Ii Clase.-fmh

Mg. Helda C. Del Castillo C. Química Biológica 2007

• 2.. Enlace químico .Enlace iónico. Enlace covalente : tipos y características. Enlace metálico. Enlaces .intermoleculares fuerzas ion-dipolo , dipolo-dipolo, fuerzas de London. Puente de Hidrógeno.Características

(Buckyball pag.408Chang)

Además de poseer masa y ocupar un lugar en el espacio, la materia tiene una naturaleza electrica. Esta se manifiesta de dos formas diferentes (positiva y negativa) asociadas a las partículas elementales que constituyen el átomo

Gracias a esta naturaleza electrica los diferentes átomos pueden interactuar entre si formando estructuras más complejas que a su vez se agrupan en otras nuevas originandose, de este modo, la enorme diversidad que presenta el universo tal y como lo conocemos. Cuando dos átomos se aproximan comienzan a darse entre ellos una serie de fuerzas de atracción entre el núcleo de uno, y los electrones del otro átomo. Logicamente, hay tambien fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y entre las dos cortezas electrónicas.

¿Por qué se combinan 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.

Clases de compuestos: moleculares y iónicos • Molécula: partícula eléctricamente neutra formada por dos o más núcleos atómicos rodeados por un enjambre de electrones • Compuesto molecular: sustancias cuyas partículas más pequeñas son moléculas con núcleos de diferentes elementos

Enlace químico • Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. • Son de tipo eléctrico. • Al formarse un enlace se desprende energía. • La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad. • Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separado.

Estabilidad en un átomo. • Generalmente, los átomos buscan su máxima estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6). • El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). • Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

Tipos de enlaces • •

1.-Iónico: unen iones entre sí. 2.-Atómicos: unen átomos neutros entre sí. –Covalente:

•

Covalente no polar.

•

Covalente polar

•

Covalente coordinado

• • • • •

o

dativo

–Metálico

3.-Intermolecular: unen unas moléculas a otras. 1.-Fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo Ion - Dipolo . Fuerzas de dispersión de London

2.- Puente de Hidrógeno

Y todo ello porque las cargas de diferente signo establecen entre ellas fuerzas de atracción y las del mismo de repulsión...

Enlace iónico • Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. • Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

ION: átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente.

.  Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de

partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones  Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.

Enlace iónico • Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que los captura • Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes iónicas cristalinas. • Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización:

Na – 1 e– → Na+ O + 2e– → O2– Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+ • Formula del compuesto (empírica): Na2O • Ejemplo:

El enlace iónico Li + F 1s22s11s22s22p5

Li

+

F -

1s2 1s22s22p6 [He] [Ne]

-

e + Li+ +

Li

Li+ + e-

F

F -

F -

Li+ F -

9.2

• Muchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso vivo, pero desempeñan papeles centrales. • El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales.

K+ (catión) Cl– (anión)

Propiedades de los compuestos iónicos • • • • • •

Duros. Punto de fusión y ebullición altos. Sólo solubles en disolventes polares. Conductores en estado disuelto o fundido. Frágiles. Se produce entre elementos de muy diferente electronegatividad. • El enlace se establece por atracción electrostática entre iones de signo opuesto • Forma Redes cristalinas infinitas: sólidos iónicos

Solubilidad de iones en disolventes polares

Fragilidad

Importancia de los iones en el organismo vivo Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso.

Na K

+

+

Impulso nervioso

• En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga negativa. Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de la membrana y el interior celular. Esta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+)

• La bomba de Na+/K+ gasta ATP. Expulsa tres iones de sodio que se encontraban en el interior de la neurona e introduce dos iones de potasio que se encontraban en el exterior. Los iones sodio no pueden volver a entrar en la neurona, debido a que la membrana es impermeable al sodio.

• Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.

• El ion magnesio (Mg+2) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

Ejemplo: Escribir las reacciones de ionización • • •

• • •

y deducir la fórmula del compuesto iónico formado por oxígeno y aluminio. Las reacciones de ionización serán: (1) Al – 3 e– → Al3+ (2) O + 2 e– → O2– Como el número de electrones no coincide, para hacerlos coincidir se multiplica la reacción (1) ·2 y la (2) · 3. 2 ·(1) 2 Al – 6 e– → 2 Al3+ 3 ·(2) 3 O + 6 e– → 3 O2– Sumando: 2 Al + 3 O → 2 Al3++ 3 O2– La fórmula empírica será Al2O3

Enlace Covalente • Si las fuerzas de atracción predominan sobre las de repulsión, existirán electrones que estarán atraidos por los dos núcleos, de modo que serán comunes a ambos átomos que permanecen unidos formando una nueva especie llamada molécula. • Este modo de unirse los átomos mediante compartición de electrones recibe el nombre de enlace covalente. •Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia. • La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

Enlace Covalente •

•

•

Los enlaces covalentes están formados por pares de electrones compartidos. Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo. En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos.

El enlace covalente se explica principalmente mediante la : 1.-Teoría del Orbital Molecular (TOM). Este es un modelo abordable para moléculas sencillas pero complicado de abordar para moléculas poliatómicas. 2.-Teoría de Lewis.

Longitud de enlace covalente Tipo de enlace

C-C C= C

Longitu d de enlace 154 (pm)

133

C≡ C

120

C-N

143

C= N

138

C≡ N

116

Longitudes de enlace Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo

Orbitales moleculares del hidrógeno Orbital antienlazante La densidad electrónica en la zona internuclear disminuye por lo que los átomos experimentan una repulsión electrostática

Orbital enlazante La densidad electrónica en la zona internuclear aumenta; los átomos experimentan una atracción por esa zona

OM del H2 Diagrama de OM resultado de la combinación de dos orbitales 1s. Se originan 2 OM: uno enlazante (de baja energía) y otro antienlazante (de alta energía)

Molécula de N2

Molécula de NO

O.A. (N) O.M. (N2) O.A. (N) O.A. (O) O.M. (NO) O.A. (N)

En resumen ….. La Teoría de orbit. moleculares. (T.O.M.) • 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.

Teoría de orbitales moleculares. (T.O.M.) (cont.). • 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).

Rec

. . . do

n a d or

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 octete). • Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. • Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Estructura de Lewis. • Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e– de la capa de valencia. • Ejemplos: • Grupo:

17

16

15

14

• Átomo:

Cl

O

N

C

• Nº e– val.

7

6

5

4

·· : Cl · ··

· :O· ··

· :N· ·

· ·C· ·

•

EJEMPLOS

F

+

7e-

F

F F

7e-

8e- 8e-

Estructura de Lewis del F2 enlace covalente sencillo pares libres

F F

pares libres

pares libres

F

F

pares libres

enlace covalente sencillo

Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN,

•

CH4 • HCN

H H · ·· | · C · + 4 · H → H ··C ·· H ; H–C–H · ·· H H

H–C≡N :

|

Excepciones a la teoría de Lewis • Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. • Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. • Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).

Enlace covalente. • Puede ser: • Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de electrones. • Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de electrones. • Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de electrones. • No es posible un enlace covalente cuádruple entre dos átomos por razones geométricas.

Estructura de Lewis del agua H

+

O +

H

enlace covalente sencillo

H O H

or

H

O

H

2e-8e-2eDoble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones O C O

o

O

O

C

enlace doble

8e- 8e- 8e-

enlace doble

Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones N N 8e-8e-

enlace triple

o

N

N

enlace triple

Tipos de enlace covalente. • Enlace covalente puro –Se da entre dos átomos iguales.

• Enlace covalente polar –Se da entre dos átomos distintos. –Es un híbrido entre el enlace covalente puro y el enlace iónico.

•Enlace covalente coordinado o dativo.

Enlace covalente puro. • Se da entre dos átomos iguales. Enl. covalente simple •

Fórmula

H–H ⇒ H2 • 2 H · (H · + x H) → H ·x H ; • ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· 2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2 ·· ·· ·· ·· ·· Enl. covalente ·· ·· doble •

· 2 :O· ··

•

· 2 :N· ·

· x ·x :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ·· ·· Enl.·· covalente ·· ·· ·· triple · x ·x :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: · x ·x

⇒

O2

⇒

N2

ENLACE COVALENTE POLAR Si el enlace se da entre dos átomos diferentes, los electrones de enlace son atraídos de modo diferente por los dos núcleos y la molécula presenta una zona de carga negativa sobre el átomo que los atrae más fuertemente y una zona cargada positivamente sobre el otro. Se forma, entonces, un dipolo (las dos cargas eléctricas (+ y -) en una distancia muy pequeña) y la molécula recibe el nombre de "polar".

Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.

región pobre del electrón

H

región rica del electrón

F

e- pobre

H δ+

e- rica

F δ-

9.5

Generalización Entre más grande es a diferencia en electronegatividad entre dos átomos; más polar es el enlace. δ− .. δ− δ+ δ+ .. : :O C O δ+ .. : .. H .. F H .. O H δ− δ+ δ− Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad

Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de atraer electrones cuando esta enlazado a otro elemento.

Un elemento electronegativo atrae electrones. Un elemento electropositivo libera electrones.

Electronegatividad de los elementos comunes

Aumento de electronegatividad

Aumento de electronegatividad

Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia

Tipo de enlace

0

Covalente

≥2 0 < y <2

Iónico Covalente polar

Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e-

Covalente polar transferencia parcial de e-

Iónico transferencia e-

Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2. Cs – 0.7

Cl – 3.0

3.0 – 0.7 = 2.3

Iónico

H – 2.1

S – 2.5

2.5 – 2.1 = 0.4

Covalente polar

N – 3.0

N – 3.0

3.0 – 3.0 = 0

Covalente

MOLÉCULAS POLARES De entre las muchas moléculas que presentan enlace covalente polar hay que destacar, principalmente, la del agua. Este compuesto está formado por la unión (mediante compartición de electrones) de un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. La molécula presenta una geometría definida ya que los tres átomos forman entre si un ángulo de 104º 27', situandose en su vertice el de oxígeno.

El hecho de que precisamente el oxígeno tenga una mayor tendencia a atraer los electrones de enlace (electronegatividad) que el hidrógeno, hace que en la molécula exista una zona con mayor densidad de carga negativa (en la ilustración se representa por la letra delta precediendo al signo menos) y otra zona con una densidad de carga positiva, es decir, en el pequeño espacio constituido por la molécula de agua se encuentran ambos polos eléctricos, lo que la convierte en una molécula polar.

Esta polaridad es la responsable su gran poder disolvente así como de otras caracteristicas que hacen que el agua sea uno de los compuestos fundamentales en la construcción de los seres vivos y su habitat, pero esa es otra historia...

Ejemplos de enlace covalente polar. • • •

•

·· ·· ·· :Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ·· ·· ··

⇒

δ+

δ–

δ+

δ–

δ–

δ+

HCl

·· ·· ·· · O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ H2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· · N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NH3 · ·x | H H

δ ++

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· · O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ Cl2O ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

δ–

–

Ejercicio.-

Cuatro elementos diferentes A,B,C,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.

Z a) Nº e– valencia b) Metal/No-metal A 6 4 No-metal B 9 7 No-metal C 13 3 Metal D 19 1 Metal c) DB < CB3 < AB4 < B2

Enlace covalente coordinado. • Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. • Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone la pareja de e– .

•

Ejemplo:

•

·· ·· + Hx ·O ·x H + H → H–O–H ⇒ ·· ↓ H

+

H3O+

+ +

Ej. ENLACE COORDINADO

Compuestos covalentes atómicos.

ESTRUCTURA DEL GRAFITO

Propiedades de los compuestos covalentes • Sólidos covalentes: covalentes • Sust. • • • • • • •

Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza P.F y P.E. alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

moleculares: moleculares

• Forman moléculas independientes unas de otras P.F. y P. E. bajos (gases). • Son blandos. • Los comp.covalentes apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares • Malos conductores.

Características del enlace covalente – Entre elementos No metálicos de semejante

electronegatividad.

– El enlace se establece por compartición de electrones – Enlace direccional – Formación de moléculas discretas: • Sencillas: H2O, F2, CH4 • complejas (proteínas) •

Comparación de compuestos covalentes y iónicos

9.4

Cuestión de Selectividad (Junio 98)

Ejemplo: a) Ordene según la polaridad

creciente, basándote en los valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl Elemento F O Cl N C S H Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1

RESP.H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F

Enlace metálico. • Se da entre átomos metálicos. • Todos tienden a ceder e– . • Los cationes forman una estructura cristalina, y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ). • Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

Empaquetamiento de cationes metálicos.

Propiedades de los compuestos metálicos. •

•

• • • • •

Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto) Insolubles, pero son muy solubles solo en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Muy buenos conductores del calor y la electricidad en estado sólido. Son dúctiles y maleables (no frágiles). Alta densidad. Insolubles. Tienen brillo metálico.

presión

RECUERDA QUE ....... El enlace metálico se da sólo en los metales . Los átomos de metal pierden electrones que le sobran, formándose cationes. Se dice que estos e- se encuentran deslocalizados ( no están en un lugar fijo) formándose redes cristalinas. Los cationes permanecen unidos debido a los eque rodean al metal.

Fuerzas intermoleculares Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas. Fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos en una molécula.

intermolecular contra intramolecular •

41 kJ para evaporar 1 mol de agua (inter)

•

930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua (intra) “Medida” de fuerza intermolecular Por lo general, punto de ebullición las fuerzas intermoleculares punto de fusión son mucho más ∆Hvap débiles que las ∆Hfus fuerzas intramoleculares. ∆Hsub 11.2

Fuerzas Intermoleculares • Fuerzas intermoleculares de moléculas neutras o de Van der Waals – Fuerzas dipolo dipolo – Ion – dipolo – Fuerzas de dispersión de London.

• Fuerzas intermoleculares en soluciones – Ion-dipolo

Fuerzas intermoleculares Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas de atracción entre moléculas polares Orientación de moléculas polares en un sólido

11.2

Dipolo-dipolo

Existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra.

+ -

+ -

+ -

b)

+

+ -

+

d)

a) +

-

+

-

c)

Var iaci ón d e l a interac ci ón d ipol o-d ipolo co n la ori en tac ión. En (a) y (b), los dip ol os están ali nead os p ara prod uci r u na interac ci ón d e atracc ión . En (c) y (d ), las interac ci on es s on rep ul sivas .

Fuerzas intermoleculares Fuerzas ion-dipolo Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar Interacción ion-dipolo

11.2

Ion-dipolo Se produce entre un ion y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Por ejemplo la molécula de HCl.

Fuerzas de dispersión de London Su existencia esta justificada por la mecánica cuántica y se puede describir de la siguiente manera: en una molécula apolar los electrones se desplazan, de modo que en un instante de tiempo, esa distribución probablemente se distorsiona, por lo que existirá un pequeño dipolo momentáneo, el cual afectará la distribución electrónica en otra molécula cercana y se creará un dipolo.

Fuerzas de dispersión Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas

Catión

Dipolo inducido

Interacción ion-dipolo inducido

Dipolo inducido Dipolo

Interacción dipolo-dipolo inducido 11.2

Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión continua Polarización es la facilidad con que la distribución del electrón en el átomo o molécula puede distorsionarse La polarización aumenta con: •

mayor número de electrones

•

más difusa la nube del electrón Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar 11.2

Fuerzas intermoleculares Enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno es una interacción especial dipolodipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F. A

H…B

o

A

H…A

A y B son N, O, o F

11.2

Puente de Hidrógeno Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.

Fuerzas intermoleculares Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno

Atracción dipolo-dipolo

Ejercicio

: Rellenar el siguiente cuadro

poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de agregación (S = sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece en el ejemplo.

Cl

Cl Cl2 C G H O Ca

H

HCl C H2 C

O

G Cl2O C G H2O C O2 C

Ca

G CaCl2 I S L CaH I S 2 G CaO I S Ca M S