TEMA 3 ENLACE QUIMICO 1.pdf

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ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es una unión entre dos átomos de forma que se origina una estructura más estable que cuando están separados, lo cuál significa que tiene menos energía que cuando están libres.

Podemos relacionar esta estabilidad con su configuración electrónica: los átomos que tienen su última capa completa son los más estables. Es la llamada estructura de gas noble, ya que son ellos los que la presentan. Su capa de valencia es ns2 (He) y ns2p6 para los demás.

Los enlaces pueden ser de 3 tipos: iónico, covalente y metálico

Teoría de Lewis

(1923) las propiedades químicas de un átomo y el tipo de enlace que genere, residen en los electrones de su capa de valencia. Lewis afirma que los átomos tratan de alcanzar una configuración idéntica a la de gas noble, adquiriendo, perdiendo o compartiendo los electrones necesarios para conseguir 8 electrones en su capa de valencia (regla del octeto)*.

*Aunque esta regla se propuso para uso general, en realidad solo la cumplen los elementos de los períodos 1 y 2.

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ENLACE IÓNICO

• El enlace iónico se origina entre un metal y un no metal, átomos entre los que hay una gran diferencia de electonegatividad.

• Cuanto mayor es la diferencia de EN, más intenso es el enlace (metales de grupos 1 y2 y no-metales de los grupos 16 y 17)

• El metal pierde electrones y forma un ion positivo (catión). • El no metal capta electrones y forma un ion negativo (anión).

La atracción entre estos iones de distinta carga es lo que se conoce como enlace iónico.

Por ejemplo, la formación del

LiF

: el flúor precisa 1 electrón para adquirir la configuración del Neón (su gas noble más próximo), mientras que el litio ha de perder uno, adquiriendo la configuración del He.

Propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos son sólidos formados por una red tridimensional de iones llamada cristal, en la que están empaquetados formando una compacta estructura de geometría determinada ( cúbica, octaédrica…) . Sus propiedades vienen determinadas por la fortaleza de esta estructura.

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Celda unidad NaCL Celda unidad del CaF2:

• No conducen la corriente eléctrica en estado sólido debido a que los iones están

firmemente sujetos en la malla geométrica. Sin embargo, si lo hacen en estado fundido

o disueltos porque de esta forma los iones quedan libres para moverse.

• Tienen altos puntos de fusión y ebullición debido a que se necesita mucha energía

para romper las uniones electrostáticas entre cationes e iones de la red.

• Los sólidos iónicos son duros pero frágiles, ya que un golpe puede hacer que iones

del mismo signo queden enfrentados en la red y esto provoca su rotura.

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CICLO DE BORN - HABER

Cuando se forma un cristal iónico tiene lugar el desprendimiento de una energía

llamada energía reticular, la cual no se puede medir experimentalmente. Para ello, se

diseñó este ciclo, que a través de medidas indirectas, nos da con buena aproximación

el valor de dicha energía.

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Ejercicios resueltos de enlace iónico

Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y 12, respectivamente, indique, razonando la respuesta:

a) Estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales;

b) Tipo de enlace formado cuando se unen A y B y cuando se unen entre sí átomos de C. RESOLUCIÓN

a) Configuraciones electrónicas : A: 1s 2 2s 22p 6 3s 2 3p 6 4s 1

Se encuentra en el Grupo 1(configuración externa del tipo ns2) Periodo 4 ( su último nivel es 4s ). Es el POTASIO

B: 1s22s2 2p 6 3s 2 3p 5

Se encuentra en el Grupo 17 ( configuración externa del tipo ns2p5), Periodo 3. Es el CLORO ( el 2º halógeno)

C: 1s2 2s 2 2p6 3s 2

Se encuentra en el Grupo 2 (conf. Externa del tipo ns2), Periodo 3. Es el MAGNESIO (el 2º metal alcalino-térreo)

b) El elemento A es un metal y por tanto tiene baja energía de ionización por lo que tiende a ceder su electrones, mientras que el elemento B es un no metal de elevada afinidad electrónica por lo que tiende a ganar electrones para completar su capa electrónica externa. Por tanto, el elemento A cederá su electrón al elemento B, adquiriendo de esta forma configuraciones estables de gas noble ( la del argón) y quedando ambos con las cargas: A 1+

y B1-, formándose entre ambos un ENLACE IÓNICO.

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ENLACE COVALENTE

Es el que se da entre átomos de no-metales. Estos elementos tienen gran resistencia a perder electrones por lo que resulta más factible compartirlos. El resultado es una situación más estable desde el punto de vista energético que cuando se hallan aislados.

. Existe una distancia de equilibrio, distancia de enlace, para la que el sistema es más estable, pues en ella, las fuerzas atractivas son máximas y mínimas las repulsivas. La energía asociada a esta distancia es la energía de enlace: energía necesaria para romper 1 mol de enlaces. . Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper un enlace

Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales del mismo:

* Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número total de átomos de ésta.

* La geometría de la molécula. * La energía de la molécula TEORÍA DE LEWIS

· Los átomos comparten tantos electrones como le falten para completar su última capa (regla del octeto). Los electrones implicados pertenecen a la capa de valencia

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· Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace.

· Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Ejemplos:

· Excepciones:

. Hay moléculas, como NO y NO2, que tienen un número impar de electrones.

· Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be

o de B no llegan a estar rodeados de 8 electrones.

· Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central está rodeado de más de 8 electrones.

Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

RESONANCIA

En muchas ocasiones, no existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ión. Por ejemplo, el ion carbonato CO32–

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cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas

contribuye por igual al la estructura del ion CO32 siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

Uno de los átomos proporciona el par de enlace al completo. Esto sucede en la formación de los iones amonio e hidronio:

POLARIDAD DE ENLACE

El enlace covalente apolar es un enlace covalente en el que los electrones de enlace pertenecen por igual a los núcleos enlazados. Se debe a que los átomos tienen la misma electronegatividad.

Ejemplo: H2: H : H

El par de electrones compartidos es atraído por igual por ambos núcleos porque los dos átomos tienen electronegatividades iguales. Sucede igualmente en Cl2 F 2 I2 Br2, O2 N 2

(moléculas homonucleares)

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TEORÍA DE LA REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA

La teoría de Lewis sólo explica cómo se distribuyen los electrones en una molécula, pero no aporta nada sobre su geometría. La Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) es capaz de explicar la estructura molecular atendiendo a consideraciones electrostáticas. Nos dice que los átomos constituyentes de una molécula, se situarán en el espacio de tal forma que resulte una disposición de mínima energía, esto es, de máxima separación, en torno a un punto fijo (átomo central). Los pares electrónicos de la capa de valencia serán los que haya que considerar. Distinguimos dos tipos:

- pares enlazantes (pe). Son los que forman el enlace. Se situarán de forma que las repulsiones entre ellos sean mínimas.

- pares no enlazantes o solitarios (ps). Son los que no intervienen en el enlace. Sus repulsiones afectan a la geometría final.

No todas las repulsiones van a ser equivalentes. Disminuyen según el orden: ps-ps > ps-pe > pe-pe

En la siguiente tabla se recoge la geometría de moléculas según la distribución de los pares electrónicos en torno al átomo central:

Número de zonas

de densidad de carga

Geometría electrónica

Ángulo

2

Lineal

180º

3

Triangular plana

120º

4

Tetraédrica

109.5º

5

Bipirámide triangular

120º y 90º

6

Octaédrica

90º

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Ejemplos de moléculas sin pares solitarios en torno al átomo central Moléculas con 2 enlaces covalentes : geometría lineal

la situación de mínima energía (la que asegura la máxima separación entre los pares enlazantes) es de α= 180º . Ejemplo : BeCl2

Moléculas con 3 enlaces covalentes : geometría trigonal ( o triangular plana): BF3

la situación de mínima energía es de α= 120º

Moléculas con 4 enlaces covalentes : geometría tetraédrica: CH4. Los 4 pares de enlace adoptan una separación de 109,5º, concordante con la figura de un tetraedro

Moléculas con 5 enlaces covalentes : bipirámide trigonal

Caso del PCl5: los 3 átomos de cloro centrales están en el mismo plano con ángulos de 120º mientras que los otros dos forman 90º con los anteriores

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Moléculas con pares solitarios en torno al átomo central: estos PS provocarán repulsiones sobre los PE haciendo que la geometría cambie con respecto a moléculas similares pero sin PS Molécula con 2 enlaces : geometría angular

Es el caso del agua. Sus dos enlaces no forman 180º debido a la repulsión que ejercen los pares solitarios del átomo de oxígeno sobre los pares de enlace. Esto provoca que el ángulo se cierre (104.5 º). Desde el punto de vista de los pares electrónicos, la figura sería tetraédrica.

Moléculas con 3 enlaces covalentes :geometría de pirámide triangular: caso del amoniaco NH3: el N tiene 1 par solitario que provoca una distorsión en la geometría esperada para 3

enlaces, pasando a pirámide triangular. Desde el punto de vista de los pares electrónicos, la figura sería tetraédrica

Moléculas con 4 enlaces covalentes :tetraedro distorsionado

Moléculas con 3 enlaces covalentes : en forma de T

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Moléculas con 5 enlaces y 1 PS: piramidal cuadrada BrF6

POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA

Moléculas con enlaces polares pueden resultar en su conjunto apolares. La razón está en su geometría: dado que el momento dipolar es una magnitud vectorial, el momento dipolar total puede obtenerse por suma de cada uno de los momentos de cada enlace. Hay estructuras en las que esta suma es cero. Por ejemplo:

- Difluoruro de berilio: apolar. Tiene dos enlaces polares Be-F pero dado que la molécula es lineal, los momentos dipolares de cada uno se compensan entre si. El momento dipolar neto es cero.

- Agua: dos enlaces polares H-O pero dispuestos de tal forma que la suma de los momentos dipolares no es cero. La molécula es polar.

COVALENCIA

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TEORÍA ENLACE VALENCIA

Surge como consecuencia de la imposibilidad de la teoría de Lewis y la TRPECV de explicar las longitudes de enlace y sus energías en algunas moléculas

Según la Teoría del enlace de valencia, el enlace covalente se forma por el solapamiento de los orbitales atómicos de la capa de valencia. El resto de orbitales no participa en la unión de los átomos. Cuanto mayor sea el solapamiento mayor será la intensidad del enlace formado Si el solapamiento de los orbitales es frontal se forma un enlace covalente tipo sigma (σ) Si el solapamiento de los orbitales es lateral se forma un enlace covalente tipo pi (π)

Molécula de hidrógeno

Según la teoría de Lewis la molécula de hidrógeno se forma por apareamiento del par de electrones aportados por cada átomo de hidrógeno.

En la teoría del enlace de valencia, el enlace se produce por solapamiento de los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. Este solapamiento supone que ambos orbitales comparten una misma región del espacio.

Cuando los dos átomos se acercan la energía potencial del sistema va disminuyendo hasta alcanzar un valor mínimo, que corresponde con el máximo solapamiento de los orbitales 1s. En este punto se obtiene la distancia de enlace y su energía.

Si los átomos de hidrógeno continúan acercándose, la energía de la molécula comienza a subir debido a la repulsiones entre núcleos.

Esto mismo puede aplicarse a las moléculas de : flúor, oxígeno, nitrógeno…

Hibridaciones :

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- sp: se unen 1 orb s + 1orb. p - sp2: 1 orb s + 2orb p - sp3: : 1 orb s + 3 orb p

Hibridación sp3: compatible con geometría tetraédrica

Molécula de agua:

TEV: El oxígeno puede formar 2 enlaces covalentes iguales sin necesidad de promoción. Según la TEV, se formaría enlace entre los 2p del oxígeno y los s de los H, lo cual nos daría ángulos de 90º que son los propios de los orbitales p.

O:

2s 2p

Pero la realidad es que los ángulos son de 104,5 más propios de un tetraedro. Habría pues hibridación entre el 2s y los 2p dando 4 OAH sp3 equivalentes entre sí, con la consabida disposición tetraédrica. Dos de los orbitales híbridos están completos con pares de electrones no enlazantes lo que provocarán repulsiones sobre los otros dos híbridos enlazantes haciendo que el ángulo tetraédrico de 109º se cierre hasta 104,5.

Esto también sucede con la molécula de amoniaco: hibridación sp3

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Esto se explica mediante la promoción de 1 electrón desde el 2s hasta el 2p vacío.

A continuación, se produce la hibridación del orbital 2s y los 3 orbitales 2p, dando 4 orbitales atómicos híbridos sp3 idénticos que se orientan hacia los vértices de un tetraedro con ángulos

de 109º. Los orbitales 1s del H se solapan frontalmente con cada orbital híbrido dando enlaces sigma.

Hibridación sp2 : geometría triangular plana

Molécula de eteno

En el eteno H 2C = C H2 , los dos carbonos se unen a través del solapamiento frontal de sus

orbitales atómicos híbridos generando enlace sigma, pero también aparece solapamiento lateral entre los orbitales p sin hibridar con 1 electrón cada uno (2py 2p z) dando enlaces pi.

Ambos forman el doble enlace C=C. Además, los orbitales 1s de los H solapan con los OAH sp2

formando enlaces sigma. Los 3 OAH están en el mismo plano, con ángulos de 120º, con forma triangular plana.

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Hibridación sp : geometría lineal

Molécula de dicloruro de berilio el berilio no tiene electrones desapareados, por lo que no podría generar enlaces covalentes. Así que se propone la promoción electrónica: supone el paso de un electrón desde el nivel 2s al 2p de mayor energía. La promoción permite disponer de dos orbitales disponibles para formar enlaces. Podríamos explicar los dos enlaces

formados en el BeCl2 por solapamiento de orbitales 3p de los cloros con los orbitales 2s y 2p del berilio. Sin embargo, los enlaces formados en el BeCl2 son iguales (misma longitud y energía), propiedades que no podemos explicar si formamos estos enlaces a partir de orbitales atómicos diferentes

Para conseguir que los orbitales 2s y 2p del berilio sean equivalentes, generaremos dos nuevos orbitales mediante combinación lineal de los anteriores La hibridación de orbitales 2s y 2p produce orbitales hibridos, llamados sp. El solapamiento frontal produce enlaces tipo sigma.

.

Todas las moléculas que presentan hibridación sp son lineales con α=180º

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Presenta :

- Dos enlaces sigma formados por los 1s de cada H con un orbital atómico híbrido sp - Un enlace triple carbono-carbono constituido por un enlace sigma entre los OAH de

cada carbono y dos enlaces pi por solapamiento lateral entre los orbitales p puros de cada uno . La geometría es lineal (ángulos de 180º)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

Hay que distinguir entre aquellos en los que se forman moléculas y otros en los que se forman redes tridimensionales.

Sustancias moleculares: Están constituidas de moléculas; es decir, agrupaciones de un número concreto de átomos que se encuentran unidos dos a dos mediante enlace covalente. Son las únicas sustancias que podemos considerar que tienen moléculas como tales las cuales se pueden aislar.son ejemplos: agua, amoniaco, H2, , F 2 , HCl ….

Propiedades:

• Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión.

• La temperaturas de ebullición son igualmente bajas.

• No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos que los comparten.

• Son muy malos conductores del calor.

• La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven, lo hacen a través de algún tipo de fuerza intermolecular

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La red covalente es extremadamente fuerte. Por tanto:

• Tienen elevadísimos puntos de fusión y ebullición. • Son muy duros (resistencia a ser rayado).

• No conducen la electricidad ni son solubles

Ejemplos : carbono en forma diamante (a) o en la forma grafito (b) ; cuarzo,…..

FUERZAS INTERMOLECULARES

Dentro de una sustancia pura, los átomos están unidos mediante enlaces iónicos, metálicos o covalentes,). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Las fuerzas intermoleculares actúan sobre distintas moléculas y determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. Tipos : todas tienen naturaleza electrostática

1. Fuerzas de Van der Waals 2. Puente de hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals:

Fuerzas dipolo – dipolo o Fuerzas de dipolo permanente.

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Fuerzas de London o fuerzas de dispersión

Een las moléculas apolares, la nube electrónica es simétrica, pero como los electrones están en continuo movimiento, puede suceder que momentáneamente se deforme y se produzca un dipolo( puede suceder por choques entre moléculas o con las paredes del recipiente). Se dice que la molécula se polariza,e inmediatamente induce a la molécula vecina a que también se polarice. Continuamente se están formando y destruyendo estos dipolo temporales.

Cuanto mayor es la molécula, la nube electrónica es mayor y más fácilmente polarizable siendo más intensa la fuerza de London. El tamaño generalmente (pero no siempre) está asociado a una mayor masa molecular.

Las fuerzas de London existen en todas las moléculas, sean polares o no. En las moléculas apolares son las únicas posibles.

Puente de hidrógeno:

Para que exista unión puente hidrógeno la molécula debe cumplir una condición:

que exista un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño :flúor, oxígeno o nitrógeno

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Las uniones puente hidrógeno son las responsables de que exista el agua líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida tal cual la conocemos.

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ENLACE METÁLICO

Es el enlace propio de los metales, en los que las electronegatividades son bajas y muy parecidas. Los átomos forman redes tridimensionales con los electrones de valencia circulando con libertad por toda ella.

estas capas se deslizan unas sobre otras, sin que se rompa la estructura

Propiedades de los metales

• Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura

ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

• Buenos conductores de la electricidad y del calor debido a la facilidad de movimiento

de electrones.

• Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al

aplicar presión. Se debe a que en la red cristalina los iones se disponen en capas las cuales pueden se deslizarse unas sobre otras, sin que se rompa. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos ellos, la estructura cristalina se rompe.

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• La mayoría se oxida con facilidad.

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