Clases de Enlaces Químicos by Pedro Soto

UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FACULTAD DE PROGRAMA ACADEMICO:__________________________________________________ TALLER N°______ PROFESOR: PEDRO MANUEL SOTO GUERRERO

CODIGO:04126

NOMBRE DEL ESTUDIANTE:__________________________________________________

CLASES DE ENLACES QUIMICOS COMPETENCIAS     

Determina y representa gráficamente las diferentes clases de enlaces químicos. Establece la relación que existe entre reacción química, enlace químico y configuración electrónica. Representa gráficamente las diversas clases de enlaces químicos que existen. Desarrolla su curiosidad científica. Elabora modelos de enlaces a partir de conceptos.

INTRODUCCION Se denomina ENLACE QUIMICO la fuerza que mantiene unidos los átomos en una combinación química. Los electrones en su continuo movimiento son los responsables de todas las uniones de naturaleza electromagnética, entre los átomos de una molécula. Pero son los electrones del nivel exterior los que realmente intervienen en las reacciones químicas, y por tanto en la formación de enlaces (electrones de valencia). La estructura electrónica de los gases nobles ayuda a entender cómo se unen los átomos de los demás elementos para formar moléculas. Se cree que al combinarse los átomos de la mayoría de los elementos se logra una estabilidad electrónica comparable a la de los gases nobles, lo cual puede lograrse: a. Por transferencia de electrones. b. Por compartimiento de electrones. Los átomos se unen para formar compuestos cuyas características químicas son definidas con mayor estabilidad energética que los átomos que los forman. Cuando se unen átomos distintos, el número que participa en cada una de las combinaciones es diferente. El ácido bromhídrico se obtiene de la combinación de un átomo de bromo con uno de hidrógeno. Esto se debe a que el bromo y el oxígeno poseen una capacidad de combinación distinta frente al hidrógeno. A esta capacidad de combinarse se le denomina VALENCIA (1 para el bromo y 2 para el oxígeno). Linnus Pauling, Premio Nóbel de Química en 1954 dice: “existe un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que hay entre ellos son tales que conducen a la formación de un agregado con estabilidad suficiente para que pueda el químico considerarlo como una especie molecular independiente”.

ENLACE IONICO Na

Na+ + e -

1S2 2S2 2P6 3S1 átomo de sodio

1S2 2S2 2P6 ion sodio

+ e-

1S22S22P63S23P5 átomo de cloro

Cl 1S22S22P63S23P6 ion cloruro

Na+ + Cl

Na + Cl

Ion sodio

ion cloruro

Los iones formados al tener carga opuesta, se establece una ATRACCION ELECTROSTATICA.

Na+ + Cl

Na+ Cl

Ion sodio

Cloruro de Sodio

Ion cloruro

–

De esta forma un enlace iónico es la fuerza de atracción que mantiene unidos dos iones de carga opuesta. Estos iones como se ilustra en las gráficas, son el resultado de la transferencia de electrones de un átomo a otro. Explique qué sucede ahora entre átomos de Ca y F. Existe una buena probabilidad de formación de enlace iónico entre un metal y un no metal. Particularmente se puede afirmar que los elementos de los grupos IA y IIA forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VIA y VIIA. En los iones metálicos la carga del ion es igual al número del grupo. En los iones no metálicos la carga del ion es igual al número del grupo menos 8. GRUPO I

II VI

VII

ELEMENTO Li Litio Na Sodio K Potasio Mg Magnesio Ca Calcio Ba Bario O Oxígeno S Azufre F Fluor Cl Cloro Br Bromo I Iodo

ION Li+ Ion Litio Na+ Ion Sodio K+ Ion Potasio Mg+2 Ion Magnesio Ca +2 Ion Calcio Ba +2 Ion Bario O 2- Ion Oxido S 2- Ion Sulfuro F - Ion Fluoruro Cl - Ion Cloruro Br - Ion Bromuro I - Ion Yoduro

COMPUESTOS IONICOS Son aquellos constituidos por iones. Se caracterizan por: tener altos puntos de fusión (fuertes fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos entre sí), son generalmente sólidos, solubles en agua, fundidos o en solución acuosa se hacen conductores de la electricidad a causa de la separación de sus iones, forman cristales de forma bien definida. Ejemplo de compuestos iónicos binarios:

Al2O3, KBr, MgCl2, Cr2O3, CaS, NaCl.

IONES POLIATOMICOS Son los iones formados por dos o más átomos. Se denominan también IONES COMPLEJOS. En este tipo de iones, la carga pertenece al conjunto de átomos, y no a uno de ellos en particular. El ion se escribe entre paréntesis y la carga por fuera. Ejemplos:

NH4+ = ion amonio H3O+ = ion hidronio NO3 - = ion nitrato

SO4 - 2 = ion sulfato CO3 – 2 = ion carbonato PO4 – 3 = ion fosfato

Para escribir las fórmulas de los compuestos en que intervienen iones poliatómicos, aplicamos la siguiente regla que también se aplica para los compuestos binarios:

Na+(NO3) - = NaNO3 Ca +2(PO4) – 3 = Ca3(PO4)2

Nitrato de sodio

Fosfato de calcio

EJERCICIO Nombre los siguientes compuestos en que intervienen iones poliatómicos:

MgSO4, NH4Cl, (NH4)2SO4.

K2SO4, Mg2(CO3)2,

ENLACE COVALENTE Es aquel que se verifica por compartimiento de electrones. Se representa por una línea pequeña o guión entre los átomos que forman el enlace.

Átomo de fluor

átomo de fluor

F F

molécula de fluor

(F2)

Cl + Cl

Cl Cl o

Átomo de cloro

molécula de cloro

F–F Cl – Cl

(Cl2)

átomo de cloro

El enlace covalente no siempre se establece entre átomos iguales. También ocurre entre átomos diferentes, pero que tengan atracción similar por los electrones. Esta situación se presenta frecuentemente entre No Metales.

H + Cl

H Cl

Br + Cl

Br Cl

H – Cl

Un átomo puede formar tantos enlaces covalentes, como electrones desapareados tenga.

Por consiguiente el F, puede formar un enlace covalente, el O, dos enlaces covalentes, el N, tres enlaces covalentes y el C, cuatro enlaces covalentes. EJERCICIOS 1. De acuerdo con la regla del octeto, escribir las fórmulas electrónicas y estructurales de: a. H F b. CH4 c. H2S 2. Dibujar la estructura de Lewis (estructura electrón – punto), para los compuestos covalentes: a. Dibromoetano (CH2BrCH2Br) b. Amoníaco (NH3) 3. Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a la molécula de: a. BeCl2 b. BeCl3 4. Covalencia es el número de enlaces covalentes formados por un átomo. Encontrar la covalencia de los átomos que forman las moléculas de: a. Amoniaco (NH3). b. Tricloruro de fósforo (PCl3) c. Tetracloruro de silicio (SiCl4) d. Acido sulfhídrico (H2S)

ENLACE COVALENTE COORDINADO Los enlaces covalentes pueden formarse también si un átomo contribuye con dos electrones, es decir cuando el par de electrones compartidos pertenece a uno sólo de los átomos, este tipo de enlace se llama ENLACE COVALENTE COORDINADO (Semipolar o Dativo). El átomo que contribuye con el par de electrones recibe el nombre de DONADOR, y el que los toma recibe el nombre de ACEPTOR. Veamos la reacción entre el trifluoruro de boro y el amoníaco

F F-

B +: N–H F

F- B : N – H F

El átomo de NH3 proporciona los dos electrones del enlace y es, por tanto, el átomo donador; el átomo del BF3 no aporta electrones al enlace y es el átomo aceptor. Como el átomo donador pierde parte de su carga negativa por el desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo aceptor, el donador queda ligeramente positivo y el aceptor ligeramente negativo, de manera que las moléculas se pueden representar así:

F3B

- NH3 +

El enlace covalente coordinado se representa usualmente por una pequeña flecha que apunta al átomo que recibe los electrones. EJERCICIO Represente el enlace covalente coordinado en los siguientes compuestos: a. Acido cloroso (HClO2) b. Acido clórico ( HClO3) c. Acido perclórico (HClO4) + d. Ion amonio ( NH4 ) + e. Ion hidronio (H3O ) POLARIDAD DE ENLACES El par de electrones en el enlace covalente se comparte de igual forma en moléculas biatómicas homonucleares como H : H o Cl : Cl. En moléculas biatómicas heteronucleares como H : Cl, el átomo más electronegativo, Cl, atrae con más fuerza el par compartido de electrones y desarrolla sobre sí una carga fraccionaria negativa; el otro átomo ( H ) adquiere una carga fraccionaria positiva. + Estas cargas fraccionarias se designan con los símbolos ∫ y ∫ . Así por ejemplo, el HCl se representa como:

H∫+ - Cl∫-

Se dice entonces que estos enlaces covalentes son POLARES, para diferenciarlos de los enlaces H – H o Cl – Cl que son covalentes NO POLARES. Podemos decir en forma aproximada, que para dos átomos enlazados, una diferencia de electronegatividad mayor de 1,7 genera un enlace iónico; una diferencia menor de 1,7 resulta en un enlace covalente polar y si no hay diferencia, en un enlace covalente no polar.

CONCLUSION Un enlace covalente en el que los electrones son igualmente atraídos por los dos átomos (coinciden los centros de carga positiva y negativa) se denomina enlace APOLAR o NO POLAR. Ejemplo:

H2, I2, Cl2, Br2, N2 y O2.

Un enlace covalente en el que se presenta una desigualdad en la atracción por los electrones con la consiguiente formación de polos opuestos, se dice que es un enlace polar. Las cargas parciales se indican por la letra griega ∫ (delta) y el signo correspondiente. No se utiliza el simple signo, ya que éste representa cargas totales, como son las que tienen los iones originadas por pérdida o ganancia total de electrones.

EJERCICIOS 1. Indicar si los siguientes enlaces son iónicos o covalentes: N – H, Ca – F, Br – Cl, O – P y Cr – O. 2. Indicar cuál de la siguiente lista corresponde al enlace más polar: Hg – I, P – Cl, Si – F, Mg – N. 3. Escribe para cada enlace si es covalente polar, covalente no polar o iónico: C – P, H – S, P – O, Ba – N, O – H, I – I, Li – F, C – S.