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. 1
ENLACES INTERATOMICOS o INTRAMOLECULARES Electrovalente o Iónico INTERATÓMICOS Puro Simple Doble Triple Enlaces químicos Covalente Enlace dipolo-dipolo transitorio (Fuerzad e van der Waals) Coordinado o Dativo Covalente Polar INTERMOLECULARES 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. 2
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: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Electrones de valencia = 1 17Cl: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 5 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 1- La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma: [Na] 1+ [: Cl :] 1-3
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: Enlace Covalente Común o Puro Coordinado o Dativo 4
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. Cl 2, 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. 5
Otros ejemplos: Cloruro de Hidrógeno: HCl : Cl.. H Cl H Dióxido de Carbono: CO 2 (dos covalencias dobles) : O : : C : : O : O = C = O Amoníaco: NH 3 (tres covalencias simples) H.. N.. H H N H.. H H Metano: CH 4 (4 covalencias puras simples) H.. H.. C.. H.. H H H C H H 6
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 SO 2 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. 7
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 : F.. F : : Cl Na Covalencia polar Covalencia no polar 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. 8
Resumiendo: DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD Mayor o igual a 2 Menor a 2 ENLACE Iónico Covalente Polar 0 Covalente No Polar 9
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 10