TEMA 3 ENLACE QUÍMICO2 2 pdf

1. EL ENLACE QUÍMICO Y SUS CLASES

Todas las sustancias que forman la materia (a excepción de los gases nobles) se unen mediante fuerzas que se llaman enlaces.

Enlace: es la fuerza responsable de la unión estable entre iones, átomos o moléculas que forman una sustancia.

¿Por qué se unen? Por que lo que buscan no es unirse sino estabilizarse, alcanzar la configuración de gas noble (ns2 _np6_{) o lo que es lo mismo completar el octeto.}

En la formación e un enlace los átomos tienden a ceder, ganar o compartir e- hasta que el número de estos sea igual a 8 en su nivel de valencia (excepciones octeto incompleto o octeto expandido).

Ejemplos:

H

H _XO

OO OO O X

O

o

o

x

o

x

x

Cl

Cl

OO OO XX XX x x x o H

_Cl

XX XX

La materia presentará por tanto una serie de propiedades que dependerán de la unión entre átomos: dureza, punto de fusión y ebullición, solubilidad … según esto las sustancias se clasifican en: compuestos iónicos, sustancias metálicas, sustancias covalentes atómicas y sustancias covalentes moleculares.

Se sabe que los e- situados en la capa de valencia o nivel más externo son los que tienen importancia en la formación del enlace: éstos e- se pueden transferir (iónico), compartir (covalente) o poner en común en una nube electrónica (metálico).

1.1 Energía y estabilidad

UNIDADES ESTRUCTURALES DE LA SUSTANCIAS

ATOMOS MOLÉCULAS

IONES

(iones + y -) ENLACE IONICO COMPUESTOS IONICOS Na+Cl- (iones +) ENLACE METÁLICO SUSTANCIAS METALICAS Al ENLACE COVALENTE SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS SiO2 ENLACES INTERMOLECULARES SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES

Cuando se forma un enlace los átomos se estabilizan, para que un enlace funcione los átomos deben estabilizarse, es decir que el sistema resultante debe tener menos energía que cuando constituían partículas aisladas.

Se pueden estabilizar:

- Energéticamente: búsqueda del estado de mínima energía. Relacionado con la atracción y la repulsión de cargas:

o Interacción de cargas de signo contrario el sistema se estabiliza

o Aumenta la energía del sistema ante la presencia de cargas del mismo signo - Químicamente: completar el octeto para alcanzar la configuración de gas noble (ns2 np6)

La formación de un enlace (agrupación estable) viene acompañada de un desprendimiento de energía: la energía de enlace.

La distancia correspondiente a la energía potencial mínima es la distancia de enlace entre los núcleos (do). A esta distancia, la energía del sistema es mínima y la estabilidad máxima (ver tabla

1 pag 61 libro). (nota do = ro)

2. ENLACE IÓNICO

Los iones son átomos o grupos de átomos que poseen cargas positivas o negativas por haber cedido o adquirido e-.

La existencia de iones positivos y negativos supone un proceso de

transferencia de e-.

Como consecuencia aparecen fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de determinada carga entorno a otros de carga opuesta. El resultado de estas fuerzas se conoce como enlace iónico. Los metales serán perdedores de e- o lo que es lo mismo formadores de cationes.

Los no metales serán ganadores de e- o lo que es lo mismo formadores de aniones.

El enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica.

Las características del enlace iónico son:

- Electrovalencia o valencia iónica: es el nº de e- que cede o capta para convertirse en ión. Es decir los e- que le faltan o le sobran para alcanzar la configuración de gas noble (ns2 _np6_).

- Energía reticular: energía que se desprende al formar la red. Esta energía es elevada y difícilmente podremos destruir la red, para destruirla tendríamos que aportar una energía equivalente a la reticular.

- Índice de coordinación: cada ión está rodeado de iones de signo contrario al de él. Es decir, nº de iones de signo contrario que rodean a un ión dado. Se forman distintas redes que dependen de la carga y del tamaño relativo. La forma cristalina adoptada requiere que se cumplan estas dos condiciones:

o Los iones deben ocupar el menor volumen posible: empaquetamiento máximo.

o El cristal debe ser neutro.

2.1 Energía de red. Ciclo Born-Haber. Ley de Hess

Los compuestos iónicos son duros, frágiles, possen altos puntos de fusión, rigidez, conducen la electricidad cuando están fundidos o disueltos … por ello admitimos que:

- hay iones unidos en estado sólido pero que a la hora de disolver o fundir los compuestos se liberan.

- Los compuestos iónicos se forman por un metal (pierde e-) más un no metal (gana e-). Es decir, se estabilizan químicamente al ganar y perder e- pq completan el octeto. El sistema se estabilizará porque liberará energía en la formación, ya que elementos muy electropositivos (metales que ceden e-) se unen a elementos muy electronegativos (no metales que gana e-), es decir cargas de diferentes signos se unen.

La magnitud que determina la mayor o menor estabilidad de un compuesto iónico es la energía de red o reticular, U.

La energía de red o reticular U de un compuesto iónico es la energía de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Es decir el proceso de formación de compuestos iónicos es siempre exotérmico (libera energía, signo negativo).Y el compuesto es más estable cuanto más negativo es el valor de la U.

(NA:cte Avogadro, A.: cte de Madelung (depende de la estructura), Zc y Za: cargas del catión y

anión respectivamente, e:carga del e-, ro:distancia de equilibrio entre el catión y el anión, n:

exponente de Born)

Factores que afectan a U: La energía de red, U, en valor absoluto aumenta con la carga de los iones Zc y Za y disminuye con la distancia ro entre los núcleos del catión y del anión. También le afecta la

geometría del cristal y el tipo de estructura.

La determinación experimental de U en los compuestos iónicos presenta dificultades, pero puede ser calculada indirectamente siguiendo el ciclo termodinámico de Born-Haber. Éste se basa en la hipótesis de que un mismo compuesto iónico puede obtenerse por dos caminos o procesos diferentes.

Los pasos de formación de un compuesto son (camino indirecto):

- disociar las moléculas del no metal (energía molar de enlace) (X2 X + ∆H2)

- vaporizar el metal a gas (energía molar de sublimación) (M(s)M(g) + ∆H1)

- Convertir el no metal en ión (afinidad electrónica molar) (X + e- X- _{- ∆H} 4)

- Convertir el metal en ión (energía molar de ionización) (M – e- M+ _{+ ∆H} 3)

- Formación de la red iónica sólida M+X-.(energía de red) (M+ + X- M+X- - U)

Camino directo: M(s) + X2(g) M

+_X- _{(s) – ∆Hº}

f (energía molar de formación)

(Nota: si la energía es negativa significa que se desprende: exotérmico, si es positiva es que la necesita el proceso: endotérmico)

PROCESO

CAMBIO DE ENERGÍA (KJ)

Li(s) --> Li(g)

∆

H

1

= 155.2

Li(g) --> Li

+

(g)+e

-

∆

H

3

= 520.0

(1/2)F

2

(g) --> F(g)

∆

H

2

= 75.3

F(g) --> F

-

(g)

∆

H

4

= -333.0

Li

+

(g)+F

-

(g) --> LiF(s)

U?

SUMA

Li(s)+(1/2)F

2

(g) --> LiF(s)

∆

Hº

f

=

-594.1 (por mol de LiF)

Para el cálculo de U utilizaremos la ley de Hess tal que: ∆Hºf = ∆H1+∆H2+∆H3+∆H4+U por

consiguiente: U = ∆Hºf - ∆H1-∆H2-∆H3-∆H4 = -594,1 – 155.2 -75,3 – 520 + 333 = -1011,6kJ

3. ENLACE COVALENTE

Cuando los átomos no tienden a ceder e- sino a compartirlos, se forma el enlace covalente, dónde los átomos que se enlazan pueden compartir 1, 2, 3 … orbitales. De esta manera completan el octeto y se estabilizan químicamente pero pierden independencia.

3.1 Modelo de Lewis

Los átomos logran adquirir la estructura de gas noble mediante la compartición de e- entre dos o más átomos

El enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de e-.

Recuerda la notación de Lewis:

Para representar un átomo se escribe el símbolo del elemento y se rodea de tantos

puntos/cruces como electrones de valencia tiene: LiX X X

Mg x

_C

x

X X x x x

O

X X x x x

Cl

XX XX

Para representar una molécula se colocan los e- del enlace entre los átomos que lo forman:

x x x o H

_Cl

XX XX o o x o x

x

Cl

Cl

OO

OO XX

XX

La unión de dos átomos mediante compartición de un par de e- se denomina enlace covalente simple: ej: molécula de flúor, cloro, bromo, yodo, hidrógeno.

Otros enlaces simple son: el agua con dos enlaces H – O, el amoníaco NH3 con tres enlaces

simples N – H, o el metano CH4 con 4 enlaces simples C – H .

La unión de dos átomos mediante compartición de dos pares de e- se denomina enlace covalente doble y si es de tres pares de e- se denomina enlace covalente triple. Por ejemplo:

la molécula de Nitrógeno forma un enlace triple NΞN X X X X X X X X X

X N N ; la molécula de NO forma un enlace doble N=O

Cuando los e- compartidos son proporcionados por uno sólo de los átomos que se enlazan, el enlace se denomina coordinado. Ejemplo formación del ión amonio NH4+a partir del NH3 y

del H+_{. NH} 3 + H

+ +

4 NH .

hidrógeno, el Nitrógeno en el NH3 tiene una covalencia de 3 porque forma 3 enlaces con el

hidrógeno.

NOTA: los enlaces covalente pueden representarse también mediante guiones colocados entre los dos átomos enlazados, en lugar de puntos. Se obtienen así las fórmulas desarrolladas. O=C=O, H – C Ξ N, H – O – H

Estructuras de Lewis de las moléculas poliatómicas: Vamos a usar normas para justificar la distribución de e- entorno a los átomos que componen una sustancia sencilla, es decir a partir de la configuración electrónica de los átomos que intervienen:

1. El átomo central suele ser el elemento menos electronegativo, el que necesita más electrones para completar su nivel de valencia. (ej HNO3: el átomo central es el N)

2. Calculamos el

número total de e- de valencia

v de los átomos en la molécula. (Si fuera un anión añadiremos el exceso de e-, si fuera un catión los eliminaremos). (Ej HNO3: v

= 5e-(N) + 3.6e-(O) + 1e-(H) = 24e-)

3. Calculamos el

número total de electrones de valencia n

, que necesitan los átomos para completar el octeto (configuración gas noble). (Ej HNO3: n = 8e-(N) + 3.8e-(O) +

2e- (H) = 34e-)

4. Obtenemos el

número de e- compartidos c

, restando n y v. (Ej HNO3: c = n – v =

34e- – 24e- = 10 e- es decir 5 pares de e- enlazantes)

O

H

O

N

O

XX

XX xx xx xx xx ...

5. Determinamos los

e- libres y solitarios s

, los no compartidos restando v y c. Los pares no enlazantes deben colocarse alrededor de cada átomo de modo que todos adquieran estructura de gas noble. (Ej HNO3: s = v – c = 24e- – 10e- = 14 e- es decir 7 pares no

enlazantes X X X X XX

O

O

N

O

x x xx H xx xx xx xx xx xx xx xx . ...

6. Hay que pensar la posibilidad de la existencia de dobles o triples enlaces. 7. Posibilidad de resonancia

Resonancia

La estructura de Lewis para el 2− 3

Decimos que las tres estructuras están en resonancia, indicándolo con el signo ↔. La estructura real es intermedia entre las dos estructuras resonantes, ya que os enlaces C – O no son dobles ni simples sino que presentan una

longitud de enlace intermedia

.

Es posible escribir varias estructuras de Lewis para una misma molécula o un ión poliatómico variando la ordenación de sus e-. La estructura real es un

híbrido en resonancia

de todas ellas.

Estructura canónica de resonancia

es cada una de las estructuras que representan una molécula o un ión poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus electrones.

Las condiciones de la resonancia exigen igual posición geométrica con el mismo nº de

e- desapareados

.

Ej:No son resonantes C2H4O (etanol, etanal), No son resonantes C2H6O2, si es resonante el

SCN.

Forma geométrica de la moléculas y los iones poliatómicos.

Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica definida que depende de la posición que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras de Lewis no describen estas estructuras pero pueden determinarse con gran aproximación a partir del método de repulsión de pares de electrones del nivel de valencia RPENV.

Los pares de e-

enlazantes

y los

libres

que rodean al átomo central se orientan de tal modo que, al aproximarse al núcleo cuando es posible, se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adoptada determina la

geometría

molecular

.

Orden de repulsión de e-:

Distinguimos tres casos:

2. Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres

Además de las repulsiones entre los pares enlazantes, aparecen fuerzas repulsivas entre el par enlazante y par libre y entre par libre y par libre.

Las fuerzas repulsivas entre pares libres son mayores que las existentes entre par

enlazante y par libre y éstas, a su vez, son mayores que entre pares enlazantes

.

3.2 Teoría del enlace de valencia

Surge para facilitar la compresión de ciertos aspectos del enlace covalente (porque al compartir e- se forma una unión estable, porqué unos e- de valencia son enlazantes y otros no, qué determina la geometría, porqué unos enlaces son más fuertes que otros).

El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de

átomos diferentes con empajeramiento de los e- de espín antiparalelo

.

Cuanto mayor es esta superposición, mayor es la fuerza de enlace. El resto de los orbitales atómicos que no forman enlace no experimenta modificación alguna

El emparejamiento de un par de e- en un orbital común constituye el

enlace simple

, si son dos pares de e- se tratará del enlace doble y si son tres pares de e- será el triple.

La formación de enlaces covalentes dependerá del número de e- desapareados que aparecen en las configuraciones electrónicas ya que sólo estos e- pueden formar enlaces covalentes.

La covalencia o valencia covalente de un elemento es el nº de enlaces que puede formar,

lo que depende del nº de sus e- desapareados

.

Elemento Estructura electrónica Covalencia

H 1s1 1

Algunos elementos forman más enlaces que e- desapareados poseen. Esto es debido a la

promoción electrónica: un e- en un orbital completo, se sitúa en un orbital vacío de mayor energía

dentro del mismo nivel.

Elemento Estructura electrónica Estructura electrónica promocionada Covalencia

Be 2 2

2

1s s 1s22s12p1_x 2

B 2 2 1

2 2 1s s px

1 1 1 2 2 2 2

1s s px py 1/3

C 2 2 1 1

2 2 2

1s s p_x p_y 1s22s12p1_x2p1_y2p1_z 2/4

S 2 2 6 2 2 1 1

3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z

1 1 2 2 6 2 2 3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z

1 1 2 2 6 2 2 3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z

1 1 2 2 6 2 2 3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z

1 1 1 1 2 6 2 2 2 2 3 3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z d_{x −y} 1 1 1 1 1 1 6 2 2 2 2 2 3 3 3 3 3 3 2 2

1s s p s p_x p_y p_z d_{x −y} d_z 2 4

6

P 2 2 6 2 1 1 1

3 3 3 3 2 2

1s s p s px py pz

1 1 1 1 1 6 2 2 2 2 3 3 3 3 3 2 2

1s s p s px py pz d_x−y 3/5

Esto da explicación a que muchos elementos tengan covalencia múltiple, ya que pueden desaparejar un nº variable de e-.

Ejemplos de moléculas, indicando el emparejamiento de e- para formar enlaces covalentes.

3.3 Parámetros de enlace

De un enlace debemos conocer ciertas características tales como:

- Energía de enlace: Los enlaces covalentes requieren una mayor energía que otros para ser disociados y cuánta más energía se requiera significará que más estable es la molécula.

El valor de esta energía debe ser en valor absoluto igual al de la energía que se liberó en su formación.

La energía de enlace de una molécula diatómica (A – B) representa la variación de

entalpía que se manifiesta cuando se disocia 1 mol de moléculas gaseosas formando

átomos en estado gaseoso(*).

- Longitud de enlace: dependerá del tamaño de los átomos enlazados.

Es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos covalentemente.

El triple enlace es más corto, que el doble y éste más corto que el simple, esto se debe a la forma de solaparse los orbitales en el enlace.

- Ángulo de enlace:

es geométricamente el correspondiente a la “geometría” molecular

conocida por experimentación.

La polaridad del enlace dependerá de la electronegatividad de los átomos que intervienen en el enlace. NOTA: la electronegatividad es la tendencia de un elemento para atraer los e- de otro átomo con el que se está enlazando.

Posibilidades:

* Moléculas diatómicas homonucleares: cuando 2 átomos iguales se enlazan covalentemente, el par de e- que comparten se coloca a mitad de la distancia de enlace, ya que la tendencia a atraer pares de e- compartidos es igual en ambos átomos. Se dice que son moléculas apolares: Cl2, H2, N2, O2, F2, …

* Moléculas diatómicas heteronucleares: si los átomos que se enlazan son de diferentes electronegatividades, debido a la fuerte atracción, se deslocalizará el par de e-

hacia el de mayor electronegatividad creándose una molécula con una deslocalización de carga compartida. Se dice que son moléculas polares. Como consecuencia aparecerá sobre el de mayor electronegatividad una carga parcial negativa ∂−y sobre el otro una carga parcial positiva∂+.

El enlace covalente polar, en el que

hay transferencia parcial de los e-, puede considerarse como

intermedio entre el enlace covalente apolar y el enlace iónico

. Se dice que el enlace polar es parcialmente iónico.

El carácter iónico del enlace aumenta conforme aumenta la diferencia de

electronegatividades de los átomos enlazados

.

( H2O)

La magnitud que mide la polaridad es el momento dipolar (µ) que es el vector dirigido del polo + al polo – , cuyo módulo es el producto del valor de la carga deslocalizada en los polos multiplicado por la distancia polo-polo.

Otras moléculas polares o dipolares son: NH3, CO, HF, BrCl, CS2, H2S, O3, OF2, H2O2, SO2,

Cl2O, SnCl2, SCl2,…

* Moléculas poliatómicas: Una molécula está polarizada si tiene un momento dipolar resultante

µ

T ≠0, como

suma de todos los momentos bipolares de los enlaces presentes en la

molécula

. Depende de:

- La diferencia de electronegatividades (enlaces polarizados) - La geometría molecular (orientación de los enlaces polarizados) Serán polares

µ

T ≠0: CHCl3, HCCl3, HCN, HCCl3, …

Serán apolares

µ

_T =0: CO2, CH4, BF3, CS2, CCl4, SiH4, CF4, SO3, BCl3, PF5, N2O, …

3.4 Hibridación de orbitales atómicos

Estas teorías suponen una justificación para explicar el comportamiento anómalo de determinadas moléculas.

En esencia consiste en una modificación geométrica/energética como se detallará. Como son orbitales también se admite como máximo 2e- y los e- del kernel no intervienen.

Hibridaciones elementales tipo: sp3, sp2, sp.

* Hibridación sp3 _{(tetraédrica):}

_{la hibridación de un orbital s y tres orbitales p, produce}

cuatro orbitales híbridos sp

3_{. éstos se dirigen hacia los vértices de un tetraedro regular con un}

Mediante la hibridación sp3 se explica la estructura del CH4, H2O, NH3, CF4, CH3-CH3, …

* Hibridación sp2(trigonal):

Cuando se combina un orbital s con dos orbitales p se

forman tres orbitales híbridos sp

2

_.

_{Los nuevos orbitales están situados en un mismo plano} y forman entre sí ángulos de 120º. SE mantiene un orbital p sin hibridar.

Mediante la hibridación sp2 _{explica la molécula de BF}

3 y la del eteno CH2=CH2.

* Hibridación sp (digonal):

se forman por la combinación de un orbital s con uno

p

. Los nuevos orbitales son lineales, por lo que forman un ángulo de 180º. En cada átomo se mantienen 2 orbitales p sin hibridar.

4. ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos constituyen la mayoría de los elementos conocidos. Tienen unas propiedades y características propias y definidas que los hace diferentes de las sustancias iónicas y covalentes. Esto se debe al tipo de enlace que forman: enlace metálico.

Enlace metálico: es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, que debe su estabilidad y propiedades a las redes metálicas.

El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos con otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales de tres tipos principalmente:

1. Red cúbica compacta o centrada en las caras (IC. 12): Cu, Ag, Au, Pt, Al

2. Red hexagonal compacta (IC:12): Mg, Zn, Cd 3. Red cúbica centrada en el cuerpo (IC:8): metales alcalinos, Fe

4.1 Modelos de enlace metálico

Modelos que justifican las estructuras y propiedades de los metales:

- Modelo de nube electrónica: la red cristalina está formada por

iones del metal, átomos que han cedido sus e- de valencia. Los e- están deslocalizados en el conjunto del cristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de

interacción entre los iones metálicos y la nube de e- deslocalizados.

- Modelo de enlace covalente deslocalizado: es un caso especial de enlace covalente en el que los e- de valencia de los átomos son menos que el de e- que participan en los enlaces. Ej: en los metales alcalinos cada átomo de una celda unidad está rodeado de otros 8 átomos situados en los vértices del átomo central que aporta un e-, mientras que los 8 átomos vecinos aportan uno en total, pues cada uno pertenece a 8 celdas unidad. Se produce la unión del átomo central con 8 vecinos.

- Modelo de bandas: Este modelo supone que al ser muy compacta la red metálica, los átomos que la forman se encuentran muy cercanos unos de otros, de manera que sus orbitales atómicos de valencia se superponen dando lugar a orbitales moleculares de energías muy parecidas que pueden ser descritos como niveles energéticos, constituyendo, por su gran

número, lo que se denomina una banda de niveles energéticos. Se formarán tantos orbitales moleculares como átomos que se han aproximado por el número de orbitales de cada uno.En el caso de que los orbitales que se superponen son los del nivel de valencia éstos darán lugar a una banda semiocupada, la banda de valencia. Cuando hay bandas

semillenas, los electrones pueden moverse por todo el metal al aplicar energía, ya que los electrones pueden desaparearse con muy poca energía ocupando orbitales moleculares vacíos dentro de la banda. Los electrones se situarán en la parte baja de la banda que es donde hay menor energía. La aportación de una mínima cantidad de energía a dicha banda provocaría una fácil y rápida movilidad de sus electrones, lo que explicaría su gran conducción.

Si la banda de orbitales moleculares más externos se encuentra completamente llena. Las propiedades conductoras en estos casos depende de la diferencia de energía entre esta banda llena y la siguiente completamente vacía:

— Si las bandas se superponen, al cristal se le denomina conductor.

— Si la diferencia de energía entre ellas es grande, diremos que estamos ante un

aislante.

— Si esta diferencia es pequeña, los electrones que tengan una energía no muy elevada

5. ENLACES INTERMOLECULARES

Las interacciones que existen entre las moléculas que forman la materia justifican un nuevo tipo de enlace.

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas ATRACTIVAS que se dan entre las sustancias

covalentes sólidas o líquidas

.

En estas fuerzas se encuentran las fuerzas de Van der Waals y el Puente de Hidrógeno. Ej: cuando disminuimos suficientemente la energía de un gas, al mismo tiempo que disminuye la energía cinética media de las moléculas, aparecen las fuerzas atractivas intermoleculares, pasando la sustancia al estado líquido y posteriormente al sólido. También utilizaremos los puntos de fusión/ebullición para obtener información sobre estas fuerzas.

Fuerzas de Van der Waals

: son fuerzas débiles de

naturaleza eléctrica que puede agruparse dentro de los tipos: -Fuerzas dipolo-dipolo: se dan en moléculas polares. Cuanto mayor es el momento bipolar de las moléculas, mayor es la fuerza atractiva. Ej:HCl, HF…

-Fuerzas dipolo-dipolo inducido: las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva (electrostática).

Ej: interacción HF con átomo de Argón.

-Fuerzas de dispersión o fuerzas de London: aparecen entre moléculas no polarizadas. En un momento dado la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. La

Factores que influyen en las Fuerzas de Van der Waals

- Posibilidad de polarización molecular - Tamaño de las moléculas

- Masa de las moléculas - Elevado nº de e-.

En general son fuerzas no direccionales muy débiles entre moléculas. El tamaño influye por ser de mayor posible polarización las moléculas más grandes, ya que en átomos pequeños la retención de los e- hace que sean poco desplazables.

Ej: Señalas de las parejas de moléculas cuales tendrán mayor punto de ebullición (lg) {Xe – Ne}{H₂ – O₂}{Cl₂ – CCl₄}{Br₂ – I₂}

(debido a un mayor tamaño)

Ej: justificar pq los siguientes isómeros de cadena tales como el: pentano, 2-metilbutano y dimetil propano presentan diferentes puntos de ebullición.

Las 3 moléculas tienen idéntico peso molecular pero en el espacio es más compacta la última, luego será la de mayor dificultad para polarizarse, luego no formará fuerzas de dispersión y tendrá un menor punto de ebullición

Ej: porqué la amina primaria propilamina tiene mayor punto de ebullición que la trimetil amina CH3-CH2-CH2-NH2 CH3-N-CH3

│ CH3

Por tamaños comprobaríamos que la amina terciaria es más pequeña y compacta, menos polarizable y por tanto punto de ebullición menor. (de hecho propil amina 48ºC y trimetil amina 4ºC)

Puente de Hidrógeno

: cuando una molécula tiene átomos de H unidos covalentemente a átomos pequeños y muy electronegativos (como F,O,N) se produce un enlace covalente muy polarizado.

Este enlace polarizado es un enlace electroestático dipolo-dipolo que cohesionan las moléculas modificando sus puntos de fusión/ebullición por formarse una red que los retiene. Se llama “puente de hidrógeno” porque dos moléculas vecinas se enlazan por la parte hidrogenada.

Agua en estado gas-líquido-sólido Otro caso en el que también ocurre es en el del amoníaco aunque en menor extensión (debido a que la diferencia de electronegatividades es menor y porqué sólo posee un par de e- libres.

(puntos de ebullición: NH3:-33, H2O: 100, HF: 19)

6. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

COVALENTES TIPO IÓNICAS

POLARES APOLARES SÓLIDOS RETICULARES

METÁLICAS

Partículas ANIONES Y CATIONES MOLÉCULAS POLARES MOLÉCULAS APOLARES

ÁTOMOS EN REDES CRISTAL

IONES POSITIVOS BAÑADOS EN NUBES

DE e-

Fuerzas de atracción ELECTROSTÁTICAS Y _{VAN DER WAALS} DIPOLOS(Van der _{Waals,pte de H}

2) VAN DER WAALS

ENLACES COVALENTES POLARES/APOLARES

MUY FUERTES

ENLACE NETÁLICO CON BANDAS DE

SOLAPAMIENTO

Estado (Tª

ambiente) SÓLIDOS LÍQUIDO-GAS LÍQUIDO-GAS SÓLIDOS SÓLIDOS(excepto Hg) Punto de

fusión/ebullición

ALTOS(debido a la presencia de fuerzas ente iones,

depende de U)

MEDIOS PEQUEÑOS ALTÍSIMOS MUY ALTOS (excepto los

alcalinos)

Conductividad (estado sólido)

BAJA (iones fuertemente

unidos a la red cristalina) BAJA MUY BAJA PEQUEÑA ALTÍSIMA

Conductividad (estado líquido)

ALTA

(electrólisiselectrólito) PEQUEÑA MUY POCA

CASI NO EXISTEN EN

LÍQUIDO/GAS ALTA

Propiedades

Mecánicas DUROS Y FRÁGILES BLANDOS BLANDOS DURÍSIMOS

DÚCTILES TENACES MALEABLES

Solubilidad

ELEVADA EN H2O (rotura de la red iónica por interacción iones con dipolos)(solvatación) BAJA EN APOLARES

EN AGUA POCO EN APOLARES

MUCHO

EN AGUA POCO EN APOLARES ALGO

INSOLUBLES AL

MÁXIMO INSOLUBLES

Ejemplos _NaNO NaCl, KBr,

3,CuSO4,Na2CO3,MgO H2O, NH3, HBr, SO2,

H2, Cl2, CO2, O2, CCl4, P4,

S8, I, SiO2, SiC, diamantes, B,

Mg, Cu, Fe, Au, Ag, W, Pt, Na, Ca … y aleaciones

Tipos de estructura molecular

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Átomos externos Pares Libres Nubes de Carga Forma Ángulo de Enlace Ideal Ejemplo Imagen

2 0 2 Lineal 180o BeCl2

3 0 3 Trigonal Plana 120o BF3

4 0 4 Tetraédrica 109,47o (cos-1 (1/3)) CH4

5 0 5 Trigonal Bipiramidal 90o, 120o PCl5

6 0 6 Octaédrica 90o SF6

2 1 3 Angular 120o SO2

3 1 4 Trigonal Piramidal 109,47o (cos-1 (1/3)) NH3 (107,5°)

4 1 5 Balancín 90o, 120o SF4

5 1 6 Piramidal cuadrada 90o BrF5

2 2 4 Angular 109,47o (cos-1 (1/3)) H2O (104,5°)

4 2 6 Cuadrada plana 90o XeF4