Curso : Segundo de Bachillerato Unidad nº 3 El enlace químico

Asignatura de Química

Curso : Segundo de Bachillerato

Unidad nº 3

El enlace químico

Introducción al Enlace Químico

Se puede observar en la naturaleza que los átomos de los elementos se unen constituyendo moléculas.

A las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, a los iones o a las moléculas en los

compuestos químicos, se les denomina Enlace químico.

Ante esta realidad cabe preguntarse la causa por la cuál algunos átomos prefieren unirse a otros y no permanecer aislados.

El motivo obedece a que, como el resto de los sistemas de nuestro Universo, los átomos persiguen obtener el estado de mínima energía o dicho de otro modo, de máxima estabilidad posible.

En 1916 Kössel (enlace iónico) y Lewis (enlace covalente) supusieron que los átomos presentaban una capa electrónica externa que podía contener hasta ocho electrones; este octeto de electrones, que representa la estructura de gas noble, supondría una disposición electrónica especialmente estable.

A esta regla se la conoce como “Regla del Octeto electrónico”.

No obstante hay que señalar que esta regla no se cumple en todos los casos, especialmente en algunos de los elementos de los tres primeros periodos.

Las excepciones más significativas son;

1.- El Hidrógeno (cuya tendencia es adquirir 2 e- en la última capa a similitud del He)

2.- Algunos elementos a partir del tercer periodo que al disponer de orbitales “d” pueden

rodearse de más de ocho electrones como como el PCl5. (Octeto expandido)

3.- Algunos elementos que se estabilizan con menos de ocho electrones como por ej. el BF3. (Octeto incompleto)

Para poder obtener esta configuración, se distinguen básicamente tres “modelos” en función de las características de cada uno de los átomos y de las que presentan los átomos a los que se va a unir:

El enlace iónico (a través de la formación de iones), el enlace covalente (basado en la

compartición de electrones) y el enlace metálico (a través de empaquetamientos de los

átomos metálicos).

Cuando los átomos establecen enlaces químicos para rebajar su energía, se presentan algunas circunstancias comunes que vamos a tratar:

a) Distancia de enlace;

Cuando se forma el enlace químico se considera que los átomos se aproximan desde una distancia a la cuál no se produce ningún tipo de interacción.

disminución de la energía total del sistema que se va haciendo cada vez menor), hasta que la distancia internuclear es tan próxima que entran en contacto las capas electrónicas de los átomos, apareciendo entonces fuerzas repulsivas que desestabilizan el sistema.

A la representación de las curvas de estabilidad se las denomina curvas de Morse:

Se denomina distancia de enlace, longitud de enlace o distancia internuclear (d0)

a la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos,a la cuál las fuerzas atractivas del sistema son máximas y las fuerzas repulsivas mínimas y en la que se adquiere por tanto, un valor energético mínimo.

Pero no siempre que se aproximan dos átomos se produce un rebajamiento en la energía del sistema.(por ej. cuando se combina un gas noble). En ese caso a la gráfica resultante, se denomina de inestabilidad y el compuesto propuesto no se forma.

b) Energía de enlace:

Se define como la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y en su estado fundamental.

Coincide con la energía que presenta el sistema a la distancia de enlace. A mayor energía de enlace mayor estabilidad.

En las moléculas covalentes, la presencia de dobles y triples enlaces entre átomos no sólo aumenta sus energías de enlace sino que disminuye sus distancias internucleares.

Así C-C, C=C. y presentan C≡C- unas distancias de 1.54 Ᾰ, 1,33 Ᾰ y 1.20 Ᾰ respectivamente

c) Energía de disociación:

d) Ángulo de enlace (moléculas enlazadas):

Se define como el ángulo “hipotético” que formarían el núcleo del átomo central y los átomos unidos a él

¿Qué tipo de enlace presentará una sustancia?

1.- Los números cuánticos (“n” y “l”) del último electrón de los elementos A, B y C son respectivamente (3,0), (3,1) y (5,1), Indica razonadamente:

a) El tipo de enlace A-A b) El tipo de enlace B-B c) El tipo de enlace C-B d) El tipo de enlace A-C

2.- A las siguientes especies: X-, Y y Z+, les corresponden los números atómicos 17, 18 y

19, respectivamente.

a) Escribe la configuración electrónica de cada una de ellas.

b) Ordena razonadamente, de menor a mayor, las diferentes especies según su tamaño y su energía de ionización. c) ¿Qué especies son X− e Y?

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El enlace químico

Enlace iónico

1.- EL ENLACE IONICO

El enlace iónico se lleva a cabo entre elementos de muy diferente electronegatividad como sucede en las sales haloideas, los óxidos metálicos, los hidruros metálicos los hidróxidos y las oxisales.

El enlace iónico entre dos átomos se forma por transferencia de electrones total desde uno de ellos al otro.

Como los átomos son neutros, cuando un átomo cede un electrón se queda cargado positivamente, formando lo que se llama un ión positivo o catión.

Si un átomo capta un electrón, quedará cargado negativamente, formando así un ión negativo o anión.

Cuando se han formado dos iones de signo contrario, esto es, un anión y un catión, éstos se atraen mutuamente mediante fuerzas de tipo electrostático y pueden formar de esta manera

una molécula neutra estable. Estas fuerzas electroestáticas, llamadas de Coulomb, son, por

A. Átomos que forman iones positivos o cationes e iones negativos o aniones:

-Cationes Monovalentes

Los átomos que dan cationes monovalentes son los metales alcalinos.

Esto es, debido a que su configuración electrónica externa es ns1, es decir, con un solo

electrón en el orbital más externo.

Este electrón (e- de valencia) está bastante alejado del núcleo del que está separado, además, por los electrones internos que apantallan la atracción del núcleo hacia él. Por este motivo es relativamente fácil arrancar este electrón.

(E. ionización)

-Cationes divalentes

Los átomos que dan cationes divalentes son los átomos de los metales alcalinotérreos, excepto el Be.

A partir del grupo 3 (4,5,6 y 7) es muy difícil la formación de cationes, y sólo los más pesados del grupo 3 formarán cationes trivalentes.

- Aniones:

Los átomos de los elementos del grupo 7 tienen una configuración externa ns2 p5, esto es,

les falta un electrón para completar los orbitales p y adquirir así la configuración electrónica del gas noble correspondiente.

Por este motivo, los halógenos forman sólo aniones monovalentes. Los anfígenos, por el

mismo motivo (configuración externa ns2 p4) tienen tendencia a formar aniones divalentes.

Los elementos de la familia del N forman aniones trivalentes, y a partir de aquí es imposible la formación de aniones tetravalentes.

Los radios iónicos de los dos iones que se van a enlazar van a ser un factor determinante de la distancia interiónica una vez formado el compuesto iónico. Así, el número de iones de un signo que rodean a un ión de signo contrario viene condicionado en gran manera por la relación de sus radios iónicos, y cuanto mayor sea el número de coordinación mayor será la estabilidad del compuesto iónico.

B.- CICLO DE BORN – HABER: Consideraciones energéticas sobre el enlace iónico.

El ciclo de Born-Haber es un balance termodinámico del proceso total en la formación de un compuesto iónico.

Basado en la ley de Hess, permite calcular la energía reticular de un compuesto, a partir de las variaciones energéticas de las diferentes etapas de su formación.

Como ejemplo, se escogerá la reacción de formación del cloruro de sodio sólido: ∆Hf

Na (s) + ½ Cl2 Na Cl (s)

Se denomina así al calor desprendido en la formación de 1 mol de NaCl sólido a presión constante y a partir de sus elementos en estado estándar.

a) Vaporización del Na en la cual, mediante el aporte de una energía, denominada entalpía de vaporización, pudiéramos realizar el cambio de estado de Na sólido a Na vapor:

Na (s) Na (g) ∆Hv

b) Un segundo paso que sería el de ionización del Na, previo aporte del P.I.

correspondiente (si el catión fuera divalente, habría que tener también en cuenta el segundo P.I,):

P.I.

Na(g) -1e- Na+(g) P.I.

c) Una tercera etapa en la que habría que disociar la molécula de cloro, previa

comunicación de una cantidad de energía denominada energía de disociación, similar por lo menos a la energía de enlace.

Ed

Cl2 (g) 2Cl- Ed (Cl – Cl)

2

d) Formación del anión cloruro, que llevaría consigo el desprendimiento de la afinidad

electrónica correspondiente:

AE

Cl (g) + 1 e Cl- (g) A.E

e) Y finalmente la formación del cristal de NaCl mediante el desprendimiento de la

energía reticular. Ur

Concepto de Energía reticular;

El origen de la transferencia de electrones que tiene lugar en el enlace iónico, se puede explicar por dos motivos:

a) Por la tendencia de los átomos a tener una estructura electrónica estable (gas noble) b) Porque los iones, una vez enlazados a través de su atracción electrostática, forman un sistema de menor energía.

Para comprender este último paso del enlace entre ambos iones, hay que empezar imaginando el acercamiento entre ellos. En este momento intervienen dos tipos de fuerzas:

- Una atractiva debido a su carga electrónica contraria.

- Otra repulsiva debido a que tanto las nubes electrónicas como los núcleos de ambos

iones se repelen.

A una distancia d0 se obtiene el equilibrio estático entre ambos iones, ordenándose en un

retículo y produciéndose la liberación de una gran cantidad de energía llamada energía reticular (U)

La energía reticular se define como la energía que se desprende cuando se forma un mol de

cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. La energía reticular es directamente

proporcional al producto de las cargas de los iones e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los iones

Un cristal iónico será por tanto mas estable cuanto mayor sea su energía reticular.

Teniendo en cuenta todos los factores, se puede calcular la energía reticular o energía desprendida por la formación de 1 mol de un compuesto iónico:

.

A : cte. de Madelung

d0 : d de equilibrio

( ) : Factor de compresibilidad que tiene en cuenta el conjunto de fuerzas repulsivas.

El balance energético para la formación de un compuesto iónico de estequiometría 1:1, sería por lo tanto:

La energía reticular desprendida es proporcional al producto de las cargas de los iones e inversamente proporcional al radio de los iones.

A mayor energía reticular , mayor fortaleza de enlace lo cual implica mayores puntos de fusión y ebullición, mayor dureza y menor solubilidad en los disolventes polares.

C.- CONDICIONAMIENTOS DE TAMAÑO Y ESTABILIDAD DE LOS CRISTALES IONICOS

Un cristal iónico está formado por iones de signo contrario dispuestos en posiciones fijas distribuidos ordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos.

Como consecuencia de esta ionización se establece en el espacio una ordenación cuyo objetivo es obtener la máxima estabilidad. Las leyes que rigen esta ordenación son dos:

1. La carga eléctrica debe ser nula en el conjunto.

2. La distancia entre dos iones de signo contrario debe dar la distancia de equilibrio.

Como consecuencia, se produce la ordenación de los iones formando un sólido con estructura repetida en las tres dimensiones, que se llama cristal.

La determinación precisa del cristal se da mediante un par de números separados por dos puntos, que indican el número de iones negativos que rodean a uno positivo y el de iones positivos que rodean a uno negativo. Cuando la carga es igual en valor absoluto para los dos iones los números salen iguales, así el cloruro de cesio Cs Cl tiene una fórmula 8:8, la blenda 4:4, etc.

Se denomina índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodea a un ión dado.

El valor de este índice dependerá del tamaño relativo de los iones y de los condicionamientos eléctricos antes estudiados. Tal es así que los índices de coordinación que posteriormente determinarán la estructura vienen dados por un valor límite que se obtiene por el cociente entre el radio del ión positivo y el radio del ión negativo.

r+

ESTRUCTURA IND. DE COORD. VALOR LIMITE

r-

Cúbica 8 0,732

Octaédrica 6 0,414

Tetraédrica 4 0,225

Se puede afirmar, que un compuesto iónico será tanto mas estable cuanto mas parecidos sean los radios del catión y del anión.

Estrictamente no cabe hablar en compuestos iónicos de peso molecular, puesto que no existen moléculas, sino un conjunto de iones positivos y negativos estrechamente enlazados.

Por este motivo, es más correcto llamarlo peso-fórmula.

D.- PROPIEDADES DEL ENLACE IONICO:

Se debe partir del análisis de las fuerzas que mantienen a los iones unidos formando la red y que en el caso del enlace iónico son las intensas fuerzas atractivas de Coulomb.

1. Puntos de fusión y ebullición:

El punto de fusión se define como aquella temperatura a la cuál la energía calorífica es capaz de destruir la red sólida

Cuando la magnitud de las fuerzas de enlace es muy intensa, hay que esperar que dicha temperatura sea elevada como sucede en este caso, por lo que a presión y temperatura ambiente los compuestos iónicos serán sólidos.

Igualmente, los compuestos iónicos presentan altos puntos de ebullición.

2. Solubilidad:

Para que un disolvente solubilice un compuesto se debe cumplir que:

1) Pueda ejercer fuerzas suficientes intensas que consigan destruir la red.

2) Ser capaz de mantener separados a los iones en la disolución a través de las moléculas

de disolvente ( solvatación).

Cuando se quiere disolver un compuesto iónico se va a necesitar que las moléculas que constituyen el disolvente puedan ejercer las fuerzas necesarias para compensar las intensas atracciones electrostáticas que experimenta cada ión del retículo ,por parte del resto de los iones de signo contrario que le rodean.

Estas fuerzas tienen que ser de carácter eléctrico para poderlas compensar.

Por ello, sólo los disolventes polares (agua, etanol) van a ser capaces de disolver a los

compuestos iónicos, mientras que los apolares (gasolina, benceno, acetona, CCl4) no van a

poder llevar a cabo la disolución.

3. Conductividad térmica y eléctrica.

Para que haya conductividad eléctrica se debe cumplir que:

1) Existan en la molécula electrones libres o iones

2) Que las partículas anteriores se puedan mover.

Lo mismo ocurre para el calor.

4. Dureza:

Los compuestos iónicos son compuestos generalmente muy duros ya que las fuerzas intermoleculares que deben vencer las fuerzas mecánicas son muy altas (fuerzas de Coulomb), excepto en algunas direcciones en las que son extremadamente frágiles (quebradizos). Esto se debe a que esas direcciones se ponen en contacto iones del mismo signo experimentando fuertes repulsiones.

Problemas – clave

1. Construye un ciclo de Born-Haber para la red de bromuro de calcio y obtén su valor

numérico teniendo en cuenta los siguientes datos:

∆Hºf (CaBr2) = -675 kJ/mol I1 ( Ca )= 589,5 kJ/mol

∆Hºsub (Ca(s)) = 121 kJ/mol I2 (Ca) = 1145 kJ/mol

∆Hºdis (Br2 (g)) = 193 kJ/mol

∆Hºv (Br2) = 315 kJ/mol

AE ( Br(g)) = -324 kJ/mol

2.-Calcula la energía reticular del MgO sabiendo que:

∆Hºf (MgO) = -602 kJ/mol I1 ( Mg )= 736,5 kJ/mol

∆Hºsub (Mg(s)) = 146 kJ/mol I2 (Mg) = 1447 kJ/mol

∆Hºdis (O2 (g)) = 498 kJ/mol

AE1 ( O2(g)) = -324 kJ/mol

AE2 ( O2(g)) = - 791kJ/mol

S: -2249. kJ/mol

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El enlace químico

Enlace covalente

Introducción

Hay muchos compuestos cuyo enlace no se puede explicar a través de la formación de iones como sucede en el enlace iónico.

Gilbert Newton Lewis sugirió en 1915 la formación de un enlace químico a través de la compartición de pares de electrones de los átomos que se enlazan, con el objetivo de adquirir la configuración de gas noble. Los electrones, según Lewis, no serían transferidos de un átomo a otro, sino que son compartidos por los dos. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente.

El enlace covalente se produce cuando se unen entre sí átomos de muy parecida electronegatividad como sucede cuando los no metales se enlazan con el hidrógeno o con el oxígeno (no metal) o cuando los no metales se unen entre sí.

En la actualidad se admite que este enlace se produce por la compartición de algunos de los electrones de la capa de valencia de los átomos que se unen, provocando un desprendimiento de energía y la disminución de la energía total del sistema.

Se define covalencia como el número de electrones compartido por cada elemento en un

compuesto covalente.

 Polaridad de los enlaces.

El enlace covalente se ha definido como la compartición de un par de electrones entre dos núcleos.

En el caso de moléculas formadas por dos átomos iguales (H2, Cl2, etc…), este par de

electrones está situado, en promedio, a la mitad de la distancia entre dos núcleos, pero, en los demás casos, tienden a distribuirse más cerca del átomo de mayor electronegatividad.

Se crea entonces un dipolo eléctrico, ya que las cargas negativas están desplazadas hacia

un lado del enlace, y las positivas hacia el otro.

Ej.

x x oo

Cl Cl covalente apolar

x x oo

x x

H Cl covalente polar

x x

+ -

Na Cl iónico

El enlace iónico puede considerarse, por tanto, como un caso límite de enlace polar.

En la práctica, ningún compuesto que presenta enlace iónico deja de tener un carácter parcial covalente, ni ningún compuesto con enlace covalente deja de tener un carácter parcialmente iónico excepto cuando los átomos presentan la misma electronegatividad,

Se denomina enlace covalente polar a aquél en el que el par de electrones del enlace se

encuentran desplazados hacia el átomo mas electronegativo.

La separación de cargas de la molécula conlleva la creación de un momento dipolar (µ) cuya expresión viene dada por:

Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad de una molécula covalente mayor es su momento dipolar. El momento dipolar se representa en la molécula con la punta de la flecha apuntando hacia el átomo más electronegativo. Su unidad es el Debye (D)

Conviene distinguir también entre polaridad de un enlace y polaridad de una molécula. Aunque lo habitual es que una molécula que tenga enlaces polares sea también polar, hay

moléculas que teniendo enlaces polares son apolares (B F3, C Cl4).

Esto es posible porque, al ser moléculas simétricas, los dipolos de sus enlaces se anulan entre si, es decir, la suma de los vectores momento dipolar es cero.

Se define la Polaridad total de una molécula como el momento dipolar resultante de sumar

vectorialmente todos los momentos dipolares de la molécula.

o x x



Teoría de Lewis

Lewis propuso que en el enlace covalente los átomos se unieran mediante la compartición de pares de electrones de la capa de valencia para adquirir una configuración electrónica estable.

Para representar estas uniones utilizó una notación en la que el símbolo de cada elemento quedaría rodeado de unos puntos o aspas (para diferenciarlos) que representarían el número de electrones de la última capa o capa de valencia.

En el caso de pares de electrones también se podrían representar como rayas, que también podrían representar cada par de electrones compartido:

Para obtener la configuración de gas noble los átomos pueden compartir más de un par de electrones.

Por ejemplo en el caso de la molécula de oxígeno, los átomos comparten dos pares de electrones (doble enlace) y en el de la molécula de nitrógeno se comparten tres pares (triple enlace)

A estos enlaces se les conoce como enlaces múltiples. Se define el orden de enlace como

el número de pares de electrones compartidos entre dos átomos (1, 2 o 3 respectivamente para el enlace sencillo, doble o triple). A medida que aumenta el orden de enlace, aumenta la energía de enlace y la estabilidad, de ahí la alta estabilidad de la molécula de nitrógeno

Representa por Lewis las siguientes moléculas:

BeCl

2

, BH

3

, CH

4,

NH

3,

H

2

O, HCl

Cuando se desea representar estructuras de Lewis se sigue el siguiente procedimiento:

1. Se escribe cada átomo con sus electrones externos y se realiza una propuesta de enlace

covalente.

2. Para comenzar se dibuja un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno

de los átomos que lo rodean

3. Se realiza un balance electrónico:

(Ʃe- de valencia de cada uno de los átomos – 2. nº de enlaces covalentes propuestos si la

molécula es neutra)

Si se trata de un anión ( + 1. nº de cargas negativas) Si se trata de un catión ( -1 nº de cargas positivas)

4. Se redistribuyen los electrones, de modo que todos los átomos obtengan la

configuración de gas noble.

5. Si no se cumple la regla del octeto (excepto para el hidrógeno, berilio , boro o aluminio

por defecto o para elementos con el octeto expandido como fósforo y azufre), para cada uno de los átomos, se repite el proceso proponiendo dobles o triples enlaces

e

- = (4 + 5 + 1) – 2*3 = 4 e- e- = (1+6+1) – 2*2 = 4 e

Estructuras orgánicas

Crítica:

1. No explicaba las especies con nº impar de electrones.

2. No justificaba algunas propiedades, por ejemplo, el paramagnetismo del oxígeno.

3. No explica algunas moléculas con el octeto incompleto o expandido:

Durante mucho tiempo se creyó que la regla que regía el enlace covalente era la regla del octeto según la cuál cada átomo debía tender a tener ocho electrones en la última capa, pero algunas moléculas resultaban estables con otras configuraciones:

A. Octeto incompleto:

Algunos elementos como Be, B o Al, se estabilizan con menos de ocho electrones en su última capa,

Por ej: Be Cl2, BF3

B.- Octeto expandido:

La existencia de moléculas con 6, 10 u 11 electrones rodeando a uno o varios de los átomos enlazados (octeto expandido) también contradice la regla del octeto.

Enlace covalente dativo

Se llama así al enlace covalente en el que el par de electrones que origina el enlace covalente son aportados por uno solo de los dos átomos entre los que se ha establecido el enlace.

Es necesario que uno de los dos átomos disponga de un par de electrones libre (base de Lewis) y que el otro presente un orbital vacío donde alojarlos (ácido de Lewis).

Este hecho se representa con una flecha desde el átomo dador al receptor.

N: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

H: 1s1

H H +

H+ N H H N H

H H

Al átomo que coloca sus dos electrones se le denomina dador y al que ofrece su orbital

vacío receptor.

Después de formarse el enlace covalente coordinado, hay una reorganización de los enlaces de la molécula que hace que todos sean completamente iguales.

Ej: Ácido sulfuroso;

Los oxoácidos del cloro:

-Resonancia:

Existen algunas moléculas que no pueden ser descritas a través de una sola estructura sino que responden por igual a varías formulaciones.

Pauling propuso el concepto de resonancia como solución.

Se entiende por formas o estructuras resonantes a todas las formas estructurales posibles que describen una estructura, considerándose la real como una mezcla de todas ellas.

Anión nitrito

Geometría molecular:

La geometría molecular es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula La geometría tiene una gran repercusión en las propiedades físicas y químicas de un compuesto.

La longitud de enlace es la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos.

El ángulo de enlace se define como el ángulo imaginario formado por el átomo central y los átomos unidos a él.

En los enlaces múltiples, aumentan las energías de enlace y disminuyen las distancias internucleares

Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia

(TRPECV)

Esta teoría nos proporciona un sencillo e intuitivo procedimiento para deducir la geometría de moléculas e iones, partiendo de la estructura de Lewis de la molécula.

Se encuentra basada en la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí y que al formar las moléculas adquieren la orientación que provoca la menor repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia.

Para aplicar esta teoría hay que diferenciar entre los pares de electronesno enlazantes

(pares de electrones que no intervienen en el enlace, pero que ocupan un lugar en el

espacio) y los pares de electrones enlazantes (aquellos que forman los enlaces).

La geometría molecular a través de la aplicación de la TRPECV se deduce a partir de las estructuras de Lewis:

1.- Se cuenta el número de pares de electrones alrededor del átomo central (teniendo en cuenta que los dobles y triples enlaces cuentan como si fueran enlaces sencillos ya que sólo constituyen una sóla dirección de enlace) y se identifican las direcciones de alta densidad electrónica.

3.- Se estudían las deformaciones que producen las repulsiones de los pares electrónicos teniendo en cuenta:

La repulsión máxima se produce entre los pares “no enlazantes”, a continuación “par enlazante”- “par no enlazante” y finalmente la repulsión menor se lleva a cabo entre “pares enlazantes”.

4,- Finalmente la geometría molecular se decide únicamente con los pares electrónicos de enlace.

5.- Si una molécula tiene más de una estructura resonante, se puede aplicar a cualquiera de ellas.

6.-Existen seis geometrías básicas o ideales: Lineal, triangular plana, tetraédrica, piramidal trigonal, angular, bipirámide trigonal y octaédrica.

Vamos a estudiar en primer lugar las estructuras de las moléculas cuyo átomo central no presenta electrones antienlazantes;

Estructuras sin pares antienlazantes:

1,.Las moléculas del tipo

AB

2 presentan una configuración lineal porque es ésta la que

hace mínimas las repulsiones electrónicas.

2.-Las moléculas del tipo

AB

3 presentan una configuración triangular plana por el mismo

motivo

3.- Las moléculas del tipo

AB

4 presentan una configuración tetraédrica.

4.-En el caso de las moléculas del tipo

AB

5 y

AB

6 su distribución sería respectivamente de

Estructuras con pares antienlazantes:

En este caso:

1.-Las moléculas del tipo

AB

2

P

(con presencia de dobles snlaces) con un par de electrones

antienlazantes presentará un ángulo de enlace de 120º algo mas cerrado debido a la repulsión del par antienlazante P y los pares de enlace.

La geometría será Angular. Por ej SO2

2.- Las moléculas del tipo

AB

3

P,

también con un par de electrones antienlazantes

presentará un ángulo de enlace de 109,5 (levemente disminuido) debido a la repulsión del

par antienlazante P y los pares de enlace. La geometría será piramidal triangular. Por ej

NH3.

3.- Las moléculas del tipo

AB

2

P

2

,

presentan dos pares de electrones antienlazantes lo que

provoca una mayor repulsión que con los pares de enlace, por lo que el ángulo de enlace todavía se cierra todavía mas presentando un ángulo de enlace inferior al del caso anterior.

La geometría será Angular. Por ej H2O

Resumen:

AB5

Enlace covalente. Teoría de electrones de valencia.

La teoría de Electrones de valencia trata de explicar el enlace covalente empleando conceptos de la mecánica cuántica y ofreciendo un soporte teórico para justificar los planteamientos empíricos hechos por Lewis para explicar la geometría de las moléculas covalentes. Heitler y London fueron los iniciadores de esta teoría, ampliada posteriormente por Slater y Pauling.

Esta teoría se basa en considerar que cuando dos átomos aislados se aproximan, sus orbitales atómicos se solapan entre sí produciéndose un enlace para formar las moléculas, siempre que los espines de los electrones de cada orbital sean antiparalelos. Por lo tanto la formación del enlace se condiciona a la presencia de electrones desapareados.

Átomos de hidrógeno Molécula de hidrógeno

.

Antes de interaccionar Después

Cuando se aproximan los dos átomos de hidrógeno, los núcleos de cada átomo atraen al electrón del otro hasta que las nubes se solapan produciéndose un aumento de densidad electrónica en la región comprendida entre ambos núcleos.

Los electrones compartidos se sitúan en dicha región (perteneciente a ambos átomos) que

se denomina zona de “ solapamiento orbital”

Como en esta región de recubrimiento o solapado los electrones de los dos átomos de hidrógeno pueden estar a la vez en un mismo orbital, ambos habrán de presentar espines anti paralelos.

Así pues, para formar un enlace covalente cada uno de los dos átomos debe poseer un orbital con un electrón desapareado y la formación del enlace consiste en el apareamiento de dichos electrones con espines contrarios.

Los orbitales atómicos que no participan en el enlace quedan inalterados. Se llama covalencia de un elemento al número de enlaces covalentes que es capaz de formar, es decir, el número de electrones desapareados de que dispone o puede disponer.

de los elementos de los grupos III, IV, V, VI, y VII a partir del tercer periodo, en la capa “d” vacía.)

http://www.iesrdelgado.org/tomasgomez/

Partiendo del solapamiento de orbitales “s” y “p”, se pueden considerar dos tipos de enlaces o de solapamientos:

1.-

Enlace σ (solapamiento frontal):

Se forma por solapamiento frontal entre: - orbitales de tipo “s” ,

- de tipo “s” y de tipo “p”,

- o de tipo “p” entre sí cuando el solapamiento es en el mismo eje.

Supone la formación de enlaces sencillos

2.-

Enlace π (solapamiento lateral):

Se forma por solapamiento lateral entre

- los orbitales de tipo “p” entre sí, cuando el solapamiento se realiza sobre ejes paralelos

Da lugar a la formación de enlaces múltiples.

3.- Orbitales híbridos:

Esta teoría fue propuesta por Pauling como una modificación a la teoría de Enlace de valencia y como solución a algunas discrepancias que se habían producido en algunas moléculas.

Consiste en admitir que cuando el átomo central dispone de electrones en diferentes orbitales para construir enlaces químicos, los orbitales de este átomo experimentan una transformación que consiste en combinarse mutuamente dando lugar a la obtención de unos nuevos orbitales atómicos denominados “orbitales hibridos”, idénticos entre sí (y de igual número a los que participaron en la combinación) con los que construir dichos enlaces. La geometría de los orbitales híbridos determina la geometría de la molécula y muchas de sus propiedades como la polaridad,

Existen los siguientes tipos de orbitales híbridos:

sp

3

( s + 3p), sp

2

( s + 2p)

, y sp ( s + p)

-

Geometría de los compuestos resultantes entre elementos del segundo

período, con elementos a los que les falta un electrón para obtener la

configuración de gas noble

:

1.

BeH

2

:

El Be presenta la configuración electrónica: 1s2

2s

2

Para poder construir enlaces covalentes el Be necesita desaparear sus electrones. Esto lo consigue promocionando un electrón del orbital “2s” a un orbital vacío “2p”

Be* : 1s

2

2s

1

p

x1

Con esta nueva configuración el Be dispone de un par de electrones desapareados con los que construir los dos enlaces covalentes con los hidrógenos, pero al encontrarse en diferentes orbitales, se hace necesario hibridar:

1 “s” + 1 “p” = 2 sp

Esta hibridación supone la obtención de dos orbitales híbridos “sp” que forman entre sí

un ángulo de 180º y que van a condicionar una geometría lineal de la molécula.

Cada uno de los dos electrones de la capa de valencia del Berilio se alojaran en la parte enlazante de los orbitales híbridos.

La molécula de BeH2 se forma por solapamiento entre los electrones de los dos orbitales

híbridos y los electrones de los orbitales “s” del hidrógeno.

H: 1s

1

H: 1s

1

Su geometría será por lo tanto lineal y debido a la simetría de los momentos dipolares

originados apolar

2.- BH

3

:

El B presenta en su estado fundamental la configuración electrónica: 1s2

2s

2

p

1

Para unirse con los Hidrógenos y formar los enlaces covalentes el B necesita disponer de tres electrones desapareareados.

Esto lo consigue promocionando un electrón del orbital “2s” a otro de los orbitales vacíos “2p”.

B*:

1s

2

2s

1

2p

x 1

p

y 1

H: 1s

1

Con esta nueva configuración dispone de tres electrones desapareados con los que construir enlaces, pero al encontrarse en diferentes orbitales se hace necesario hibridar:

1 “s” + 2 “p” = 3 sp

2

Los tres orbitales híbridos sp2 se encuentran situados hacia los vértices de un triángulo

equilátero, lo que va a determinar una geometría simétrica triangular plana

El ángulo de enlace entre los tres orbitales hibridos va a ser de 120º.

El BH3 será apolar debido de nuevo a la simetría de los momentos dipolares.

Cada uno de los tres electrones de la capa de valencia del Boro se alojaran en la parte enlazante del orbital híbrido.

3.- CH

4

El C presenta la configuración electrónica: 1s2

2s

2

p

2

.

En su configuración fundamental el C únicamente podría construir 2 enlaces covalentes, Para poder formar un número mayor de enlaces covalentes el C necesita desaparear sus electrones.

Esto lo consigue promocionando un electrón del orbital “2s” al orbital “2p” vacío:

C*: 1s

2

2s

1

2p

x 1

p

y 1

p

z 1

H: 1s

1

Con esta nueva configuración el carbono dispone de cuatro electrones desapareados con los que construir los cuatro enlaces con el hidrógeno, pero al encontrarse en orbitales diferentes se hace necesario hibridar:

1 “s” + 3 “p” = 4 sp

3

Los cuatro orbitales híbridos sp3 se encuentran situados hacia los vértices de un tetaedro

regular, lo que va a determinar una geometría tetraédrica. Cada uno de los cuatro electrones de la capa de valencia del Carbono se alojaran en la parte enlazante del orbital híbrido.

El ángulo de enlace entre los cuatro orbitales hibridos va a ser de 109º

El CH 4 será apolar debido de nuevo a la simetría de los momentos dipolares.

4.--NH

3

:

Para construir esta molécula el N necesita disponer de tres electrones desapareados para formar los enlaces covalentes con los tres hidrógenos,

1s

2

2s

2

2p

x 1

p

y 1

p

z 1

H: 1s

1

Como se puede observar, el Nitrógeno dispone de ellos en su configuración fundamental, por lo que no va a necesitar hibridar

Otros planteamientos sugieren la posibilidad de utilizar también la hibridación para explicar la geometría de estas moléculas.

Los orbitales híbridos tiene también la posibilidad de albergar pares de electrones

5.- H

2

O

Para construir esta molécula el O necesita disponer de dos electrones desapareados para construir los enlaces covalentes con los dos hidrógenos,

1s

2

2s

2

2p

x 1

p

y 1

p

z

H: 1s

1

Otras teorías también sugieren la posibilidad de utilizar la hibridación para explicar la geometría de esta molécula. Así:

6.-HF

Para construir esta molécula el F necesita disponer únicamente de un electrón desapareado para construir el enlace covalente con el hidrógeno,

F: 1s

2

2s

2

2p

x 2

p

y 2

p

z 1

H: 1s

1

Como se puede observar, el flúor dispone de él en su configuración fundamental, por lo que no va a necesitar hibridar:

Para esta molécula también se podría utilizar la hibridación sp3, alojando los pares de electrones del flúor en sus orbitales híbridos.

Otros ej:

Molécula de flúor:

-Moléculas con enlaces múltiples:

Molécula de oxígeno: O=O

El doble enlace supone la formación de un enlace σ entre los orbitales px y la formación de

un enlace π entre los orbitales paralelos py

-

Molécula de nitrógeno: N _= N

El triple enlace supone la formación de un enlace σ entre los dos orbitales px y la formación

Asignatura de Química

Curso : Segundo de Bachillerato

Unidad nº 3

El enlace químico

Fuerzas intermoleculares. Propiedades de los compuestos covalentes, Enlace Metálico

Fuerzas Intermoleculares:

Este tipo de fuerzas se consideran únicamente fuerzas atractivas y no de enlace porque únicamente suponen unos 40 kJ/mol.

Se producen entre moléculas y se denominan intermoleculares para diferenciarlas de las

que se llevan a cabo entre los átomos para formar moléculas y que se denominan intramoleculares. Solo se producen entre compuestos covalentes.

13.- La variación de las energías de enlace para cloro, bromo y yodo sigue el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras que para los puntos de fusión es el orden inverso. Razone este comportamiento.

1.- Fuerzas de London: (Fuerzas de dispersión)

Este tipo de fuerzas también denominadas de dispersión o de dipolo instantáneo- dipolo instantáneo, son las responsables de mantener unidas a las moléculas covalentes puras

(apolares) como el F2, Cl2, Br2, I2, H2,O2, o N2 o a las moléculas simétricas apolares como

Estas fuerzas son unas mil veces mas débiles que el enlace covalente pero sin ellas no se podrían explicar el comportamiento de los gases formados por moléculas no polares.

Que los átomos y las moléculas sean neutros eléctricamente no impide que un extremo sea relativamente positivo y otro relativamente negativo

Esto es posible porque en un instante determinado la nube de electrones que está en movimiento continúo está desplazada ligeramente de un núcleo a otro, produciéndose dipolos instantáneos, que a su vez pueden inducir dipolos en las moléculas vecinas y generarse la atracción entre ellas.

A este tipo de interacción se le denomina específicamente “Fuerzas de London”

Al aumentar la masa atómica (número atómico), aumenta el número de electrones de la nube que además se encuentra mas alejada del núcleo proporcionalmente la intensidad de este tipo de fuerzas.

Por este motivo se afirma que las Fuerzas de London aumentan con el peso molecular lo

que tiene una importante repercusión en sus propiedades en especial en los puntos de fusión y ebullición como se puede contemplar en la siguiente tabla.

El resto de las propiedades de los compuestos que presentan este tipo de fuerzas se pueden justificar teniendo en cuenta la debilidad del enlace y la apolaridad de las moléculas es decir:

- Presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos, pero que aumentan considerablemente con la masa molecular ,lo que explica que dentro del grupo de los halógenos el flúor y el cloro sean gaseosos, el bromo líquido y el iodo sólido,

- Aquellas moléculas que presentan el estado sólido son muy blandas. - No conducen la corriente eléctrica ni el calor.

2.-Fuerzas de Van der Waals (dipolo permanente- dipolo permanente)

Es el tipo de enlace que presentan casi todas las moléculas covalentes polares (no simétricas), como los anhídridos, los hidruros de los no metales y las combinaciones entre

no metales: Ej. HCl, SO2, PCl5.

En este caso, las moléculas entre las que se establecen las fuerzas de Van der Waals, presentan momentos dipolares permanentes debido a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que las constituyen, lo que provoca el desplazamiento del par de electrones compartido hacia el átomo mas electronegativo.

Se trata de fuerzas atractivas que se establecen entre los dipolos de signo contrario de las diferentes moléculas y que a pesar de su debilidad presentan una mayor intensidad que las fuerzas de London.

Aumentan con la polaridad de la molécula.

Por este motivo, los hidruros no metálicos presentan mayores puntos de fusión y ebullición

que las moléculas no metálicas correspondientes .Por ej: Punto de ebullición de HCl > Cl2

La relación con las propiedades físico químicas, les proporcióna: - Presentan bajos puntos de fusión y ebullición.

- Los compuestos sólidos son blandos

- No conducen la corriente eléctrica ni el calor

- Su solubilidad va a depender de la polaridad, aunque casi todos ellos se disuelven en disolventes polares.

3.- Puentes de Hidrógeno:

Este tipo de fuerzas se producen entre moléculas constituidas por un heteroátomo de pequeño tamaño y muy electronegativo (generalmente F, O, o N) unido a átomos de

Hidrógeno. Por ej. HF, H2O y NH3 y algunos compuestos orgánicos como alcoholes y

ácidos carboxílicos y aminas en menor intensidad.

Este enlace recibió el nombre de puente de hidrógeno, por ser el átomo de hidrógeno el que actúa como una especie de puente de unión entre otros dos átomos muy electronegativos. El esquema de la molécula de agua:

Al estar unido el átomo de hidrógeno con el de un elemento muy electronegativo (por ejemplo el oxígeno), el par de electrones del enlace estará muy atraído por éste.

En esta situación, núcleo de H apenas dispone del par de electrones del enlace constituyendo un polo positivo muy intenso y formando una unión electrostática con el polo negativo de una molécula vecina.

En resumen, este enlace consiste en la unión entre dipolos extraordinariamente intensos. Hay dos razones por las que estas fuerzas son especialmente intensas:

1. La gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el elemento

electronegativo, por ejemplo el oxígeno.

2. El pequeño tamaño del átomo de hidrógeno, que permite al del oxígeno de una

molécula contigua acercarse mucho, aumentando así la atracción eléctrica.

Esta mayor intensidad repercute en las propiedades físico químicas de los compuestos que suelen presentar valores anormalmente elevados de algunas de algunas de sus propiedades

como por ejemplo los puntos de fusión y ebullición como le sucede al H2O en relación con

el resto de los elementos de su grupo.

www.sinorg.uji.es/Docencia/APMQ/TEMA5AQO.pdf

Las propiedades que van a presentar este tipo de compuestos son:

- Puntos de fusión y ebullición bajos, pero relativamente elevados en relación con el

resto de los compuestos moleculares.

- Los compuestos sólidos presentan una dureza baja.

- Se disuelven en disolventes polares.

Resumiendo

las propiedades de los compuestos covalentes:

- Explique el aumento de los puntos de fusión del cloro, bromo y yodo moleculares (desde -101ºC del cloro hasta 113ºC del yodo). Justifique el hecho de que el fluoruro de hidrógeno tenga un punto de fusión mayor que el cloro molecular.

-Se sabe que los puntos de ebullición normales de HF y HBr son, respectivamente, 19,5ºC y -67ºC. Explique por qué siendo la masa molecular de HBr mayor que la del HF, su temperatura de ebullición normal es menor.

Enlace metálico:

El enlace metálico se lleva a cabo cuando los átomos metálicos se enlazan entre sí. Lo presentan los metales como el Au, Na, Fe, etc

Los metales forman redes muy compactas (confirmado por su alta densidad), en donde los átomos se encuentran los unos muy cerca de los otros.

Estas estructuras constituyen tres tipos de redes:

a) Red cúbica centrada en las caras: Índice de coordinación 12

b) Red hexagonal. Índice de coordinación 12

c) Red cúbica centrada en el cuerpo; Indice de coordinación 8

-Teorías del enlace metálico:

1.-Teoría del mar de electrones:

Esta teoría se debe a Paul Drude y Hendrik Lorentz quienes contemplaban el enlace metálico como un empaquetamiento de iones positivos de un conjunto de átomos metálicos (entre 8 y 11 átomos), rodeados de los electrones libres de los mismos en lo que se denominó “el mar de electrones”.

En este modelo los electrones se encontrarían totalmente deslocalizados ya que no pertenecerían a un átomo concreto sino a la totalidad de la estructura, lo que explicaría la elevada conductividad metálica y los fenómenos de fotoemisión.

También se justificaría la ductibilidad y maleabilidad de las estructuras metálicas , ya que las capas en las que se organizan los iones metálicos al experimentar una fuerza lateral únicamente se desplazarían de sus posiciones sin llegar a romperse, como sucede en los compuestos iónicos.

2.- Teoría de bandas:

Supone la aplicación de la teoría de orbitales moleculares al enlace metálico.

Se basa en suponer, que debido al alto grado de compactación de la red metálica, los orbitales atómicos de valencia de los átomos que forman el compuesto metálico, se superponen entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de energías muy parecidas que

forman

las bandas energéticas

.

Las bandas pueden estar totalmente ocupadas por electrones en cuyo caso no hay ningún tipo de movimiento en su interior, parcialmente ocupadas, o totalmente vacías. En estos dos últimos casos, y siempre que los electrones de valencia pudieran saltar a ellas, sería posible

la conducción eléctrica denominándose bandas de conducción.

La banda de valencia es aquella banda donde se encuentran los electrones de valencia. Puede estar parcialmente ocupada o totalmente llena.

Según este esquema, la conductividad eléctrica se produce cuando al aplicar una pequeña cantidad de energía, algunos de los electrones situados normalmente en los niveles más bajos de la banda, pueden transitar a otros niveles superiores, lo que podrá realizarse siempre que haya niveles de energía vacantes próximos provocando la movilidad de los electrones, ya que a su vez, éstos tránsitos provocarán la aparición de nuevos huecos, listos para ser ocupados por otros electrones de niveles energéticos inferiores y justificando la enorme conductividad de los metales.

En los metales hay conducción porque o bien disponen de bandas parcialmente ocupadas

(orbitales “d”) o bien la banda de valencia se encuentra superpuesta con la banda de conducción mas próxima,

En el caso de los semiconductores, la banda de valencia y de conducción no se

superponen, pero si la diferencia energética entre ellas (energía de prohibición) es pequeña, un mínimo aporte energético iniciaría la conducción.

En el caso de los no conductores, la energía de prohibición es muy alta, impidiendo los

tránsitos electrónicos y por lo tanto la conducción.

Propiedades:

- Excelentes conductores de la corriente eléctrica y del calor.

- Dúctiles y maleables, pudiéndose estirar sin romperse en hilos o láminas

- Brillo metálico

- Altos puntos de fusión y ebullición (aunque muy variables de unos a otros)

,presentando a presión y temperatura ambiente el estado sólido excepto el mercurio.

- Dureza variable.

.- Sabiendo que las temperaturas de 3550, 650, - 107 y – 196º C corresponden a las temperaturas de fusión del nitrógeno, aluminio, diamante y tricloruro de boro.

Asigne a cada compuesto el valor que le corresponde a su temperatura de fusión y justifique esta asignación. Justifique los tipos de enlace o fuerzas intermoleculares que están presentes en cada uno de los compuestos cuando se encuentren en estado sólido PAU.03

.- Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2, razone el tipo de enlace presente en cada

una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes PAU.04