enlaces covalentes, ionicos y polares. TREPEV

1. QUÍMICA ORGÁNICA I
Gonzalo Cortez 6º “B”
Instituto “El Obraje”
30/5/2012

2. EL ENLACE QUÍMICO
•Enlace Iónico
•Enlace covalente
•Enlace metálico

3. •ENLACES
• Un enlace químico es el proceso responsable de las
interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y
que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación
de tales fuerzas atractivas es un área compleja que
está descrita por las leyes del electromagnetismo. El
objetivo del enlace es cumplir “la regla del octeto” y
buscar la estabilidad.
• Nosotros nombraremos 3 tipos aunque en la química
orgánica se maneje principalmente uno.

4. Una primera aproximación para interpretar el
enlace
• A principios del siglo XX, el científico Lewis,
observando la poca reactividad de los gases nobles
(estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió
que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una
distribución de electrones de valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO

5. Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
• Metales: baja electronegatividad, baja energía
de ionización. Tienden a soltar electrones.
• No metales: alta electronegatividad. Tienden
a coger electrones

6. Según el tipo de átomos que se unen:
• Metal – No metal: uno cede y otro coge
electrones (cationes y aniones)
• No metal – No metal: ambos cogen
electrones, comparten electrones
• Metal – Metal: ambos ceden electrones

7. EJEMPLOS DE ENLACES
“Molécula” de NaCl
Enlace iónico:
Es la de una unión de átomos que resulta de la presencia de
atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno
fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro
fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace,
uno de los átomos capta electrones del otro.

8. “Molécula” de MgF2

9. Propiedades compuestos iónicos
• Elevados puntos de fusión y ebullición
• Solubles en agua
• No conducen la electricidad en estado sólido,
pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción
química: electrolisis)
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)

10. Moléculas de H2 y O2
Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para
alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de
electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se
efectúe una transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o
más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los
enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.

11. Moléculas de N2 y CO2

12. Diferentes tipos de enlace covalente
• Enlace covalente normal:
– Simple
– Múltiple: doble o triple
• Polaridad del enlace:
– Apolar
– Polar
• Enlace covalente dativo o coordinado

13. Polaridad del enlace covalente
• Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica
electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones
compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.
• Enlace covalente polar: entre átomos de distinta
electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones
compartidos están más desplazados hacia el átomo
más electronegativo. Aparecen zonas de mayor
densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor
densidad de carga negativa (δ-)

14. Enlace covalente dativo o coordinado
• Cuando el par de electrones compartidos
pertenece sólo a uno de los átomos se
presenta un enlace covalente coordinado o
dativo.
El átomo que aporta el par de electrones se
llama donador (siempre el menos
electronegativo) y el que los recibe receptor o
aceptor (siempre el más electronegativo)

15. Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O:
˙˙ ˙˙
Molécula de SO2: enlace covalente doble
y un enlace covalente coordinado o ˙˙
:O ← S ═ O:
dativo ˙˙ ˙˙ ˙˙
Molécula de SO3: enlace covalente doble y ˙˙
:O ← S ═ O:
dos enlaces covalentes coordinado o dativo ˙˙ ↓ ˙˙
:O:
˙˙

16. Propiedades compuestos covalentes
(moleculares)
• No conducen la electricidad
• Solubles: moléculas apolares – apolares
• Insolubles: moléculas polares - polares
• Bajos puntos de fusión y ebullición…
• ¿Fuerzas intermoleculares?

17. Redes covalentes
Diamante: tetraedros de Grafito: láminas de
átomos de carbono átomos de carbono
La unión entre átomos que comparten electrones es
muy difícil de romper. Los electrones compartidos
están muy localizados.

18. Enlace metálico
• Las sustancias metálicas están formadas por átomos de un
mismo elemento metálico (baja electronegatividad).
• Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones,
formándose un catión o “resto metálico”.
• Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones:
conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen
a ningún átomo en particular.
• Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de
electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las
sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

19. Fe
El modelo del mar de electrones representa al metal
como un conjunto de cationes ocupando las
posiciones fijas de la red, y los electrones libres
moviéndose con facilidad, sin estar confinados a
ningún catión específico

20. Propiedades sustancias metálicas
• Elevados puntos de fusión y ebullición
• Insolubles en agua
• Conducen la electricidad incluso en estado
sólido (sólo se calientan: cambio físico). La
conductividad es mayor a bajas temperaturas.
• Pueden deformarse sin romperse

21. Fuerza intermoleculares o fuerzas
de Van der Waals
• Fuerzas entre dipolos permanentes
• Fuerzas de enlace de hidrógeno
• Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de
London)

22. Fuerzas entre moléculas polares (dipolos
permanentes)
HCl, HBr, HI…
+ - + -

23. Enlace de hidrógeno :Cuando el átomo de
hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos
(F, O, N), queda prácticamente convertido en un
protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno
“desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona
de carga negativa de otras moléculas
HF
H2O
NH3

24. Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

25. Enlace de hidrógeno
Este tipo de enlace es el responsable de la
existencia del agua en estado líquido y
sólido.
Estructura del hielo y del agua líquida

26. Fuerzas entre dipolos transitorios (Fuerzas de
London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los
electrones de una zona a otra de la molécula, siendo
más fáciles de formar cuanto más grande sea la
molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa
molecular.

27. Geometría molecular

28. Limitaciones de estructuras de Lewis
• Las estructuras de Lewis no dan información de la forma de las moléculas. Tampoco
sirven en general para determinar si la especie química existe.
La forma de las moléculas está determinada por los ángulos de enlace.
Ejemplo: molécula de CCl4, experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace
Cl-C-Cl son todos iguales y de 109,5°
¿Puede ser plana la molécula de CCl4?

30. Teoría de Repulsión de Electrones de
Valencia (VSEPR - TREPEV)
Se asume que los electrones de valencia se
repelen entre sí. La forma o geometría
tridimensional (3D) de la molécula será la que
hace mínima las repulsiones.

32. MODELO TREPEV (I)
• Para determinar la forma de una molécula se deben
distinguir sobre el átomo central:
- los electrones de los pares libres o pares no enlazantes,
- los electrones de enlace o pares enlazantes (entre los
átomos unidos).
• Se define la geometría de los dominios de electrones por
la posición en el espacio de TODOS los pares de
electrones (de enlace y no enlazantes)
• Los electrones adoptan una localización en el espacio de
manera de minimizar la repulsión e- e-.

33. MODELO TREPEV (II)
• Para determinar la geometría de los
dominios de electrones:
– Dibujar la estructura de Lewis de la molécula,
– contar el número total de pares de electrones
alrededor del átomo central.
– acomodar espacialmente los pares de
electrones para minimizar la repulsión e--e-.
– contar los enlaces múltiples como una única
región.

34. MODELO TREPEV (III)
• Para determinar la geometría molecular
sólo se tiene en cuenta la geometría de
los átomos.
• La intensidad de la repulsión se ordena
según:
par libre-par libre > par libre- par de
enlace> par de enlace- par de enlace

35. Cl
111.4o C O
Cl 124.3o
H
H C H H N H O
H H H H
109.5O 107O 104.5O

37. Ejemplo:

42. MODELO TREPEV (IV):
Moléculas con más de un átomo central
Se asigna la geometría a cada átomo central
independientemente.