Los enlaces se forman porque la situación de los átomos enlazados es más estable (de menor energía) que la de los átomos individuales

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1. EL ENLACE QUÍMICO.

Las sustancias, en general, se presentan de modo que los átomos que las constituyen no son independientes entre sí, sino que están ligados unos a otros formando agrupaciones estables. La unión entre los átomos se denomina enlace químico.

Las distintas teorías que, desde mediados del S. XIX han ido surgiendo para explicar le enlace químico han debido ir respondiendo sucesivamente a preguntas tales como: ¿Por qué se forma un enlace? ¿A qué se deben los valores concretos que presentan los distintos parámetros del enlace, como la energía, distancia de enlace, etc.? ¿Por qué los distintos elementos presentan distinto número de enlaces?

Las teorías más sencillas para explicar el enlace químico parten del hecho observado de que existen seis elementos cuyos átomos son excepcionalmente estables, y que no reaccionan con ningún otro, los gases nobles. La pasividad de los gases nobles para reaccionar sugiere que sus

configuraciones electrónicas son más estables que las de los otros elementos.

Configuraciones electrónicas de los gases nobles He 1s2

Ne 1s2 2s2 2p6

Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6

Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6

Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6

Para justificar la formación del enlace químico, se propuso en 1916 la regla del octeto:

Los átomos de los distintos elementos tratan, al unirse con otros, de alcanzar las configuraciones electrónicas de los gases nobles, dada la estabilidad a que éstas parecen ligadas.

Los enlaces se forman porque la situación de los átomos enlazados es más estable (de menor energía) que la de los átomos individuales.

Cuando un átomo reacciona con otro, lo hace para completar su capa de valencia. Para

conseguir esto, los átomos pueden hacerlo por distintos mecanismos, dando lugar a diferentes tipos de enlaces.

2. ENLACE IÓNICO.

2.1. Formación del enlace iónico.

El enlace iónico tiene lugar entre átomos de marcado carácter metálico y átomos de marcado carácter no metálico.

Cuando un átomo de marcado carácter metálico choca con la suficiente energía con un átomo de marcado carácter no metálico, le cede, según los casos uno, dos o hasta tres electrones. Estos electrones pasan a formar parte de la corteza del átomo no metálico, que se convierte así en un anión (ion negativo), mientras que el átomo metálico queda convertido en un catión (ion

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positivo). El enlace entre los átomos vendrá ocasionado por la atracción electrostática de los iones de carga opuesta formados.

El átomo metálico cederá tantos cuantos electrones sean necesarios para conseguir la configuración de gas noble.

El átomo no metálico aceptará tantos cuantos electrones sean necesarios para conseguir la configuración de gas noble.

Para que se produzca un enlace iónico, la diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser igual o mayor a 1,7.

La electrovalencia o valencia iónica es la valencia de un átomo en la formación de compuestos iónicos. Es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la

configuración de los gases nobles.

La estequiometría del compuesto iónico vendrá dada por el valor de las cargas de los iones.

Los iones se combinarán entre si de manera que el número total de cargas positivas compensen las negativas, de manera que el conjunto resulte neutro eléctricamente.

2.2. Redes cristalinas iónicas.

El enlace iónico no es direccional (es decir, no está dirigido hacia ninguna dirección preferente), ya que su naturaleza es

electrostática. Los iones de distinto signo se hallan unidos por atracción electrostática. Por ello, los compuestos iónicos no forman moléculas sino agregados cristalinos tridimensionales llamados redes cristalinas iónicas. En una red cristalina iónica un ión de un signo se rodeará de tantos iones de signo contrario como le sea posible, atendiendo a la carga y el volumen de los iones. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina.

2.3. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber.

Un compuesto iónico se forma porque la energía de los átomos unidos de esta manera es inferior a la energía de los átomos formando sus elementos correspondientes. Así, si se forma el compuesto iónico cloruro de sodio NaCl, es porque los átomos de cloro y de sodio tienen menos energía formando la red cristalina de cloruro de sodio que en la forma de sus elementos: Na metálico y gas cloro Cl2. Esto se traduce en que, cuando hacemos reaccionar cloro y sodio para formar cloruro sódico, habrá un desprendimiento de energía

Na (s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆H < 0

∆H se lee incremento de entalpía, y es una energía. En este caso es la energía de formación del NaCl.

El signo de la entalpía es muy importante. Si el incremento de entalpía es positivo (∆H > 0), quiere decir que el sistema absorbe energía, el proceso es endotérmico. Si el incremento de entalpía es negativo (∆H < 0), quiere decir que el sistema libera energía, el proceso es exotérmico.

En este caso, el ∆H es negativo, esto indica que se ha liberado energía y que, por tanto, el producto que se ha formado es menos energético que los reactivos.

Como la reacción que hemos visto es la reacción de formación del NaCl a partir de sus elementos, esta entalpía se llama entalpía de formación y se representa con ∆Hf

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Ahora consideremos esta misma reacción, pero a partir de los iones en estado gaseoso:

Na+(g) + Cl-(g) → NaCl (s) ∆H<0

Esta es la reacción de formación del NaCl a partir de sus iones gaseosos. La energía desprendida en esta reacción es la llamada energía reticular.

La energía reticular o energía de red es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. En otras palabras, es la energía que se obtendría de la formación de un compuesto iónico a partir de sus iones gaseosos. Muestra la estabilidad de la red cristalina. La energía reticular presenta dimensiones de energía/mol y se suele medir en kJ/mol.

La entalpía de formación (ΔHf0) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Esta energía nos indica si el compuesto formado es más estable o no que los elementos que lo forman.

Las entalpías de formación de los distintos compuestos son valores relativamente sencillos de obtener y, de hecho, están tabuladas en los distintos compendios químicos que existen. Sin embargo, las energías reticulares son valores casi imposibles de obtener por medios experimentales. Por ello, para calcularlas, se emplean distintos medios para obtenerlas a partir de valores que si se pueden obtener experimentalmente.

Uno de los métodos para obtener energías reticulares es el ciclo de Born-Haber.

Veamos el ciclo de Born-Haber para el NaCl

Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) La reacción anterior tiene lugar en varios pasos:

1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí. Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio:

Na (s) + Esublimación → Na (g) ; Esublimación = 109 KJ/mol

2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio:

Na (g) + Eionización → Na+ (g) + 1 e- ; Eionización = 496 KJ/mol

3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro.

½ Cl2 (g) + ½ Edisociación → Cl (g) ; ½ Edisociación = 122 KJ/mol

4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida):

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Cl (g) + 1 e- → Cl - (g) + Eafinidad ; Eafinidad = -348 KJ/mol

5.- Los iones en estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial eléctrica se hace menor, desprendiéndose la energía reticular.

Na + (g) + Cl - (g) → NaCl (s) + Ereticular ; Ereticular = - 790 KJ/mol

Si sumamos todas las energías desprendidas y aportadas al sistema, obtendremos la energía desprendida en la formación de 1 mol del compuesto iónico:

ΔHf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 = -411 Kj/mol ΔHf = - 411 KJ/mol

A continuación, tienes un esquema de todo el proceso:

Este sería el diagrama energético del proceso:

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2.4. Propiedades de los compuestos iónicos.

No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos.

En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad.

Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños

desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:

En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina.

Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o H2SO4.

Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb:

por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos podrás apreciarlo con mayor facilidad:

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3. ENLACE COVALENTE.

El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida.

En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y

más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía.

3.1. Teoría de Lewis. Concepto de resonancia.

El inicio de este modelo se le atribuye a Lewis que en 1916 observó la falta de reactividad que tenían los gases nobles y supuso que esa inercia a la reacción era debida a la estructura electrónica que poseían en la última capa (capa de valencia), todos los gases nobles, a excepción del helio que tiene de configuración electrónica 1s2, tienen en su última capa la configuración de ns2p6.

Lewis consideró que esos gases del grupo 18 eran tan estables porque tenían el mínimo de energía y que el resto de los átomos deberían imitar ese comportamiento, es decir, alcanzar la

configuración del gas noble que le antecede o le precede en la tabla periódica. La forma de conseguir esa configuración de gas noble era compartiendo un par de electrones entre dos átomos. Al compartir el par electrones los dos átomos adoptaban la configuración de gas noble y quedaban unidos.

Clasificación de los enlaces covalentes:

SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES COMPARTIDOS:

Enlace covalente simple: Se comparten un par de electrones y ambos átomos adquieren la configuración del gas He. Ejemplo, la molécula de hidrógeno H2.

H • + H • → H – H

Enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

Enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2):

Es evidente que, a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:

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SEGÚN CÓMO SE COMPARTEN LOS ELECTRONES:

Enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad. Los electrones enlazantes se comparten por igual.

Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo.

Enlace covalente polar: Cuando dos átomos no son iguales, los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por igual, siendo atraídos con más fuerza por el elemento más electronegativo.

Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es el más electronegativo de los dos, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno. Por ello, la molécula es eléctricamente asimétrica, con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H. Se crea un momento dipolar.

Enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. Algunos compuestos con este tipo de enlace son el ion amonio (NH4+), el ion hidronio (H3O+), el ozono (O3), el dióxido de carbono (CO2), el benceno (C6H6).

El ion amonio (NH4+) se forma, por ejemplo, cuando hacemos pasar una corriente de gas amoniaco por agua. Cuando ocurre esto, el amoniaco reacciona con el agua, según la reacción:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

El ion hidronio (H3O+) se forma espontáneamente en el agua por su reacción de disociación:

2H2O → H3O+ + OH-

En ambos casos, hay un enlace covalente DATIVO, en el que el par de electrones compartidos es aportado por uno de los átomos de la especie.

El ozono (O3):

Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis. Sin embargo ninguna de las dos, por separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula. Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 Å).

.

Para explicar esta aparente deficiencia en la teoría de Lewis debe introducirse el concepto de la

resonancia. Según éste, la estructura de una molécula puede estar representada por la suma o mezcla

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de todas las estructuras de Lewis posibles para la misma. La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta:

La estructura resonante debe considerarse como una mezcla de las distintas estructuras y no como un equilibrio o intercambio rápido entre ellas.

Experimentalmente, se comprueba que los dos enlaces de la molécula ozono son idénticos y que la distancia de enlace se encuentra entre la del simple y la del doble enlace.

El orden de enlace:

Según como sea el enlace entre dos átomos, se puede definir el llamado ORDEN DE ENLACE.

El orden de enlace es el número de enlaces existentes entre un par de átomos. Por ejemplo, en el nitrógeno N≡N, el orden de enlace es 3, en el acetileno H-C≡C-H el orden de enlace entre los dos átomos de carbono es 3 y el orden de enlace C-H es 1. El orden de enlace da una indicación de la estabilidad del enlace. Normalmente, el orden de enlace es un número entero, pero, si un compuesto presenta dos o más estructuras resonantes, podemos encontrar órdenes de enlace con decimales. Por ejemplo, el orden de enlace del ozono es 1,5.

Diagramas de Lewis.

Para representar las moléculas y deducir su geometría y propiedades, se usan los diagramas de Lewis. Ya has visto algunos en las explicaciones anteriores.

Para construir el diagrama de Lewis de una molécula, se deben seguir los siguientes pasos:

1.- Se elige el átomo central. Nunca debe ser el H. Generalmente, es el menos electronegativo de los que tengamos.

2.- a) Se cuentan los electrones de valencia. Se divide entre dos para saber el número de pares.

b) Se calcula el número de enlaces que tendrá la molécula mediante la expresión

2

Nº átomos distintos del H ·8+ Nº de H ·2 -  (e- de valencia)

3.- Se forman los enlaces entre el átomo central y los periféricos. Cada enlace cuenta como un par.

4.- Los pares de electrones restantes se distribuyen entre los átomos para cumplir la regla del octeto.

Ejemplo: Amoniaco NH3.

1.- 1.- Se elige el átomo central. Nunca debe ser el H. Generalmente, es el menos electronegativo de los que tengamos. En este caso, el N

2.- a) Electrones de valencia: 5 del N + 1 de cada hidrógeno (son 3) = 8; 4 pares.

b) Se calcula el número de enlaces que tendrá la molécula [1·8 + 3·2 – (5+3)]/2 = 3 3.- Formamos los enlaces:

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4.- Los pares de electrones restantes (1 par) se distribuyen entre los átomos para cumplir la regla del octeto. En este caso, el par que nos queda se lo ponemos al nitrógeno:

Ejemplo: CO2.

1.- Se elige el átomo central. Nunca debe ser el H. Generalmente, es el menos electronegativo de los que tengamos. En este caso el C.

2.- a) Electrones de valencia: 4 del C + 6 de cada oxígeno (son 2) = 16; 8 pares.

b) b) Se calcula el número de enlaces que tendrá la molécula [3·8 + 0·2 – (4·2+2·6)]/2 = 2

3.- Formamos los enlaces: O − C − O ; En estos dos enlaces hemos gastado 2 pares de electrones, nos quedan por poner 6 pares.

4.- La única manera de poner los 6 pares que nos restan y que se cumpla la recta del octeto para todos los átomos de la molécula es

O = C = O

Ejemplo: SO2.

1.- Se elige el átomo central. Nunca debe ser el H. Generalmente, es el menos electronegativo de los que tengamos. En este caso el S.

2.- a) Electrones de valencia: 6 del S + 6 de cada oxígeno (son 2) = 18; 9 pares.

b) Se calcula el número de enlaces que tendrá la molécula [3·8 + 0·2 – (6 +2·6)]/2 = 3 3.- En esta molécula hay dos maneras de poner 3 enlaces:

O − S = O y O = S − O (vamos a tener estructuras resonantes) Hemos gastado 3 pares de electrones, nos quedan 6 pares que poner.

4.- La única manera de poner los 6 pares que nos restan y que se cumpla la recta del octeto para todos los átomos de la molécula es

Las dos estructuras son equivalentes. La estructura real será un híbrido de resonancia entre las dos.

Obsérvese que sobre el oxígeno con 3 pares de electrones no compartidos, se genera una carga negativa, y que sobre el S se genera una carga positiva. Esto tiene fácil explicación si se considera los electrones que tienen “en propiedad” cada átomo.

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: 3 pares de electrones no compartidos = 6 e- 1 par de electrones compartido = 1 e-

Total = 7 e-

El O para ser neutro, tiene que poseer 6 e- en su capa de valencia. Como este O posee 7, tiene una carga formal de -1.

1 par de electrones no compartidos = 2 e- 3 pares de electrones compartidos = 3 e-

: Total = 5 e-

El S para ser neutro, tiene que poseer 6 e- en su capa de valencia. Como este s posee 5, tiene una carga formal de +1.

Ejemplo: Benceno C6H6.

1.- Se elige el átomo central. Nunca debe ser el H. Generalmente, es el menos electronegativo de los que tengamos. En este caso el C.

2.- a) Electrones de valencia: 4 del C (son 6) + 1 de cada H (son 6) = 30; 15 pares.

b) Se calcula el número de enlaces que tendrá la molécula [6·8 + 6·2 – (6·4 +1·6)]/2 = 15 3.- En esta molécula hay dos maneras de poner 15 enlaces:

Hay dos estructuras resonantes. Todos los enlaces del carbono son iguales. Este hecho se representa así:

3.2. Teoría del enlace de valencia (TEV).

La teoría del enlace de valencia (TEV) afirma que, para que se forme un enlace entre dos átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital con un electrón desapareado con espines opuestos; de esta manera, al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos hasta una distancia adecuada, se producirá una

superposición parcial de ambas y, en la zona común, tendrá lugar el apareamiento de los electrones, lo que supone la formación de un enlace.

Para que la superposición sea efectiva, los orbitales han de tener un tamaño comparable y aproximarse con una orientación adecuada.

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La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar mucho en el tema, pero

comentaremos que existen dos posibilidades:

a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación, presentamos algunos ejemplos:

b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos.

Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que los π porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”.

Cuando dos átomos van a formar un enlace simple por superposición de orbitales p, lo harán mediante un enlace σ, como en la molécula de cloro. Sin embargo, cuando dos átomos se unen por un doble enlace, uno de los

enlaces será σ y el otro enlace π, como en la molécula de oxígeno. Asimismo, si se forma un triple enlace, uno de ellos será σ y los otros dos π, como en la molécula de nitrógeno.

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La covalencia es la valencia de un átomo en la formación de compuestos covalentes. La

covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2.

Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos.

4. GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS COVALENTES.

4.1. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).

Esta teoría no es un modelo de enlace y su única utilidad es la de predecir la geometría de un compuesto que posea enlace covalente.

El modelo calcula los pares de electrones que rodean al átomo central, esto se puede hacer aplicando el modelo de Lewis. A continuación se repartirán esos pares de electrones desde el centro de una esfera hacia la superficie de la misma de forma que las repulsiones entre esos pares de electrones sean mínimas, no debemos olvidar que los pares de electrones tienen cargas negativas y por lo tanto se repelerán. Estas repulsiones aumentarán la energía de la molécula y disminuirán la estabilidad de la misma, aquella distribución de los pares con menor energía dará lugar a la geometría más probable.

Tras considerar todas las posibilidades de distribución y después de los cálculos oportunos, los autores de este modelo concluyen que las distribuciones con menos repulsiones en función del número de pares de electrones que rodean al átomo central son las siguientes:

Una vez conocido como se sitúan los pares de electrones alrededor del átomo central para que las repulsiones sean mínimas, el paso siguiente es el cálculo de esos pares. Para ello seguiremos el siguiente procedimiento, que iremos aplicando al caso del CH4:

1.- Calculamos el número total de electrones de valencia que tiene la molécula objeto de estudio.

En el caso del CH4: Electrones de valencia = 4 del C+ 1del H ·4 átomos = 8

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2.-Dividimos por dos ese número de electrones y así se obtienen el número total de pares de

n el CH4: Número de electrones de valencia/2 = 8/2 = 4 pares

.-Observamos la estequiometría del compuesto y asignamos un par de electrones, por cada átomo eamente a cuatro

.-Repartimos el resto de pares de electrones e pezando por los átomos terminales y terminando por

.-Se cuenta el número de electrones que rodean al átomo central y se distribuyen de forma que las rodeado de cuatro pares de electrones que para que sus repulsiones

los

.-Si todos los pares son compartidos es decir todos están formando enlaces, la geometría será la

omo en el metano los cuatro pares están compartidos, los vértices del tetraedro estarán ocupados

uando todos los pares que rodean al átomo central no están compartidos, se debe tener en cuenta electrones que posee la molécula.

E 3

unido al átomo central, para el enlace entre cada átomo terminal y el átomo central.

Como la estequiometría es de 1:4, es decir un átomo de carbono está unido simultán

átomos de hidrógeno, el carbono necesitará un par para cada unión entre el carbono y cada átomo de hidrógeno.

4 m

el átomo central para que todos ellos adquieran los ocho electrones previstos por Lewis.

En el caso del CH4 ya están repartidos todos los electrones.

5

repulsiones sean mínimas.

En el metano el carbono está

sean mínimas se distribuyen desde el centro de un tetraedro, donde se encuentra el carbono, hacia vértices del mismo.

6

correspondiente a esa distribución.

C

por los átomos de hidrógeno y la geometría resultante será tetraédrica.

C

que sólo los pares compartidos son los que definen una geometría y que los pares no compartidos de átomo central producirán deformaciones en la geometría

l resultante como consecuencia de las

repulsiones.

Por ejemplo en el amoniaco NH3:

lectrones de valencia = 5 del N + 3·1 del H = 8.

os cuatro pares se reparten desde el centro de un

es de el nece E

Pares de electrones = 8/2 = 4 L

tetraedro hacia los vértices y como la estequiometría 1: 3, el nitrógeno utilizará tres pares para formar los enlaces con el hidrógeno, es decir sólo tres vértices d tetraedro estarán ocupados ya que el cuarto par de electrones queda como un par no compartido y perte sólo al nitrógeno. Como los cuatro vértices del tetraedro

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son equivalentes da lo mismo donde se sitúan los tres hidrógenos ya que en todos los casos la geometría resultante será la misma, pirámide de base triangular, el nitrógeno está en el vértice de la pirámide y los tres hidrógenos en la base.

Debe quedar claro que los pares no compartidos no dan lugar a geometría y lo único que hacen es producir repulsiones con otros pares compartidos o no compartidos y por lo tanto pueden modificar algo la geometría.

En el caso del amoniaco, el ángulo teórico H-N-H debería ser el ángulo del tetraedro regular de 109.5º y sin embargo el ángulo experimental es menor, 107º, y esto se justifica precisamente por las

repulsiones que el par no compartido, en el nitrógeno, ejerce sobre los pares compartidos (los que forman enlace) que obliga a que el ángulo se cierre.

La molécula de agua (H2O):

Electrones de Valencia = 2·1 del H + 6 del oxígeno = 8 Pares de electrones 8/2=4.

La distribución de cuatro pares para que las repulsiones sean mínimas es el tetraedro. Como la estequiometría es 1:2 sólo dos vértices estarán ocupados por átomos de hidrógeno y por lo tanto la geometría será angular. El ángulo que formará el H-O-H debe ser aún mas pequeño que el del amoniaco ya que al haber dos pares no compartidos las repulsiones que estos ejercen sobre los pares compartidos será mayor y el ángulo teórico de 109.5º se cerrará. Efectivamente, el ángulo

experimental es de 104º.

Esta teoría se puede aplicar para explicar la geometría de las moléculas. Hemos visto algunos casos sencillos. Para el resto de los casos, basta con aplicar un razonamiento parecido. El la siguiente tabla se muestran las geometrías de las moléculas según los pares de electrones compartidos y los pares de electrones no compartidos que tengan, y nos servirá para hacer los problemas de deducción de las geometrías moleculares

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4.2. Teoría del enlace de valencia. Orbitales híbridos (OOHH).

Según esta teoría, el enlace entre dos átomos se forma al solaparse los orbitales atómicos.

Teniendo en cuenta el carácter direccional de los orbitales atómicos que solapan al formarse un enlace covalente, puede deducirse la geometría de la molécula.

Así la molécula de hidrógeno será lineal ya que se forma al solaparse los dos orbitales 1s de cada hidrógeno, formándose un enlace σ.

De la misma manera se puede justificar la geometría lineal de las moléculas de cloro, oxígeno y nitrógeno, con el correspondiente solapamiento de sus orbitales p, formado enlaces σ y π

Sin embargo, hay casos en los que la teoría del enlace de valencia no puede justificar bien la geometría de las moléculas, como en el caso de las moléculas de amoniaco y de agua.

Según la TEV, la molécula de amoniaco se formaría por el solapamiento de los 3 orbitales s (uno por cada átomo) de los H con cada uno de los orbitales p del N.

La molécula resultante sería como la de la figura, con ángulos de enlace de 90º.

Experimentalmente se demuestra que el ángulo de enlace entre H y N en el NH3

es de 107,3º

Lo mismo pasa con el agua:

Según la TEV, la molécula de agua se formaría por el solapamiento de los 2 orbitales s (uno por cada átomo) de los H con dos de los orbitales p del O. La molécula resultante sería como la de la figura, con ángulos de enlace de 90º.

Experimentalmente se demuestra que el ángulo de enlace entre H y O en el H2O es de 104,5º

Y con el metano también:

Según la TEV, la molécula de agua se formaría por el solapamiento de los 2 orbitales s (uno por cada átomo) de los H con el orbital s y los tres orbitales p del C. La molécula resultante sería como la de la figura, con tres ángulos de enlace de 90º, y otro enlace distinto, de geometría indeterminada.

Experimentalmente se observa que los cuatro enlaces son idénticos con ángulo de 109,5º.

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Es evidente que la TEV por sí sola no explica la geometría de estas moléculas y, por tanto hay que modificarla para que se ajuste a los hechos experimentales.

Esto se consigue mediante el concepto de HIBRIDACIÓN.

La geometría de estas moléculas se justifica admitiendo que los átomos centrales no utilizan sus orbitales atómicos para formar estas moléculas, sino que usan orbitales híbridos.

Los orbitales híbridos son orbitales obtenidos por la combinación de los orbitales atómicos en su capa de valencia.

Un átomo puede hibridar dos, tres, cuatro o más orbitales atómicos para obtener orbitales híbridos. En cualquier caso, se obtienen tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se hayan combinado. (Si combinamos dos orbitales atómicos, por ejemplo un s y un p, obtenemos dos orbitales híbridos sp. Si combinamos 2 orbitales atómicos p con un orbital atómico s obtenemos tres orbitales híbridos sp2, 1 s + 3 p = 4 orbitales sp3 y así sucesivamente).

Veamos las hibridaciones más comunes:

Orbitales híbridos sp. Obtenidos por la combinación de un orbital s y otro p

Orbitales híbridos sp2. Obtenidos por la combinación de un orbital s dos p

Orbitales híbridos sp3. Obtenidos por la combinación de un orbital s tres p

Existen más hibridaciones de orbitales s con p y con d, pero no son del alcance de este curso.

Con el concepto de hibridación se justifican las geometrías de las moléculas de amoniaco, agua y metano:

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Amoniaco: Para formar el amoniaco, el N adopta la hibridación sp3 con 4 orbitales híbridos orientados según los vértices de un tetraedro. Los 3 hidrógenos solapan sus orbitales s con 3 orbitales híbridos sp3, y en el cuarto orbital sp2 hay un par de electrones no enlazantes. Según esto, el ángulo de enlace ente el N y el H debería ser 109,5º, el ángulo del tetraedro. El ángulo de enlace N-H es menor, 107,3º, porque el par de electrones no enlazantes repele a los pares de electrones enlazantes haciendo que éstos se aproximen.

Agua: Para formar el agua, el O adopta la hibridación sp3 con 4 orbitales

híbridos orientados según los vértices de un tetraedro. Los 2 hidrógenos solapan sus orbitales s con 2 orbitales híbridos sp3, y en el tercer y en el cuarto orbital sp2 hay un par de electrones no enlazantes. Según esto, el ángulo de enlace ente el O y el H debería ser 109,5º, el ángulo del tetraedro. El ángulo de enlace O-H es menor, 104,3º, porque hay dos pares de electrones no enlazantes que repelen a los pares de electrones enlazantes haciendo que éstos se aproximen.

Al haber 2 PNE, la aproximación es mayor que en el amoniaco.

Metano: Para formar el metano, el C adopta la hibridación sp3 con 4 orbitales híbridos orientados según los vértices de un tetraedro. Los 4 hidrógenos solapan sus orbitales s con 4 orbitales híbridos sp3. Según esto, los cuatro enlace C-H deben ser idénticos y el ángulo de enlace ente el C y el H debería ser 109,5º, el ángulo del tetraedro, lo que coincide con los datos

experimentales.

Podemos aplicar esta teoría a otras moléculas como la de BeF2 o BF3:

Hidruro de berilio BeH2. Contrariamente a lo que se podría pensar, el BeH2 presenta un enlace covalente altamente polarizado en vez de enlace iónico, formado moléculas apolares de geometría linear: H – Be – H, con los dos enlaces Be-H idénticos. Si utilizamos la TEV, esta geometría no está justificada, puesto que la configuración electrónica del Be en su última capa es 2s2 por lo que al no tener electrones desapareados, no puede formar enlace. Sin embargo, con un poco de energía adicional, puede cambiar su configuración electrónica a 2s1 2p1, con lo que dispondría de dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces.

Si los enlaces los hiciera con el orbital s y el p sin modificar, se obtendrían moléculas con dos enlaces distintos:

Un enlace σ entre el orbital s del H y el p del Be, orientado según uno de los ejes de coordenadas.

Un enlace σ entre el orbital s del H y el s del Be, sin orientación definida,

Nada que ver con una molécula linear con dos enlaces BH idénticos.

Lo que realmente ocurre es que hay una HIBRIDACIÓN entre el orbital s y el orbital p semillenos, formando dos orbitales híbridos sp, con geometría lineal. Los orbitales s del H se solapan con estos orbitales híbridos sp, formando dos enlaces σ indistinguibles, quedando así justificado el enlace y la geometría de esta molécula.

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Trifluoruro de boro BF3:

El Flúor tiene de número atómico Z=9 y su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p7.Para formar enlace usará en orbital p semilleno que queda.

El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p1. al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración: 1s2 2s1 2p1 2p1.

Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al igual que antes, los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. Esto se justifica diciendo que se produce la hibridación de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp2, y se forman tres enlaces σ indistinguibles entre los orbitales p semillenos del F y cada uno de los orbitales híbridos sp2 del Boro

Hibridación en el Carbono:

El átomo de Carbono, con configuración electrónica 1s2 2s2 2p2. En teoría, esta configuración

electrónica permitiría al carbono la formación de moléculas con tan sólo dos enlaces, los que formaría con los dos electrones de los orbitales p desapareados. En la práctica, encontramos que el carbono forma millones de sustancias donde su valencia es cuatro, lo que nos indica que el C, para formar enlaces, hibrida sus orbitales, de manera que los 4 electrones de su capa de valencia están desapareados.

El carbono puede formar enlaces simples, enlaces dobles y enlaces triples con otros átomos de carbono. Para cada uno de estos enlaces, adopta una hibridación diferente:

Enlace simple. Ejemplo: molécula de etano CH3-CH3.

Cuando el C está formando un enlace simple en una molécula orgánica, presenta hibridación sp3, con los cuatro orbitales híbridos sp3 dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Los enlaces se formarán así:

6 enlaces σ C-H formados por el solapamiento de los orbitales 1s del H con 3 orbitales híbridos sp3 del C

1 enlace σ C-C formado por el solapamiento del orbital híbrido sp3 del que le queda a cada C

Enlace doble. Ejemplo: molécula de eteno CH2=CH2.

Cuando el C está formando un enlace doble en una molécula orgánica, presenta hibridación sp2, con tres orbitales híbridos sp2 dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero y el orbital p que no ha hibridado en un eje perpendicular al plano formado por el triángulo. Los enlaces se formarán así:

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4 enlaces σ C-H formados por el solapamiento de los orbitales 1s del H con 4 orbitales híbridos sp2 del C 1 enlace σ C-C formado por el solapamiento del un orbital híbrido sp2 de cada C.

1 enlace π C-C formado por el solapamiento de los orbitales p puros de ambos carbonos.

Enlace triple. Ejemplo: molécula de etino CH  CH.

Cuando el C está formando un enlace triple en una molécula orgánica, presenta hibridación sp, con dos orbitales híbridos sp dirigidos hacia los extremos opuestos de un eje y los dos orbitales p que no han hibridado en dos ejes perpendiculares al eje formado por los orbitales híbridos sp. Los enlaces se formarán así:

2 enlaces σ C-H formados por el solapamiento de los orbitales 1s del H con 2 orbitales híbridos sp2 del C

1 enlace σ C-C formado por el solapamiento del un orbital híbrido sp de cada C.

2 enlaces π C-C formado por el solapamiento de los orbitales p puros de ambos carbonos.

5. POLARIDAD DE LOS ENLACES.

En moléculas homonucleares, formada por átomos iguales, el par de electrones está

igualmente compartido por ambos átomos y existe una distribución de carga simétrica con respecto esos dos átomos.

Cuando se trata de moléculas heteronucleares los dos átomos pueden tener diferente

electronegatividad y el más electronegativo atraerá en mayor grado el par de electrones compartidos que el otro átomo. Por tanto, la distribución del par de electrones será asimétrica con respecto al par de átomos de la molécula, hay una separación de cargas y se ha formado un dipolo, se dice que el enlace está polarizado. La polarización del enlace será tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados.Ese momento dipolar se puede representar por un vector con un módulo pequeño y un sentido que va desde la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa.

Ejemplos H→Cl

Pero la polarización de un enlace no significa, siempre, que la molécula tenga momento dipolar permanente ya que puede ocurrir que todos los enlaces de la molécula estén polarizados pero si la molécula tiene una simetría tal que al sumar los momentos dipolares de cada enlace estos se anulan, su momento dipolar sea cero.

Por ejemplo: el fluoruro de berilio F2Be posee dos enlaces covalentes fuertemente polarizados, pero el momento dipolar resultante es nulo, por la simetría de la molécula, ya que ambos dipolos se anulan.

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Otro tanto pasa con el metano. El CH4 posee cuatro enlaces polares C-H, pero el momento bipolar resultante de la molécula es nulo por su simetría, ya que unos momentos dipolares anulan a los otros

En general, si la simetría de la molécula es alta y todos los enlaces son polares e iguales, la molécula es apolar.

Si la molécula es poco simétrica, y los enlaces son polares, la molécula es polar. Por ejemplo, los casos del agua y del amoniaco:

La distinción entre un enlace covalente polar y un enlace iónico no es clara en los casos extremos de polarización de los enlaces. En general, para que un enlace se considere iónico, la diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser igual o mayor a 1,7,

6. FUERZAS INTERMOLECULARES EN SUSTANCIAS COVALENTES.

En el interior de una molécula las uniones entre los átomos que la constituyen son de tipo covalente y, por lo tanto, difícil de separar unos de otros. Sin embargo, entre dos o más moléculas también pueden producirse interacciones.

Estas interacciones de carácter electrostático se conocen, de forma genérica, como "fuerzas intermoleculares" y son las responsables de que cualquier sustancia, incluidos los gases nobles, puedan condensar.

Estas fuerzas se clasifican en dos tipos básicos: Las fuerzas de van der Waals y los enlaces por puente de hidrógeno.

Fuerzas de van der Waals

Existen varios tipos básicos de interacciones de van der Waals. Éstas mantienen unidas a las moléculas, pero su fortaleza es mucho menor que la de los tres tipos principales de enlace.

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Fuerzas de orientación (dipolo-dipolo):

Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares. Además, son proporcionales a los valores de los momentos dipolares de las moléculas.

Esta interacción se produce por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de u molécula y la positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.

na

de Así, por ejemplo, si las moléculas polares constituyen un gas (por ejemplo SO2, HCl, etc.) y están sometidas a fuerzas orientación de cierta importancia, este gas será fácilmente licuable. Al disminuir ligeramente la temperatura, decrece la

agitación térmica, los dipolos se orientan entre sí, las moléculas se asocian y se produce un estado más condensado (líquido).

Fuerzas de inducción (dipolo-dipolo inducido). Donde una molécula polar induce un dipolo en otra molécula no polar; originándose, de esta

forma, la atracción electrostática. Esta fuerza explica la disolución de algunos gases apolares (Cl2) en disolventes polares.

Fuerzas de dispersión o de London:

Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de la molécula.

Todos los gases, incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares, son susceptibles de ser licuados. Por ello deben de existir unas fuerzas atractivas entre las moléculas o átomos de estas sustancias, que deben ser muy débiles, puesto que sus puntos de ebullición son muy bajos.

Para visualizar la situación física, se puede considerar un átomo de gas noble. La distribución electrónica alrededor del núcleo positivo es esférica, de manera que no hay momento dipolar neto;

pero, como los electrones están en movimiento, puede haber en cualquier instante un desbalance de la distribución electrónica en el átomo. Esto quiere decir que puede autopolarizarse

momentáneamente. Este átomo polarizado induce un momento dipolar en el vecino, que a su vez crea el mismo efecto en sus vecinos y el efecto se va propagando por toda la sustancia.

Estos dipolos inducidos causan entonces que los átomos de los gases nobles o las moléculas no polares se atraigan mutuamente. En general, son proporcionales al nº de electrones por molécula, aunque también puede influir la forma de la molécula.

Las principales características de las interacciones de dispersión son dos: son muy débiles y aumentan al aumentar el tamaño de la molécula.

Enlaces por puente de hidrógeno

Finalmente, en determinados casos, algunas moléculas pueden unirse a otras mediante una unión más débil que los tipos principales de enlace, pero más fuerte que las fuerzas de van der Waals, llamada enlace por puente de hidrógeno. Esta unión aumenta la cohesión entre las moléculas y sólo

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puede darse en aquellas en las que hay alguno de estos tres tipos de enlace: F - H ; O - H y N - H.

Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de ebullición de los compuestos que forma el hidrógeno con los elementos de algunos grupos de los no metales.

Como se observa en la gráfica, los puntos de ebullición del HF, H2O y NH3 son más altos de lo esperado, según la tendencia observada en las combinaciones del hidrógeno con los elementos de los diversos grupos.

Esto es debido a que, en estos casos, se forman

asociaciones moleculares, a causa del enlace por puente de hidrógeno, que es necesario romper para provocar el cambio de estado; por eso, los puntos de fusión y ebullición resultan más elevados.

Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos.

Hay que recalcar que las fuerzas por puente de hidrógeno se

establecen entre los elementos muy electronegativos indicados (F, O y N) y un hidrógeno de una molécula vecina.

Estas fuerzas pueden dar lugar a la formación de dímeros, como puede ocurrir en el caso del ácido acético. En el dibujo se han trazado en discontinuo los enlaces por puente de hidrógeno:

Los enlaces por puente de hidrógeno son los responsables de la estructura del hielo. Cada molécula de agua se rodea de cuatro construyendo una estructura voluminosa, que hace que el hielo sea menos denso que el agua líquida.

7. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES.

7.1. Sustancias moleculares.

A temperaturas muy bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las fuerzas que unen las moléculas son algo más

grandes, por ejemplo en el hielo.

En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo:

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Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad.

Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser líquidos e incluso sólidos.

Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias moleculares es a disolverse en disolventes apolares.

7.2. Sólidos covalentes o sustancias atómicas.

Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces covalentes, formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una

electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran molécula.

Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el carburo de Silicio, etc.

Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y sean insolubles.

Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo.

Estructuras de algunas sustancias covalentes.

a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio. Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).

Diamante

b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones

infinitas, en la que cada uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad eléctrica y su casi

infusibilidad.

Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del

carbono. Mientras que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de

dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en un mismo plano formando

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estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia fácilmente, es decir, se puede laminar.

8. ENLACE METÁLICO.

8.1. Modelo de la nube electrónica.

La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por:

a) Tener pocos electrones en su última capa.

b) Bajo potencial de ionización.

Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen, generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces metálicos.

Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto.

El modelo del gas de electrones.

Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis:

- Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente.

- Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal.

- Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando la carga

positiva.

- El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.

Este modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto

explicaría la presencia de iones y la conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran macromolécula Fen.

- Justificar que los metales no puedan formar enlace iónico ni covalente.

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8.2. Propiedades de los metales.

Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero vamos a hablar en general de todas ellas:

Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay mucha diversidad y excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el Francio que son líquidos.

Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, aunque hay grandes

variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible.

Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores:

1) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición disminuye.

2) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto.

Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando por todo el metal.

Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube electrónica los mantendrá unidos).

Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por lo que presentan brillo, el llamado brillo metálico.

CUADRO-RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LOS DISTINTOS COMPUESTOS.

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CUESTIONES Y PROBLEMAS.

Cuestión 1

Comente cada una de las frases siguientes, indicando si son verdaderas o falsas, y explique las razones en las que se basa.

a) Para fundir hielo han de romperse enlaces covalentes.

b) Para evaporar agua hay que romper enlaces de hidrógeno.

Cuestión 2

Para las especies químicas: yodo, metano, cloruro de potasio, cloruro de hidrógeno, mercurio y amoníaco, indique de forma razonada:

a) Las que poseen enlace covalente.

b) De entre las del apartado a), las que son polares, teniendo en cuenta su geometría.

Cuestión 3

Dadas las especies químicas tetracloruro de carbono y amoníaco:

a) Indique la geometría de las moléculas, utilizando para ello el modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia.

b) Indique la hibridación del átomo central.

c) Justifique la polaridad de las mismas.

Cuestión 4

a) Indique el tipo de enlace que predomina (iónico, covalente o metálico) en las siguientes especies químicas: cobre, tricloruro de boro, agua, fluoruro de cesio y difloruro de berilio.

b) En el caso que predomine el enlace covalente, justifique la geometría y la polaridad de las moléculas

Cuestión 5

Comente cada una de las frases siguientes, indicando si pueden ser verdaderas o no, y explique las razones en las que se basa:

a) El agua es un compuesto covalente apolar.

b) El agua es un buen disolvente de sustancias iónicas.

Cuestión 6

a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos X (Z = 19); Y (Z = 17).

b) Justifique el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X-Y o Y-Y.

c) Justifique si las dos especies formadas en el apartado anterior serán solubles.

Cuestión 7

Calcule la energía reticular del cloruro de sodio sabiendo:

Entalpía de formación (NaCl) = - 411 kJ/mol Energía de sublimación del sodio = + 108 kJ/mol Potencial de ionización del sodio = + 495 kJ/mol Energía de disociación del cloro = + 242 kJ/mol Afinidad electrónica del cloro = - 394 kJ/mol Cuestión 8

a) Represente, según la teoría de Lewis, las moléculas de etano (C2H6), eteno (C2H4) y etino (C2H2). Comente las diferencias más significativas que encuentre.

b) Qué tipo de hibridación presenta el carbono en cada una de las moléculas.

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Cuestión 9

Dada la gráfica adjunta, justifique:

a) El tipo de enlace dentro de cada compuesto b) La variación de los puntos de fusión

c) Si todas las moléculas tienen una geometría angular, ¿Cuál será la más polar?

Cuestión 10

Dadas las energías reticulares de las siguientes sustancias:

Razone cómo varían:

a) Sus puntos de fusión b) Su dureza.

c) Su solubilidad en agua.

Cuestión 11

Justifique la veracidad de las siguientes afirmaciones:

a) El agua pura es mala conductora de la electricidad.

b) El cloruro de sodio, en estado sólido, conduce la electricidad.

c) La disolución formada por cloruro de sodio en agua conduce la electricidad.

Cuestión 12

Dadas las especies moleculares PF3 y SiF4.

a) Determine su geometría mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia

b) Razone si los enlaces serán polares.

c) Razone si las moléculas presentarán momento dipolar.

Cuestión 13

Los átomos A, B, C y D corresponden a elementos del mismo período y tienen 1,3, 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Qué fórmulas tendrán los compuestos formados por A y D, y por B y D?

b) ¿El compuesto formado por B y D será iónico o covalente?

c) ¿Qué elemento tiene la energía de ionización más alta y cuál más baja?

Cuestión 14

Describa el tipo de fuerzas que hay que vencer para llevar a cabo los siguientes procesos:

a) Fundir hielo b) Hervir bromo (Br2) c) Fundir cloruro de sodio.

Cuestión 15

Explique desde el punto de vista de las interacciones moleculares los siguientes hechos:

a) El etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano b) El etanol tiene un punto de ebullición más alto que el etano.

Cuestión 16

a) Represente la estructura del trifloruro de fósforo, según la teoría de Lewis.

b) Indique cuál será su geometría según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) ¿Podrá tener el fósforo una covalencia superior a la presentada en el trifluoruro de fósforo? Razone la respuesta.

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Cuestión 17

La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos:

Considerando los valores anteriores:

a) Indique cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos.

b) Razone cuál es la causa de esa variación.

Cuestión 18

a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4.

b) Dibuje la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas.

Datos: Números atómicos: C = 6; N = 7; F = 9.

Cuestión 19

a) Escriba las estructuras de Lewis correspondientes a las moléculas de etano (CH3CH3) y eteno (CH2

= CH2)

b) Explique qué tipo de hibridación tiene el carbono en cada compuesto.

Cuestión 20

Dadas las especies químicas H2S y PH3:

a) Represéntelas mediante diagramas de Lewis.

b) Prediga la geometría de las especies anteriores según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada especie.

Cuestión 21

Indique el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientes moléculas:

a) CH3C≡CCH3

b) CH3CH=CHCH3

c) CH3CH2CH2CH3

Cuestión 22

Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades se muestran en la tabla siguiente:

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD:

a) Clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta.

b) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

Cuestión 23

En función del tipo de enlace explique por qué:

a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.

c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.

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Cuestión 24

Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones:

a) El cloruro de sodio es soluble en agua.

b) El hierro es conductor de la electricidad.

c) El metano tiene bajo punto de fusión.

Cuestión 25

a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es?

b) ¿Por qué la molécula BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados?

Cuestión 26

Justifique las siguientes afirmaciones:

a) A 25°C y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.

b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es.

c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido.

Cuestión 27

Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Los metales son buenos conductores de la electricidad.

b) Todos los compuestos de carbono presentan hibridación sp3.

c) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido.

Cuestión 28

Dadas las especies químicas H2S, PH3 y CCl4, indique:

a) La estructura de Lewis de cada molécula.

b) La geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) La hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

Cuestión 29

A partir de los átomos A y B cuyas configuraciones electrónicas son, respectivamente, 1s22s22p2 y 1s22s22p63s23p5

a) Explique la posible existencia de las moléculas AB, AB2, AB4. b) Justifique la geometría de la molécula AB4

c) Discuta la existencia o no de momento dipolar en AB4

Cuestión 30

Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas a) Un hilo de cobre.

b) Un cristal de Cu (NO3)2. c) Una disolución de Cu (NO3)2. Cuestión 31

Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El punto de ebullición del butano es menor que el de 1-butanol

b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono ocupando la posición central.

c) El etano es más soluble en agua que el etanol.

Cuestión 32

Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.

a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.

b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.

Justifique las respuestas.

(31)

Cuestión 33

En función del tipo de enlace explique por qué:

a) El NH3 tiene un punto de ebullición más alto que el CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2.

c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl es soluble.

Cuestión 34

Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.

a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.

b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.

Justifique las respuestas.

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