1. AGRUPACIÓN DE LOS ELEMENTOS. Tener todas las órbitas llenas es la condición de máxima estabilidad para un átomo. Solo los gases nobles - Enlaces.pdf

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(1)ENLACE QUÍMICO 1. AGRUPACIÓN DE LOS ELEMENTOS. Tener todas las órbitas llenas es la condición de máxima estabilidad para un átomo. Solo los gases nobles tienen todas las órbitas llenas. El resto de elementos , para alcanzar la estabilidad, tratan de imitar la configuración de los gases nobles agrupándose unos con otros. Muchos elementos intentan tener 8 electrones en el último nivel ( regla del octeto), al igual que los gases nobles. Un cristal es una forma de materia cuyas partículas forman una estructura interna ordenada que se extiende en las tres direcciones del espacio. Los átomos tienen varias formas de agruparse: 1.1. Gases Nobles. Son los únicos elementos estables, por eso no se agrupan con ningún otro elemento. Están siempre como átomos aislados. A temperatura ambiente son gases. Ejemplo: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. 1.2. Enlace iónico. Se produce entre metales y NO metales . El metal pierde los electrones que le sobran y el NO metal capta los que le faltan , se transforman en iones y se unen electrostáticamente fuertemente. Forman cristáles iónicos - Suelen ser sustancias sólidas, duras y con altos puntos de fusión. ANIMACIÓN - Conducen la electricidad solo en estado líquido - Se disuelven en disolventes polares ( agua, alcohol, etc...) Ejemplo: Sal de cocina, abonos ( fosfatos, sulfatos...). Se llama electrovalencia al número de electrones que un átomo necesita captar o perder para ser estable. 1.3. Enlace covalente. Se produce entre No metales. Se comparten los electrones que faltan. Se llama covalencia la número de electrones que un átomo necesita compartir para ser estable. átomos. 1.3.1. Sustancias moleculares. La gran mayoría de las sustancias covalentes forman agrupaciones de llamadas moléculas. Las moléculas se pueden unir entres si débilmente electrostáticamente. Suelen ser sustancias: - Gaseosas: H2,N2,Cl2,... ANIMACIÓN - Líquidas: H2O, alcohol , aceite,.. - Sólidos blandos de bajo punto de fusión: mantequilla, azúcar,... - Poco conductoras de la electricidad. - Se disuelven los compuestos polares en disolventes polares y los apolares ( aceite, Ccl4 ) en disolventes apolares. 1.3.2. Sustancias atómicas. Hay unos pocos átomos que tienen el tamaño y la valencia adecuadas para formar redes estables tridimensionales, cristales covalentes. - Suelen ser sustancias muy duras y frágiles. Ej: Diamante, cuarzo, grafito,.. - No se disuelven en nada. - No conducen la corriente eléctrica. - Altos puntos de fusión y de ebullición. Grafito. Diamante. 1.4. Enlace metálico. Se produce entre metales. Cada átomo pierde los electrones que le sobran formándose un cristal metálico con una nube de electrones que los mantiene unidos. - Suelen ser sustancias sólidas de gran conductividad eléctrica y térmica. - Altos o moderados (metales representativos ) puntos de fusión y ebullición. - Son dúctiles y maleables. - No se disuelven en ningún disolvente. - Brillo característico. Ejemplos: Fe, Cu, Co, Ni,.... 1. IES La Zafra ( Motril ).

(2) 2. NOTACIÓN DE LEWIS Es una forma sencilla de representar los átomos y sus electrones de valencia para visualizar los enlaces iónicos y covalentes. Se escribe el símbolo del elemento y los electrones de valencia representados por puntos o “x”. Cuando los electrones están apareados se representan por dos puntos adyacentes . Cada pareja de electrones compartidas se llama enlace simple ( - ), si se comparten dos parejas de electrones entre dos átomos se llama enlace doble ( = ) y si se comparten tres parejas enlace triple ( ≡ ) Esta teoría ayuda a definir la carga formal y la resonancia. La teoría de Lewis proporciona información de la proporción en la que se unen los elementos, pero NO dice nada de la geometría de los compuestos. Ejemplos : Na ,. Cl. 3. POLARIDAD DEL ENLACE. Los electrones no se comparten siempre simétricamente en un enlace, originando la aparición de cargas eléctricas. La polaridad indica la carga eléctrica de los dipolos originados en un enlace. La polaridad de una molécula depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos y de la asimetría de la estructura del compuesto. - Un enlace no polar es el que tiene los electrones simétricamente compartidos. - Un enlace polar tiene los electrones asimétricamente distribuidos, es decir un átomo tienen mayor electronegatividad que el otro y atrae los electrones más intensamente. Si la atracción es demasiado fuerte se origina un enlace iónico. La polaridad explica varias propiedades físicas como la tensión superficial, solubilidad, conductividad eléctrica y térmica, puntos de fusión y ebullición, etc.... Ejemplo: Los electrones compartidos en el HF son asimétricos: el flúor atrae los electrones con más fuerza que el hidrógeno ( el enlace es covalente polar) δ+ δH–F o H–F + Los δ , δ símbolos indican cargas parciales positivas y negativas, la flecha indica el momento For example, dipolar, hacia donde son atraídos los electrones.. 4. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO. Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado sería la formación del catión amonio, NH 4+, a partir del amoniaco,NH 3 , y del ion de hidrógeno, H+ . Otro ejemplo , sería la formación de SO3 con dos enlaces dativos y un enlace doble normal.. 2. IES La Zafra ( Motril ).

(3) 5. RESONANCIA. Es una forma de describir moléculas cuando los enlaces no se pueden expresar con una simple fórmula de Lewis. Un compuesto con electrones deslocalizados ( no están asociados a un único enlace) se representa con varias estructuras de resonancia. La estructura real es más estable que cada una de las estructuras resonantes. Ejemplo:. O3. La estructura real es una estructura intermedia de las formas resonantes. Example: NO3- .El ión contiene dos enlaces ( N–O ) simples y uno doble ( N=O). No hay ninguna razón para elegir el doble enlace, tiene la misma probabilidad de estra localizado en los tres enlaces, por eso la molécula se puede escribir como una estructura resonante de tres estructuras:. El ión nitrato es una superposición de las tres estructuras. Esto viene apoyado por pruebas experimentales, los tres enlaces tienen la misma longitud y la molécula tiene simetría trigonal ( los tres oxígenos son geométricamente equivalentes ), se dice que tienen un orden de enlace de 1,33 ( una tercera parte de enlace doble). Se usan estructuras similares para describir la molécula de trióxido de azufre SO3, y para el ión carbonato CO32–. Ejemplo: Otro típico ejemplo es la estructura del benceno. Consiste en una estructura cerrada de seis átomos de carbono unidos con dobles enlaces alternos. El benceno tiene dos formas de resonancia, representadas habitualmente con un circulo que expresa el estado intermedio de la molécula entre las dos formas resonantes. Tiene un orden de enlace de 1/2.. 3. IES La Zafra ( Motril ).

(4) 6. FUERZAS INTERMOLECULARES ( VAN DER WAALS ). Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos. Hay de varios tipos: 6.1. Fuerzas dipolo- dipolo. Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva . Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados .. 6.2. Puentes de hidrógeno.. ANIMACIÓN. Unión electrostática entre dipolos de moléculas vecinas formados por átomos con una gran diferencia de electronegatividad y tamaño reducido ( F, O , N con H ). Esto ocasiona dipolos intensos que se pueden acercar mucho debido a su pequeño tamaño. Son las más fuertes de las fuerzas intermoleculares. Explican el alto punto de fusión del agua, del amoniaco y la estructura del ácido fluorhídrico.. 6.3. Fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido ( F. London ) . Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos . Si la molécula es grande tiene más probabilidad de formar un dipolo que una pequeña. Las fuerzas de London son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas no polares como SO 3 , CO2 , O2 , N2 , Br2, H2 , y especies monoatómicas de gases nobles, por lo tanto, ocasionan la condensación de estas sustancias, que tendrán puntos de fusión y ebullición bajísimos.. 4. IES La Zafra ( Motril ).

(5) 7. REPULSIÓN DE LOS PARES DE LA CAPA DE VALENCIA ( RPECV). El modelo de repulsión de los pares de la capa de valencia ( RPECV) está basado en la repulsión de los pares de electrones. Permite explicar la geometría de las moléculas. Está basado en las siguientes ideas. a) Los pares de electrones de la capa de valencia se pueden representar por orbitales moleculares. Los que sirven para unir dos átomos se llaman enlazantes y los otros NO enlazantes. b) Los electrones de los orbitales moleculares ( enlazantes y no enlazantes) se repelen y tratan de adoptar la geometría que les permita separarse lo máximo posible, para que la repulsión sea mínima. Los pasos a seguir son: a) Dibujar la estructura de Lewis. b) Calcular el número total de pares de electrones alrededor del átomo central. c) Describir la geometría molecular que menor repulsión tenga para los pares de electrones. Algunas veces la geometría de los pares de electrones puede ser distinta de la geometría molecular, ya que ésta describe la localización espacial de los átomos NO de los electrones. Ejemplo: estructura del amoniaco: - Hay tres pares de electrones enlazantes. - Un par de electrones no enlazantes. La repulsión entre los cuatro pares de electrones será mínima cuando adopten una geometría tetraédrica. De esta forma, el amoniaco tendría una geometría piramidal ( hay cuatro pares de electrones, pero solo tres tienen hidrógeno ( enlazantes)).. Las principales estructuras son:: a) Dos pares de electrones se disponen en geometría lineal. b) Tres pares de electrones se disponen en geometría trigonal plana. c) Cuatro pares de electrones se disponen en geometría tetraédrica. d) Cinco pares de electrones se disponen en geometría bipirámide trigonal. e) Seis pares de electrones se disponen en geometría octaédrica. RPECVT se puede usar para explicar las ligeras desviaciones, de los ángulos teóricos previstos, observadas en las estructuras del metano, amoniaco y agua. Todos tienen pares de electrones con geometrías tetraédricas, pero los ángulos del amoniaco y del agua son ligeramente distintos de la geometría tetraédrica, debido a la repulsión de los pares de electrones no enlazantes.. Los ángulos de enlace son ligeramente menores de 109,5º debido a la repulsión de los pares de electrones no enlazantes.. 5. IES La Zafra ( Motril ).

(6) La tabla siguiente resume las geometrías moleculares debido a las diferentes combinaciones de pares de electrones enlazantes y no enlazantes, alrededor del átomo central. Tipos de estructuras para moléculas o iones con orbitales s y p ( la mayoría cumplen la regla del octeto ) Pares de Enlazantes No electrones enlazantes. Geometría de los pares de electrones. Geometría molecular. Ángulo de enlace. Ejemplos. BeH2 CO2 HCN 2. 2. 0. 180º. Lineal. Lineal BeF3 CO32COCl2. 3. 3. 0. 120º. Trigonal plana. 3. 2. Menos de 120º. 1. O3 SO2 NO2-. Trigonal plana Angular CH4 CCl4 SO424. 4. 0. 109,5º. Tetraédrica NH3 NF3 PCl3 4. 3. Menos de 109,5º. 1. Tetraédrica. 4. 2. Pirámide trigonal. Menos de 109,5º. 2. Angular. 6. IES La Zafra ( Motril ). H2O Cl2O OF2.

(7) La tabla siguiente resume las geometrías moleculares debido a las diferentes combinaciones de pares de electrones enlazantes y no enlazantes, alrededor del átomo central. Cuando el átomo central tiene orbitales d disponibles ( n= 3 y superior ), existen más de cuatro pares de electrones, existiendo más variedad de posibles geometrías: Pares de Enlazantes No electrones enlazantes. 5. Geometría de los pares de electrones. Geometría molecular. Ángulo de enlace 90º 120º and 180º. 0. Ejemplos. PCl5 PF5. Bipirámide trigonal SF4 BrF4+ 4. 90º 120º y 180º. 1 Tetraédro irregular (silla de montar). 5 Trigonal bipiramidal 3. 90º y 180º. 2. ClF3 BrF3 SeO32-. Forma de T. 2. 180º. 3. XeF2 ICl23I 3-. Lineal SF6 SiF636. 90º y 180º. 0 Octaédrica. BrF5 IF5 6. 5. 90º y 180º. 1 Pirámide cuadrada. XeF4 ICl4-. Octaédrica. 4. 90º y 180º. 2 Cuadrada plana. 7. IES La Zafra ( Motril ).

(8) ACTIVIDADES 1) Rellena los huecos con las palabras adecuadas? octeto valencia La Teoría de Lewis se centra en los electrones de la capa de ________ y la regla del _____ para determinar los enlaces entre los elementos. 2) Clasifica las siguientes sustancias en iónicas y covalentes : Cloruro de cesio, amoniaco, cloro, tetracloruro de carbono, óxido de calcio y agua. 3) Averigua la razón por la que el hidrógeno es prácticamente insoluble en agua , mientras que el cloruro de hidrógeno es bastante soluble. 4) ¿ Cómo es posible que las moléculas de BF 3 y CCl4 tengan los enlaces polares y la molécula sea completamente apolar ?. 5) ¿ Cuál es la razón de que el agua tenga puntos de fusión y de ebullición más altos que el sulfuro de hidrogeno, siendo su molécula similar ?. 6) Indica en cuál de las siguientes moléculas se forman puentes de hidrógeno entre ellas, indicando en qué caso serán más intensos : HF, CH3OH , HI, H2O, NaF, Cl2O. 7) El carbono y el silicio pertenecen al mismo grupo y forman dos óxidos con la misma fórmula ( CO 2 y SiO2 ): Sin embargo , en condiciones ambientales, el SiO2 es un sólido muy duro, mientras que el CO 2 es gaseoso. ¿ A qué se debe esta diferencia?. 8) Un átomo, X , tiene en estado fundamental 17 electrones y otro átomo, Y , tiene 12 electrones. Indica el tipo de enlace que formaran y su fórmula. 9) Indica cuales de las siguientes moléculas son polares o apolares. Explícalo brevemente. a) H2 b) HCl c) H2O d) CO2 e) NH3. f) BeF3. 10) Dibuja todas las posibles estructuras resonantes para el ión (NO3- ) . 11) Verdadero o falso, la siguiente figura es una estructura de resonancia?. 12) La siguiente figura muestra la estructura del formaldeído. Explica porqué los ángulos no son de 120 º.. 13) Usa el modelo RPECV para predecir las geometrías moleculares de a) SnCl3- y b) O3 a). 8. IES La Zafra ( Motril ).

(9) b). 14) El agua tiene una geometría angular con un ángulo de 104,5º y el ozono tiene una geometría angular con un ángulo de 120 º . ¿ Por qué? 15) CO2 y SO2 tienen la misma fórmula pero diferentes ángulos. Explica por qué. 16) Dadas las moléculas de dióxido de carbono y de dióxido de azufre: a) Escribir sus estructuras de Lewis. b) Determina la geometría de ambas moléculas y si serán o no polares. 17) Contesta razonadamente: a) Los enlaces flúor-boro y nitrógeno-flúor, ¿son polares o no polares? b) Las moléculas BF3 y NF3, ¿son polares o apolares?. 9. IES La Zafra ( Motril ).

(10) ACTIVIDADES. RESPUESTAS. 1) Solución: La Teoría de Lewis se centra en los electrones de la capa de valencia y la regla del octeto para determinar los enlaces entre los elementos. 2) Solución : Iónico, covalente molecular, covalente molecular, covalente molecular, iónico, covalente molecular . 3) Solución: Los dos forman sustancias covalentes moleculares, la primera apolar y la segunda polar . 4) Solución: Tienen una geometría simétrica y sus dipolos se anulan entre sí . 5) Solución: Puentes de hidrógeno . 6) Solución: HF( intenso) , CH3OH ( poco intenso) , H2O ( intenso ) . 7) Solución: El primero es una sustancia covalente atómica y la segunda molecular . 8) Solución: Iónico. MgCl2 9) Solución:. a) H2 apolar, átomos iguales c) H2O polar , geometría angular e) NH3 polar, trigonal piramidal. b) HCl polar , átomos diferentes d) CO2 apolar, geometría lineal. f) BeF3 apolar, trigonal plana.. 10) Solución:. 11) Solución: Falso, porque los electrones no se mueven alrededor del átomo central, solo cambia la posición de algunos átomos. 12) Solución: Los electrones de los enlaces múltiples ( ejemplo: enlace doble ) ejercen una gran fuerza de repulsión sobre los pares de electrones adyacentes, mayor que la que ejercen los enlaces simples.. 13) Solución: a). Trigonal piramidal b). Angular. 10. IES La Zafra ( Motril ).

(11) 14) Solución:. Angular trigonal. Angular tetraédrica. 15) Solución: Porque el CO2 tiene una geometría linear y el SO2 tiene los pares de electrones con geometría trigonal plana.. 16) Solución: a) Las configuraciones electrónicas de C, O y S son: C: 1s. 2. 2 2 2s p. O: 1s. 2. 2 4 2s p. S: 1s. 2. 2 6 2 4 2s p 3s p. Por lo que las estructuras de Lewis del CO2 y del SO2 serán:. (No hemos puesto los pares de electrones no enlazantes del O). b) La geometría de una molécula es consecuencia de los ángulos de sus enlaces, los cuales se determinan experimentalmente. Sin embargo, para el caso de sustancias que presentan enlace covalente existe un método sencillo, basado en simples ideas electrostáticas, que permite predecir la geometría de una molécula si conocemos el número de electrones que rodean al átomo central. Esta teoría, llamada de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV), nos va a permitir resolver este apartado. Así, en el caso del CO 2 el C está rodeado de dos nubes electrónicas de alta densidad (o de dos pares de electrones contando los dobles enlaces como un par), que distribuirá linealmente, mientras que en el caso del SO2 el S está rodeado de tres nubes de alta densidad electrónica, una de ellas es el par de e- no enlazante, que distribuirá hacia los vértices de un triángulo equilátero. Por tanto, la molécula de CO 2 será lineal, y la de SO2 angular (uno de los vértices con el par de e- no enlazante). La figura muestra la geometría de ambas moléculas.. Por otro lado, la molécula de CO 2 será apolar y la de SO2 polar, ya que por razones de simetría en el primer caso los momentos dipolares, resultado de la distinta electronegatividad de los átomos que soportan el enlace, se anulan, pero no así en el segundo caso. La figura muestra ambas situaciones.. 17) Solución: a) Ambos enlaces son fuertemente polares. Esto es debido a la unión del flúor, el elemento más electronegativo que existe, con otros dos elementos bastante menos electronegativos que él (sobre todo en el caso del B).. 11. IES La Zafra ( Motril ).

(12) b) La polaridad de una molécula depende de dos factores, 1) que haya enlaces polares, lo cual ocurre en ambos casos y 2) cuál sea la geometría de la molécula. Este último aspecto es muy importante ya que, aunque una molécula tenga enlaces polares, por razones de simetría pueden anularse los respectivos momentos dipolares, en cuyo caso la molécula será apolar. Vamos, por tanto, a determinar la geometría de cada molécula aplicando el método RPECV. Las estructuras de Lewis de BF3 y NF3 son:. El B distribuye los tres pares de electrones que le rodean a lo largo de los vértices de un triángulo equilátero, por lo que la molécula será triangular. (El B en el centro del triángulo equilátero y los F en los vértices). Por tanto, aunque los enlaces estén fuertemente polarizados, los momentos dipolares resultado de esta polarización se anulan entre sí, es decir, la molécula BF3 es apolar. En el caso del NF3, el N distribuye los cuatro pares de electrones tetraédricamente; uno de los pares queda sin formar enlace, de ahí que la molécula sea pues piramidal. Ahora no se anulan los tres momentos dipolares que se crean, por lo que el trifluoruro de nitrógeno será una molécula polar.. LINKS 1) http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb07.html#SEC1 2) http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Bonding/Resonan/Bond07.htm 3) http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Bonding/Polarity/Bond05.htm 4) http://chemwiki.ucdavis.edu/Theoretical_Chemistry/Chemical_Bonding/Resonance 5) http://intro.chem.okstate.edu/1314f00/lecture/chapter10/vsepr.html 6) http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3.htm 7) http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm#fu511 8) http://iesdmjac.educa.aragon.es/PortalFQ/EnlacedeH/Hbonding.html 9) http://fisicaquimicaeso.blogspot.com.es/2012/05/geometria-molecular.html. 12. IES La Zafra ( Motril ).

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