ENLACE QUÍMICO UNIDADES ESTRUCTURALES DE LAS SUSTANCIAS IONES ÁTOMOS MOLÉCULAS ENLACE IÓNICO ENLACE METÁLICO ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE

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ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO Y TIPOS

“Enlace químico es la fuerza responsable de la unión entre las unidades estructurales ( iones, átomos o moléculas) que forman la materia.

UNIDADES ESTRUCTURALES DE LAS SUSTANCIAS

IONES ÁTOMOS MOLÉCULAS

+ y - +

ENLACE IÓNICO ENLACE METÁLICO ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE

COMP. IÓNICOS SUST. METÁLICAS SUST. COVALENTES ATÓMICAS SUST COVALENTES MOLECULARES Ej: Na

⁺

Cl

^-

Ej: Ag, Ba,... Ej: C, SiO

2

,... Ej: CO

2

, H

2

O, NH

3

,...

- Los e

^-

de la capa de valencia (nivel más externo) son los que intervienen en la formación de enlaces.

- Si existe TRANSFERENCIA de estos e

^-

el enlace es IÓNICO , y cuando existe COMPARTICIÓN el enlace es COVALENTE .

- En general, los átomos de un enlace tienden a alcanzar una estructura de gas noble ( por ser la

configuración más estable) cumpliendo la REGLA DEL OCTETO : “Los átomos tienden a ceder, ganar o compartir e

^-

para que el número de e

^-

en la última capa sea de 8 e

^-

(salvo la excepción del He).

- La formación de cualquier tipo de enlace supone que el sistema formado es más estable que los átomos por separado. Por ello, en la formación del enlace tiene lugar un desprendimiento de energía, llamada ENERGÍA DE ENLACE .

ENLACE IÓNICO

“El enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones de distinto signo para dar lugar a un conjunto formado por una red cristalina.”

- Un enlace será predominante iónico cuando la “ diferencia de electronegatividades” entre los átomos enlazados será mayor a 1,7 según Pauling.

Elemento de carácter METÁLICO (menor electronegatividad)→ tiende a perder e

^-

para alcanzar la C.E. de gas noble formando CATIONES.

- En el ENLACE IÓNICO intervienen

Elemento de carácter NO METÁLICO (mayor electronegatividad)→ tiende a ganar e

^-

para alcanzar la C.E. de gas noble formando ANIONES.

- Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos en condiciones estándar (25ºC y 1 atm.), donde cada ión se rodea del máximo número de iones de signo contrario y viceversa , es decir, que el enlace iónico tiene dirección radial. Por lo tanto, las fórmulas que representan los compuestos iónicos no son moléculas reales, solo representan la proporción en que se combinan los iones → FORMULAS EMPÍRICAS .

- Un compuesto iónico adopta la estructura cristalina cumpliendo dos condiciones:

a) Empaquetamiento máximo (los iones deben ocupar el menor volumen posible).

b) El cristal debe ser neutro (igual nº de cargas + y − ).

- ÍNDICE DE COORDINACIÓN de un ión en una red cristalina es el nº de iones de signo contrario que le rodean.

(2)

ENERGÍA DE RED Ó ENERGÍA RETICULAR (U) de un compuesto iónico es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso.

N

A

= cte. de Avogadro.

A = cte. de Madelung, según estructura.

Z

c

y Z

A

= cargas de los iones.

e = carga del e

^-

.

r

0

= distancia entre los núcleos de iones.

al aumentar la carga de los iones.

- Cuanto ↑ |U| ⇒ ↑ es la estabilidad del compuesto; ↑ |U|

al disminuir la distancia entre los núcleos.

CICLO DE BORN-HABER permite determinar la U mediante un método indirecto, basado en :

“ Si partiendo de un mismo estado inicial a un mismo estado final por dos caminos diferentes, la energía puesta en juego por ambos caminos debe ser la misma”.

Ejemplo: Formación del compuesto MX

(S)

( M → metal y X → no metal) M

(S)

+ ½ X

2(g)

∆Η

f

(−) MX

(S)

S (+) ½ D (+)

M

(g)

+ X

(g)

U (−) Por tanto:

I

₁

(+) AE

₁

(+ ó −) M

⁺(g)

+ X

⁻(g)

ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LEWIS

- El ENLACE COVALENTE consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones, llegando a alcanzar estructura de GAS NOBLE .

- La representación de Lewis se realiza escribiendo el símbolo del elemento rodeado de tantos e

^-

como éste tenga en la capa de valencia.

- Ejemplos:

H··H ⇒ H

2

mediante compartición de 1 par de e

^-

⇒ ENLACE SIMPLE X − X O::O ⇒ O

₂

mediante compartición de 2 pares de e

^-

⇒ ENLACE DOBLE O=O

N N ⇒ N

2

mediante compartición de 3 pares de e

^-

⇒ ENLACE TRÍPLE N≡N

- Cuando el par de e

^-

compartidos es aportado por uno solo de los átomos → ENLACE COVALENTE COORDINADO DATIVO

H

⁺

H + NH

3

+ H

⁺

→ NH

4

+

⇒ H  N  H + H

⁺

→ H  N  H ⇒ H  N  H H H H

- MOLÉCULAS POLIATÓMICAS : el átomo central suele ser el elemento menos electronegativo. Los átomos han de alcanzar la configuración de GAS NOBLE (ns

²

np

⁶

) mediante la formación de enlaces.

 

 



 −

⋅ ⋅

⋅

= −

n r

e Z Z A

U N ^A ^C ^A 1

1

0

2 ∆Η

f

= S + ½ D + I

1

+ AE

1

+ U

(3)

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)

- Permite explicar cuestiones que la teoría de Lewis no podía, como polaridad, geometría...

- Según la TEV: “ el enlace COVALENTE consiste en la superposición de orbitales semiocupados de átomos (iguales ó diferentes) con emparejamiento de e

^-

de espín contrario”

SIGMA ( σ ) : cuando la superposición de 2 orbitales atómicos sea en el mismo eje.

(s-s;s-p;p-p) - Tipos de ENLACE

PÍ ( π ) : cuando la superposición de 2 orbitales atómicos sea en ejes paralelos.(p-p) - Cuanto mayor sea la superposición, mayor será la fuerza del enlace.( σ es más fuerte que π )

- Se llama COVALENCIA o VALENCIA COVALENTE al número de enlaces covalentes que puede formar; o lo que es lo mismo, al número de e

^-

desapareados que posea.

- Los enlaces serán simples dobles o triples dependiendo del tipo de átomos que se unan.

- Algunos elementos presentan una covalencia mayor que el número de e

^-

desapareados que posee, e incluso pueden tener más de una covalencia formando así diferentes compuestos. Esto se debe a la HIBRIDACIÓN DE ORBITALES .

En el proceso de hibridación de orbitales tienen lugar los siguientes pasos:

a) Promoción de un e

^-

apareado a un orbital atómico desocupado del mismo nivel energético.

b) HIBRIDACIÓN ó COMBINACIÓN de los orbitales atómicos puros del átomo para dar lugar a la formación de orbitales híbridos del mismo átomo.

COMPUESTO C.E. del átomo central covalencia HIBRIDACIÓN TIPO de HIBRIDACIÓN

BeH

2

Be : 1s

²

2s

²

0 2s 2p 2s 2p → covalencia =2

2 orb. “sp”

BH

3

B : 1s

²

2s

²

2p

¹

1 2s 2p 2s 2p → covalencia =3

3 orb. “sp

²

”

CH

4

C : 1s

²

2s

²

2p

²

2 2s 2p 2s 2p → covalencia =4

4 orb. “sp

³

”

H

2

S

SO

2

SF

₆

S : 1s

²

2s

²

2p

⁶

3s

²

3p

⁴

2 ___

3s 3p 3d → 3s 3p 3d covalencia =4

3s 3p 3d → 3s 3p 3d covalencia =6

___

4 orb. “p

³

d”

6 orb. “sp

³

d

²

”

(4)

FORMA GEOMÉTRICA DE MOLÉCULAS E IONES POLIATÓMICOS Los pares de e

^-

que rodean al ÁTOMO CENTRAL pueden ser :

- PARES de e

^-

ENLAZANTES ó COMPARTIDOS → son aquellos que participan en los enlaces.

- ^PARES de e

^-

NO ENLAZANTES ó SOLITARIOS → son aquellos que no participan en los enlaces.

Las moléculas y los iones poliatómicos presentan una geometría que depende de la posición que ocupan los átomos en el espacio y viene determinada por la TEORÍA DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE CAPA DE VALENCIA (RPENV), según la cual :

“ Los pares de e

^-

enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de forma que se

encuentran lo más alejados posible, para que la repulsión entre ellos sea mínima. La orientación adoptada determina la geometría de la molécula.”

DETERMINACIÓN DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR:

Para determinar la geometría molecular únicamente necesitamos saber los enlaces sigma ( σ ) y los pares solitarios del átomo central. Los pasos a seguir para ello son los siguientes:

1. Determinar el nº máximo de e

^-

que caben en la capa de valencia de todos los elementos de la molécula ( 2 e

^-

para el H, y 8 e

^-

para el resto).→ nº de e

^-

teóricos.

2. Determinar el nº de e

^-

que tiene cada átomo en la capa de valencia de todos los elementos de la molécula ( coincide con la valencia mayor de la familia a la que pertenece).→ nº de e

^-

reales.

3. nº de e

^-

compartidos = ( nº de e

^-

teóricos ) − (nº de e

^-

reales )

4. nº de enlaces totales ( σ + π ) del átomo central = (nº de e

^-

compartidos ) / 2

nº de enlaces SIGMA ( σ ) = nº de átomos de la molécula menos 1.

Conocidos los enlaces totales:

nº de enlaces PÍ ( π ) = enlaces totales menos enlaces sigma.

5. e

^-

solitarios del átomo central = nº máximo de e

^-

de los que se rodea el átomo central menos los que

gasta en los enlaces. Los pares solitarios son la mitad de estos.

(5)

Con estos datos se puede determinar la geometría en el siguiente cuadro:

ENLACES σ ^P.S. ^GEOMETRÍA Hibridación _ENLACES σ ^P.S. ^GEOMETRÍA Hibridación

2 0

LINEAL

sp 5 0

BIPIRÁMIDE TRIGONAL

sp

³

d

3 0

TRIANGULAR PLANA

sp

²

4 1

TETRAÉDRICA DISTORSIONADA

sp

³

d

2 1

ANGULAR

sp

²

3 2

FORMA DE T

sp

³

d

4 0

TETRAÉDRICA

sp

³

2 3

LINEAL

sp

³

d

3 1

PIRÁMIDE TRIGONAL

sp

³

6 0

OCTAÉDRICA

sp

³

d

²

2 2

ANGULAR

sp

³

5 1

PIRÁMIDE

CUADRANGULAR

sp

³

d

²

4 2

CUADRANGULAR PLANA

sp

³

d

²

(6)

Importante→ En las moléculas con pares de e

^-

libres se cumple que la repulsión entre :

par de e

^-

libre-par de e

^-

libre > par de e

^-

libre− par de e

^-

enlazantes> par de e

^-

enlazantes− par de e

^-

enlazantes De forma que el ángulo de en lace es menor al existir pares de e

^-

libres.

PARÁMETROS DE ENLACE

a) ENERGÍA DE ENLACE de un molécula diatómica es variación de entalpía (energía ) que se necesita para romper el enlace que mantiene unidos a los átomos.

X

2(g)

+ Energía → 2X

(g)

b) LONGITUD DE ENLACE es la distancia entre los núcleos de los dos átomos unidos mediante un enlace covalente .

c) ÁNGULO DE ENLACE es el ángulo que forman dos enlaces consecutivos.

d) POLARIDAD DEL ENLACE ( teniendo en cuenta la definición de electronegatividad)

- Cuando dos átomos A-B tienen la misma electronegatividad ∆EN = 0 ⇒ ENLACE APOLAR

- Cuando dos átomos A-B tienen diferente electronegatividad ∆EN ≠ 0 ⇒ ENLACE POLAR , apareciendo una densidad de carga negativa (δ

^-

) en el masa electronegativo, y una densidad de carga positiva (δ+) sobre el menos electronegativo ⇒ DIPOLO .

(δ+) ^H     Cl (δ

^-

)

El enlace polar puede considerarse como un intermedio entre el enlace covalente y el enlace iónico ( en el cual la transferencia de e

^-

es total).

Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre los átomos, mayor es el carácter iónico de enlace.

POLARIDAD DE MOLÉCULAS

- ENLACES APOLARES originan siempre moléculas APOLARES.

- ENLACES POLARES pueden originar:

moléculas APOLARES , cuando tiene simetría esférica, es decir, el átomo central no tiene pares solitarios, y esta rodeado de átomos iguales ,unidos del mismo modo.(Lineales→CO

2

; Triangular plana→BF

3

; Tetraédrica→CH

4

; Bipirámide trigonal → PCl

5

y Octaédrica→SF

6

) moléculas POLARES, cuando existen pares de e

^-

solitarios ó los átomos de los que se rodea el

central son diferentes.( Angulares→H

2

O, H

2

S ; Pirámide trigonal→NH

3

,PCl

3