilidad de un metal.
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
presión
