TEMA IV – UNIONES ENTRE ÁTOMOS (II)
Existen compuestos moleculares
H
2, Cl
2, NH
3, NH
4+, O
2
, N
2Su formación
no se explica
• enlace Iónico
• enlace Metálico.
Se forman
Enlace
Covalente
Teoría de Lewis
Mecánica Cuántica
•
Teoría de Enlace Valencia (EV)
Teoría de Lewis :
Los átomos se unen compartiendo parejas de electrones (de su capa de valencia) para adquirir la configuración estable de ocho electrones (regla del octeto).
F
•
•
••
• •
•
+
F
•
•
••
• •
•
F
•
•
••
• •
•
F
•
•
•
•
• •
•
F
-
F
o bien
átomo flúor
átomo flúor
molécula flúor
par de electrones
compartidos
•
Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un enlace covalente normal:•
Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan enlaces múltiples Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis,donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicas también pueden sustituirse por guiones+
H
-
H
H
•
•
H
H
•
•
H
O = O
O
•
•
••
•
•
+
O
•
•
••
•
•
O
•
O
•
•
•
•• •
•
•
•
•
•
N
+
N
•
•
••
•
•
••
•
•
N
•
N
•
•
•
•
•
•
•
Si los dos e-son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llamacovalente dativo o coordinado.
H
+N
•
•
H
H
H
+
molécula de
amoniaco
ión hidrógeno
(átomo de H sin su electrón)
H
-
O
- H
H
+
i)
H -
N
H
-H
H
+
j)
H
-
H
a)
H
-
Br
b)
H
-
P
- H
H
c)
S
H
H
d)
f)
Br
g)
Na
h)
Ca
e)
O = C =
O
Representar las estructuras de Lewis de los siguientes iones:
Excepciones a la regla del octeto
Existen algunas moléculas que no cumplen la regla del octeto, tales como la de
NO
o la deNO
2, que contienen un número impar de electrones de valencia.N
•
•
•
=
O
•
•
••
O
N
•
•
•
•
•
•
O
•
•
•
• ••
Ejercicios:
1. Represente las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas:
2. El Enlace Covalente: Ideas Mecanocuánticas.
Mecánica
cuántica
Aplicada a la molécula
Ecuación de Ondas.
(muy compleja)
No tiene una
solución exacta
Solución aproximada
Teoría de Enlace de Valencia (EV):
Se puede resumir en los siguientes puntos:
Para que dos átomos se unan es necesario que éstos posean orbitales atómicos semiocupados .
Al acercarse los dos átomos, las nubes electrónicas de estos OA interaccionan
provocándose un solapamiento y apareciendo un nuevo orbital que ahora pertenece a los dos átomos enlazados y que alberga la pareja de electrones.
Si el solapamiento de los OA es frontal, se formará un enlace covalente tipo sigma ( σ).
Enlaces
π
El número de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo (covalencias) coincide con el número de electrones desapareados.
Si el solapamiento de los OA es lateral, se formará un enlace covalente tipo pi (π ).
Cuanto mayor es el solapamiento mayor es la estabilidad y por tanto la fuerza del enlace.
Molécula de hidrógeno H2: cada átomo de H posee un OA 1s semilleno
El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace
Molécula de cloro (Cl2): cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno
El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace
Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan
enlaces múltiples
Ejemplos:
Molécula de oxígeno (O2)
Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados, originando un enlace . También se solapan lateralmente los dos OA 2py , originando otro enlace
Molécula de nitrógeno (N2)
Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2px semiocupados (enlace ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2py y los dos OA 2pz respectivamente, originando
Descripción mediante la teoría del enlace de valencia de la molécula de
HF
X
Z
F
H
HF
Electrones
desapareados
F
1S
22S
22 P
x2
Pz
2Py
1Describe mediante la teoría del enlace de valencia la molécula de HCl
Solución:
Las configuraciones electrónicas de los átomos que forman la molécula son:
Cada átomo posee un orbital con un electrón desapareado. Dichos orbitales se solapan formando un enlace
H : 1s1
Cl : 1s1 2s2 2p6 3s2 3p5
2.3 RESONANCIA:
Existen moléculas que pueden ser descritas mediante varias estructuras y sin embargo ninguna de ellas por separado se corresponde con las propiedades de la molécula.
En estos casos la
descripción de la molécula necesita de un nuevo concepto conocido con el nombre de
resonancia:
Un ejemplo típico
es la molécula de
ozono
, que puede ser descrita por dos posibles
estructuras, formadas por un enlace doble (+ corto) y otro sencillo (+ largo).
O
O
O
O
O
O
En otras palabras hay moléculas donde existen ciertos pares electrónicos que pueden
colocarse en distintas posiciones originando varias posibles estructuras (formas resonantes). Aplicando el concepto de resonancia, podemos decir que estos pares se encuentran en un orbital deslocalizados entre varios núcleos de átomos.
•
La hipótesis de la resonancia
propone que en los casos en los que una
molécula pueda representarse por varias estructuras (llamadas
estructuras
resonantes
)
la estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se
denomina híbrido de resonancia
Formas resonantes
O
O
O
O
O
or
Otro ejemplo es la molécula de
Benceno
C
6H
63. Parámetros Moleculares.
Los parámetros moleculares a tener en cuenta para entender la estructura de las moléculas son el ángulo de enlace, la longitud de enlace y la energía de enlace
Ejemplos:
Es el ángulo comprendido entre dos enlaces consecutivos de un átomo. Se miden entre las líneas imaginarias que unen un núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él.
Ángulo de enlace
•
Las moléculas de SiH4, GeH4 y SnH4 poseen ángulos de enlace similares al metanoEs la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados, y depende del compuesto al que pertenece el enlace.
Por ejemplo
, en el metano CH
4la longitud de enlace es 0,109 nm, pero en el
benceno C
6H
6la longitud del enlace C-H es de 0,108 nm.
•
Si uno de los átomos enlazados permanece fijo, la longitud de enlace aumenta con el número atómico del otro.Ejemplos:
H - F = 0,092 nm H -Cl = 0,127 nm H - Br = 0,141 nm H - I = 0,160 nm
•
Los valores de las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace determinan la geometría de la molécula.Energía de Enlace.
•
En las moléculas diatómicas la energía de enlace es la que se intercambia en la reacción de disociación de la molécula en sus dos átomos, estando todos en estado gaseoso. Se suele medir en eV/átomo o en kJ/molEjemplo: H
2 (g) + 436 kJ/mol → H (g) + H (g)
4. Moléculas Polares.
Dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario ,+q y -q, situadas a una cierta
distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que se caracteriza por su momento dipolar:
d
q
Siendo d un vector con origen en +q y extremo en -q
•
En enlaces covalentes entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad a los electrones comunes del enlace. El desplazamiento de la carga hacia el átomo más electronegativo forma un dipolo permanente.•
Los enlaces pueden clasificarse según su polaridad o porcentaje de carácter iónico, desde el 0% (enlaces covalentes puros, sin momento dipolar o apolares), hasta el 100% (enlaces iónicos puros).Ejemplos: Cl
2 Cl : Cl es un enlace covalente apolar HCl H+: Cl- es un enlace covalente polar
NaCl Na+ Cl- es un enlace iónico (No forma moléculas)
El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares
de todos sus enlaces. Algunas moléculas en su conjunto son apolares y, sin embargo, contienen enlaces polares.
Pueden presentarse los siguientes casos:
•
En las moléculas diatómicas coinciden la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula.• Moléculas diatómicas
• Moléculas angulares o piramidales
• Moléculas apolares con enlaces covalentes polares
+
•
En las moléculas angulares ( H2O) o piramidales (NH3), la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular son diferentes, pues los momentos dipolares de los enlaces se suman como vectores•
Moléculas apolares, que poseen enlaces covalentes polares debido a que, por motivos simetría,los dipolos creados por los distintos enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder en moléculas lineales,triangulares planas o tetraédricasEl estudio experimental de la geometría de las moléculas da resultados que a veces no coinciden con la predicción de la teoría de EV
Por ejemplo, en la molécula de dicloruro de berilio
BeCl
2 las configuraciones electrónicas de los átomos son:Be → 1s2 2s2 2p0
x 2p0y 2p0z
Cl → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
x 3p2y 3p1z
5. Geometría Molecular.
Be* → 1s2 2s1 2p1
x 2p0y 2p0z
Experimentalmente se demuestra que la molécula de BeCl2 es lineal, con momento dipolar nulo.
Para explicar este tipo de contradicciones la Teoría EV introduce el
concepto de Hibridación de Orbitales Atómicos:
σ
SP-P
σ
SP-P
Be
-> 1S2 2 S2 2 P0Salto electrónico
Be
* -> 1S2 2 S1 2Px1 Hibridación SP
Be
* -> 1S2 2 (SP)1 2(SP)1Cl
-> 1S1 2S2 2P6 3S2 3P5De acuerdo con esto la formación de la molécula de
BeCl
2 se puede explicar siguiendo el siguiente esquema:Otros ejemplos de hibridación
Molécula de
BH
3
hibridaciónSP
2B
-> 1S2 2 S2 2 P1Salto electrónico
B
* -> 1S2 2 S1 2Px1 2Py1 Hibridación SP2
B
* -> 1S2 2 (SP2 )1 2(SP2 )1 2(SP2 )1Molécula de
CH
4
hibridación SP3Hibridación SP3
C
-> 1S2 2 S2 2 P2Salto electrónico
C
* -> 1S2 2 S1 2Px1 2Py1 2Pz1
C
* -> 1S2 2 (SP3 )1 2(SP3 )1 2(SP3 )1 2(SP3 )1H
-> 1S1109,5º
Hibridos sp3
Aplicación del concepto de hibridación
Problema: ¿Qué clase de híbridos utiliza el átomo central en estas especies? A) SiF4, B) BeF2, C) BH4
-C) BH4
-B (z=5)
→
1s2 2s1 2px1 2py1 2pz0
El boro actúa como si tuviese otro electrón de valencia en el orbital 2pz Como los cuatro enlaces son iguales, corresponden con cuatro orbitales híbridos sp3 para unirse a los cuatro hidrógenos.
La molécula es tetraédrica Solución:
A) SiF4
Si (z=14) → 1s2 2s2 2p6 3s1 3p
x1 3py1 3pz1
Se combinan los tres orbitales 3p y el orbital 3s
El silicio utiliza cuatro orbitales híbridos sp3. La molécula es tetraédrica Solución:
B) BeF2
Be (z=4)
→
1s2 2s1 2px1 2py0 2pz0
Se combinan el orbital 2s y el orbital 2px.
Método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de
valencia (RPECV).
Este método predice la geometría de moléculas sencillas a partir de
la
repulsión entre los pares de electrones que rodean al átomo central (tanto los de enlace como los no compartidos).Las principales premisas de este método son:
•
Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelenentre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema
Los pasos a seguir para aplicar este método son:
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones:
Geometría de los pares de e-.
(Geometrías ideales)c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
Nº de
pares de
e-Geometría
Angulo de
enlace
2 (AX
2)
Lineal
180
o3 (AX
3)
Trigonal
Planar
120
o4 (AX
4)
Tetraédrica
109.5
o5 (AX
5)
Bipirámide
trigonal
90
o/ 120
o6. Fuerzas Intermoleculares.
Las fuerzas que unen las moléculas entre sí reciben el nombre genérico de fuerzas de Van der Waals. La magnitud de estas fuerzas depende del número de electrones, del tamaño de la molécula y de la forma molecular, y pueden ser de tres tipos:
•
Fuerzas de atracción dipolo-dipolo•
Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido•
Fuerzas de dispersiónEnlaces covalentes apolar y polar
F - F
F - H
δ
-δ
+Fuerzas de atracción dipolo-dipolo
Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes. La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar.
A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases
Enlace molecular por puente de hidrógeno
Es un caso especial de uniones dipolo-dipolo, entre átomos muy electronegativos (F,O, y N) y el hidrógeno. Son fuerzas especialmente intensas.
Un caso típico de enlace por
puente de hidrógeno se produce entre las moléculas de agua
Agua en estado sólido:
Se establecen los cuatro enlaces por puentes de hidrógeno posibles,
Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido
También llamadas fuerzas de Debye, se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o
dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas.
Fuerzas de dispersión
También llamadas London, se deben a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria, debido al movimiento de los electrones.
•
Son fuerzas más débiles que las anteriores, por la brevedad de su existencia.•
Originan el estado líquido y sólido de moléculas que son apolares por no tener dipolos (O2,H2,N2) o por motivos de simetría (CO2,CCl4,CH4).•
Crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias. Por eso, lasLas moléculas son agrupaciones de átomos unidos por enlace covalente.Las sustancias moleculares se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los
átomos de la molécula y la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas.
H muyfuerte H
2 2...H
H
muydébil
•
La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos•
Si las moléculas tienen gran masa molecular pueden encontrarse en estado sólidoo líquido a temperatura ambiente
Los sólidos covalentes,también llamados sólidos atómicos o reticulares, son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales.
•
Las uniones entre los átomos son muy fuertes, por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros.Ejemplos:
Diamante (C)
Cuarzo (SiO2)
Propiedades de las sustancias moleculares y sólidos covalentes
Moléculas apolares Moléculas polares Moléculas con Enlace hidrógeno Sólidos covalentesEstado físico en condiciones estándar
Gas Gas o líquido Gas o líquido Sólido
Solubilidad en Disolventes apolares
Muy alta Muy baja Muy baja Muy baja
Solubilidad en Disolventes polares
Muy baja Muy alta Muy alta Muy baja
Dureza (sólidos) Muy blandos Muy blandos Muy blandos Muy duros
Conductividad en Disolución
No Sí Sí No
