Apuntes Enlace 2013-14.pdf

ENLACE QUÍMICO (entre átomos)

Las propiedades que presentan las sustancias se deben en su mayor parte a la forma en que se encuentran unidos los elementos químicos que las forman. Las fuerzas que mantienen unidos los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) se denominan ENLACES QUÍMICOS.

Parámetros de Enlace:

ENERGÍA DE ENLACE: Energía desprendida (Entalpía de enlace) en el proceso de formación del enlace, es también la energía necesaria para romperlo. Sus unidades son los kJ/mol. Cuanto mayor es la energía de enlace, más cuesta romperlo y por tanto más fuerte será.

LONGITUD DE ENLACE: Distancia de equilibrio a la que se sitúan definitivamente los átomos. Su unidad normal de medida es el Anstrong (Å). Cuanto menor es la distancia de enlace más fuerte es un enlace.

ÁNGULO DE ENLACE: Es el que hay entre 2 átomos una vez llegados a la situación de equilibrio. Se mide en grados.

Como ejemplo podemos ver estos parámetros en las moléculas de H2O, CH4 y HF respectivamente. En el dibujo también se pude apreciar su geometría molecular.

H O H

H

H H

H

H F

104,9 º

109,47º

180º 0,95 A

1,1 A

0,9 A

Eenlace: 415 kJ/mol

Eenlace: 565 kJ/mol Eenlace: 464 kJ/mol

Los átomos de los diferentes elementos químicos se unen para formar compuestos, estabilizándose. Esta estabilidad se alcanza cuando llegan a lo que antiguamente se llamaba OCTETE ELECTRÓNICO (Kössel y Lewis, 1916), que se identifica en la actualidad con una configuración electrónica de gas noble (ns2np6). Por tanto, cada átomo tenderá a formar un TIPO DIFERENTE DE ENLACE DEPENDIENDO DE SU CONFIGURACIÓN DE LA CAPA DE VALENCIA.

Muy Importante: Dos átomos sólo se unen para formar enlace cuando llegan a una situación de mayor estabilidad que la que tenían estando separados.

Situación 1: metal (pocos e- _{de valencia) y no metal (muchos e}- _{de valencia)}

Enlace Iónico: Los átomos alcanzan la configuración de gas noble ganando electrones (no metales) o perdiéndolos (metales) de su capa de valencia. El no metal se convierte en un ión negativo (anión) y el metal en un ión positivo (catión).

Ejemplo: NaCl

Na: 1s2 _2s2 _2p6 _3s1 _{Na -1e}-_{(Cede) Na}+_{: 1s}2 _2s2 _2p6

Na+ _Cl

-Cl: 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p5 _{Cl +1e}-_{(Acepta) Cl}-_{: 1s}2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6

En este ejemplo, el sodio (Na) cede el electrón de valencia al cloro (Cl) que lo acepta, consiguiendo ambos la configuración de gas noble.

Metal cede electrones al no metal Sustancias con este tipo de enlace: MgCl2, MgS, FeCl3, CrCl2…

Situación 2: no metales (muchos e- de valencia).

Enlace Covalente: Los átomos alcanzan el octete electrónico compartiendo pares de electrones. Suelen ser no metales con muchos electrones en la última capa, que necesitan que compartir electrones para alcanzar la configuración de gas noble.

Ejemplo: Cl2

Cl: 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p5 _{Cl Cl} Comparten

un par de e- Cl Cl

En este ejemplo el Cloro comparte su electrón de valencia con otro Cloro y ambos alcanzan la estructura de gas noble.

Los no metales comparten 1, 2 o hasta 3 pares de electrones. Ejemplos: HCN, CCl4, O2, CO2, H2O, N2, CH3-CH3, CH2=CH2,…

Situación 3: metales (pocos e- _{de valencia).}

Enlace Metálico: Los átomos alcanzan la configuración de gas noble cediendo sus electrones de valencia y quedando convertidos en cationes, que forman una red cristalina. Lo forman los metales, que suelen tener pocos electrones en la última capa.

Ejemplo: Na

Na: 1s2 _2s2 _2p6 _3s1

-1e

-(Cede un electrón)

Na+_{: 1s}2 _2s2 _2p6

Na+ _Na+ _Na+

- -

¿Cómo razonar qué tipo de enlace existirá en una sustancia real?

Es necesario realizar las configuraciones electrónicas de los elementos que la constituyen, a partir de sus números atómicos.

Conociendo el número de electrones de valencia se pueden justificar su/s estado/s de oxidación más estables y la opción de entre las tres anteriores que han escogido para alcanzar juntos un estado de menor energía, y por tanto de mayor estabilidad.

Estudio del enlace iónico. Estructura de los compuestos iónicos. Concepto de índice de coordinación. Estudio energético de su formación: Ciclo de Born-Haber. Propiedades de los compuestos iónicos.

El enlace iónico se forma por la TRANSFERENCIA de electrones de un átomo a otro, alcanzando ambos una configuración estable. El átomo que cede electrones se convierte en un catión (+) y el átomo que los gana se convierten en un anión (-).

El enlace iónico consiste en la unión de ambos iones (catión y anión) con cargas eléctricas opuestas, debido a la ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA. Como esta atracción se produce en las 3 direcciones del espacio, cada IÓN TIENDE A RODEARSE DE UN NÚMERO DETERMINADO DE IONES DE SIGNO CONTRARIO. ESTE NÚMERO SE DENOMINA ÍNDICE DE COORDINACIÓN.

En el NaCl el índice o número de coordinación es 6. El ión Cloruro (Cl–) se rodea de 6 iones sodio (Na+_{) y viceversa. Dependiendo del tamaño de los iones, este número varía} entre 12, 8, 6 ó 4.

Na+ -+

Na x

..

..

Cl

:

.

x

-..

..

Cl

:

.

Estudio energético del enlace: Ciclo de Born-Haber

La formación de redes cristalinas iónicas a partir de sus elementos en estado fundamental, es un proceso fuertemente exotérmico. El ciclo de Born-Haber describe desde el punto de vista termodinámico (Aplicación directa de la ley de Hess), la formación del enlace iónico y todos los pasos intermedios necesarios para que se lleve a cabo.

Dentro del ciclo de Born-Haber, hay un paso que es decisivo en la formación del enlace iónico y que es la atracción electrostática entre los iones recién formados. A la energía que se libera en este proceso se le denomina Energía Reticular (UR) y es la que justifica termodinámicamente este proceso. Cuanto mayor sea la energía liberada en el proceso, más estable será la red iónica y mayor punto de fusión tendrá el compuesto iónico.

Cristalina d

Anión

Catión UR _Re

El ciclo de Born-Haber es especialmente útil para calcular la Energía de Red, porque a veces es muy difícil determinarla experimentalmente.

De manera esquemática y tomando como ejemplo la red de NaCl, el ciclo de Born-Haber quedaría así:

donde,

f

ΔHº _{entalpía de formación} estándar del NaCl

sub

ΔH entalpía de sublimación del Na sólido

EI1 primera energía de ionización del Na gas

dis

ΔH entalpía de disociación del Cl2 gas

AE1 primera afinidad electrónica del Cl gas

UR Energía de red del NaCl

Matemáticamente: _{f sub 1} ΔH_dis AE₁ U_R 2

1 EI ΔH

ΔHº     

El ciclo de Born-Haber se construye de forma semejante para todas las redes iónicas, con variaciones en el número y tipo de reacciones que conducen de forma indirecta a la energía de formación del compuesto, porque estas reacciones dependen de la naturaleza de los elementos que se unen para formar la red.

A partir de la expresión matemática para el ciclo, se puede obtener cualquiera de las energías implicadas en el proceso. Si se desea obtener la energía de red, que es lo más habitual, se despejaría de la expresión y se hallaría su valor numérico.

Hºf Na (s) + 1/2 Cl2 (g)

Na (g) Cl (g)

Na+ _{(g) + Cl}- _(g)

UR

NaCl (s)

Hsub Hdis

1 dis 1

sub f

R ΔH AE

2 1 EI ΔH ΔHº

U     

Los valores de las magnitudes termodinámicas implicadas en el ciclo, pueden ser negativos o positivos dependiendo de los elementos de que se trate y del tipo de proceso al que hacen referencia.

En general:

Proceso Energía Signo

Formación red iónica a partir de

iones UR - (se desprende E)

Formación red a partir de elementos

en estado natural ΔHºf - (se desprende E)

Sublimación metales ΔHsub + (hay que aportar E)

Ionización metales EI1, EI2 … + (hay que aportar E)

Disociación no metales ΔHdis + (hay que aportar E)

Sublimación, fusión o vaporización metales

sub

ΔH , ΔH_fus,

vap

ΔH + (hay que aportar E)

Formación anión AE1, AE2 …

- (se desprende E) + (hay que aportar E)

Estudio del enlace en función de carga y radio: Ecuación de Born-Landé

La energía reticular se puede calcular también a partir del potencial electrostático de un sistema mediante la Ecuación de Born-Landé:

       



n r

A N e Z Z

Ur A 1

1 2

2 1

Z1 y Z2: cargas de los iones NA: Número de Avogadro e: carga del electrón r: distancia entre iones A: constante de Madelung n: factor de compresibilidad

Recuerda…

Como viste en el tema anterior, el radio iónico aumenta al bajar en un grupo en la misma medida que lo haría el radio atómico, ya que aumenta el número de niveles electrónicos.

Centrándonos en la relación carga/radio de los iones participantes en la red, tenemos que ser capaces de justificar qué compuestos iónicos tendrán cualitativamente mayor valor absoluto de energía de red (reacción más exotérmica), y por tanto mayor punto de fusión y mayor estabilidad. Para ello, nos fijamos directamente en la relación entre las cargas y/o los radios de los iones implicados en la formación de la red:

Radio Cuánto mayores sean los iones, mayor será la distancia (r) entre iones y menor valor tendrá el valor absoluto de su energía de red:

UR (kJ/mol) -910 -788 -732 -682

Red NaF NaCl NaBr NaI

Carga Como la energía de red es directamente proporcional a la carga de los iones, cuanto mayor sea su carga positiva o negativa, mayor será la energía de la red (en valor absoluto).

UR (kJ/mol) -657 -701 -788 -834 -2127 -2223 -2326

Red CsCl KCl NaCl LiCl SrCl2 CaCl2 MgCl2

Propiedades:

 Las entidades fundamentales de estos compuestos son los iones, por lo que no forman moléculas. (Su fórmula química es la empírica NaCl, CsCl, CaF2...)

 A temperatura ambiente son SÓLIDOS CRISTALINOS CON ALTO PUNTO DE FUSIÓN. (Para romper el enlace habría que romper la red cristalina)

 Sólo CONDUCEN LA CORRIENTE FUNDIDOS O EN DISOLUCIÓN, porque es cuando tienen cargas en movimiento. En estado sólido la estructura cristalina mantiene a cationes e iones en una posición concreta y les impide la movilidad.

 Son SOLUBLES EN AGUA Y EN DISOLVENTES POLARES, porque están formados por cargas que al introducirse en el disolvente se ven inmediatamente rodeadas por él, lo que rompe la red (Solvatación).

Estudio cualitativo del enlace metálico. Introducción a la teoría de bandas. Propiedades de las sustancias metálicas.

Aunque por lo general los metales disponen de pocos electrones en su capa de valencia se presentan en la naturaleza en redes de átomos con un empaquetamiento compacto (Fe, Na, K, Ni, Cu...)

Vamos a estudiar este enlace por medio de dos teorías:

1.-Teoría de la nube electrónica (o mar de electrones): En esta teoría el enlace metálico se describe como un enlace comunitario entre una multitud de centros positivos (núcleos atómicos y electrones de las capas completas) y una multitud de electrones (electrones de valencia de los metales). El número de electrones debe ser al menos igual al número de átomos y pertenece a toda la estructura.

Los iones positivos están dispuestos en forma de red cristalina metálica tridimensional, y los electrones se encuentran moviéndose con total libertad por los huecos de la red, ya que la teoría supone que la fuerza de atracción de los núcleos sobre los electrones de valencia es nula.

Esta teoría es perfecta para explicar la gran CONDUCTIVIDAD eléctrica y térmica que presentan los metales, así como su gran RESISTENCIA ya que la nube electrónica impide en todo momento que se enfrenten los centros positivos, evitando la repulsión.

La nube electrónica hace de almohadilla evitando la repulsión y permitiendo también que este tipo de redes se deformen con facilidad, estirándose en hilos (ductilidad) o láminas (maleabilidad).

2.-Teoría de bandas: La teoría de bandas es una descripción del enlace metálico según la TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES utilizada como una de las 2 más importantes para la descripción de enlaces covalentes.

La idea es formar orbitales MOLECULARES a partir de la suma de todos los orbitales ATÓMICOS. Por cada orbital atómico se formará un orbital molecular, por tanto como en los metales hay una gran cantidad de átomos, se va a formar también una gran cantidad de orbitales moleculares.

Como para el caso de los metales hay muchísimos orbitales moleculares y por tanto muchísimos niveles con una diferencia mínima de energía entre ellos se crea lo que se denomina una BANDA DE ENERGÍA.

Los electrones se van colocando en las bandas de menor energía: BANDA DE VALENCIA.

Como en esta banda quedan niveles sin ocupar y la diferencia de energía que hay entre ellos es muy pequeña, los electrones se pueden excitar con facilidad desde los niveles llenos a los niveles vacíos conduciendo de este modo la electricidad: BANDA DE CONDUCCIÓN.

Ejemplo: Si tenemos LITIO, al ser un átomo del segundo periodo, tendrá los orbitales atómicos: 1s 2s 2p. Como por cada conjunto de orbitales atómicos, se crea un orbital molecular, tendremos 3 conjuntos de orbitales moleculares: 1s 2s 2p. Los electrones se van colocando en estas bandas según su energía.

2p 2p

Li Li

1s22s12p 1s22s12p

2s 2s

1s 1s

BANDA DE VALENCIA Y CONDUCCIÓN

BANDAS DE ENERGÍA

¿Cómo se explica la conductividad eléctrica a partir de esta teoría?

Hay tres tipos de bandas:

1.- Bandas ocupadas: Son bandas de energía que están totalmente ocupadas por electrones. No hay movimiento en su interior.

2.- Bandas de valencia: Son bandas de energía donde se encuentran los electrones de valencia. Pueden estar llenas o parcialmente llenas y reciben ese nombre porque en ellas están los electrones de valencia.

En los metales hay CONDUCCIÓN eléctrica porque las bandas de valencia y conducción se superponen y los electrones se pueden mover con total libertad de unas a otras.

SODIO (1s2_2s2_2p6_3s1_{3p) MAGNESIO (1s}2_2s2_2p6_3s2_3p)

Banda de valencia y conducción Banda de valencia

Banda de conducción

En los sólidos covalentes (AISLANTES) como el diamante, las bandas NO SE SUPERPONEN, los electrones no se mueven y NO HAY CONDUCTIVIDAD.

Banda de conducción

E muy grande E pequeña

Banda de valencia

AISLANTES SEMICONDUCTORES

En el caso de los SEMICONDUCTORES, las bandas de valencia no se superponen, pero hay tan poca diferencia de energía de una banda a otra que con un pequeño aporte energético se consiguen promocionar electrones a la banda superior CONDUCIENDO la corriente.

Independientemente de las teorías que describen el enlace, los metales se encuentran en la naturaleza en forma de REDES CRISTALINAS METÁLICAS, con los cationes ordenados perfectamente en el espacio y los electrones moviéndose con libertad por todo el cristal. Las estructuras cristalinas son principalmente la cúbica y la hexagonal.

Propiedades:

 CONDUCTIVIDAD TÉRMICA Y ELÉCTRICA debido a la gran movilidad de sus electrones de valencia.

 GRAN DEFORMABILIDAD porque cualquier plano se puede desplazar sin que nunca

se enfrentes los cationes, esto permite que sean DÚCTILES y MALEABLES.

 EMISIÓN DE ELECTRONES o el también llamado efecto fotoeléctrico, que denota la

ESTUDIO DEL ENLACE COVALENTE

En el enlace covalente la unión entre átomos se justifica a partir de la compartición de PARES DE ELECTRONES. Hay varias teorías para explicarlo, cada una de ellas aporta además nuevos datos sobre la estructura de los compuestos formados con este enlace.

TEORÍA DE LEWIS

Lewis (1916) explicó que el enlace covalente consistía en la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos, con el objetivo de alcanzar el OCTETE ELECTRÓNICO y por tanto una estructura de gas noble. El enlace se da entre átomos que tienen muchos electrones en su capa de valencia, es decir, entre NO METALES.

La forma práctica de explicar este enlace consiste en escribir el símbolo atómico de los átomos implicados, anotando a su alrededor el número de electrones de valencia con un símbolo (x, o...). Una vez hecho esto para cada átomo se rodean con círculos los pares de electrones compartidos. La notación final consiste en sustituir cada par de electrones por una raya.

Flúor

F

:

..

_..

.

F

:

..

..

.

:

F

..

..

F

:

..

..

. .

F F

Esta teoría es especialmente útil para describir de forma sencilla el enlace e ir conociendo la geometría molecular. No obstante, aunque todos los átomos tienden a completar su octete en la mayor parte de los casos, existen excepciones en las que el octete está incompleto, o los átomos se rodean de más de ocho electrones.

Enlaces múltiples: aparecen cuando el número de pares de electrones compartidos entre dos átomos es mayor que uno, pudiendo ser de dos o tres pares. El ORDEN DE ENLACE en las moléculas covalentes es precisamente el número de pares de electrones compartidos y puede ser 1 (enlace sencillo), 2 (enlace doble) y 3 (enlace triple).

Molécula Cloro Oxígeno Nitrógeno

Estructura

electrónica [Ne]3s

2_3p5 _[He]2s2_2p4 _[He]2s2_2p3

Nº electrones

valencia 7 6 5

Enlace sencillo doble triple

Comparten 1 par de e- _{2 pares de e}- _{3 pares de e}

-Orden de enlace 1 2 3

Estructura de

Lewis

:

..

Cl

..

Cl

:

.. ..

..

Cl Cl

:

..

Metano

Dióxido de carbono

Ácido cianhídrico (Cianuro de hidrógeno)

Excepciones al octete:

octete incompleto (se rodean de 6 electrones en lugar de 8) y que suelen tener como átomo central un elemento del grupo 13 (B, Al...)

Trifluoruro de boro (BF3) Tricloruro de aluminio (AlCl3)

B: [He]2s2_2p1_{, F: [He]2s}2_2p5 _{Al: [Ne]3s}2_3p1_{, Cl: [Ne]3s}2_3p5

B

.

B F

F F F x

.

F x

.

F x

..

..

..

..

.. ..

..

..

..

Al

.

Al Cl

Cl Cl Cl x

.

Cl x

.

Cl x

..

..

..

..

.. ..

..

..

..

octete ampliado (se rodean de más de 8 electrones), y tienen como átomo central átomos pertenecientes a elementos del tercer periodo y sucesivos y que son los que tienen orbitales d disponibles para ser utilizados.

Hexafluoruro de azufre (SF6) Pentacloruro de fósforo (PCl5)

S: [Ne]3s2_3p4_{, F: [He]2s}2_2p5 _{P: [Ne]3s}2_3p3_{, Cl: [Ne]3s}2_3p5

S

.

S F F F F F F F x

.

x

.

F x

..

..

.. ..

..

..

x x x

.

.

.

..

F

..

..

..

F

..

..

..

_..

F

..

F

..

..

..

.

P Cl

Cl Cl x

.

Cl x

.

Cl x

..

..

..

.. ..

..

P Cl Cl x x

.

.

..

Cl

.. ..

Cl

_..

....

Cl

..

 número impar de electrones (radicales); son estructuras en las que uno de los dos átomos no completa su octete, quedando con un electrón libre. A este tipo de moléculas se les denomina RADICALES y son especialmente importantes en reactividad.

Monóxido de nitrógeno (NO) Radical Metilo (CH3-)

N: [He]2s2_2p3_{, O: [He]2s}2_2p4 _{C [He]2s}2_2p4_{, H: 1s}1

N

:

xO

x xx

x x

:

.

N O

.

C

.

H

x

H

x

.

H

x

.

.

C H

H H

.

enlace covalente dativo o coordinado que consiste en que dos elementos comparten un par de electrones pero uno de ellos aporta el par de electrones y el otro aporta un orbital vacío en el que alojarlos. Es especialmente importante porque sirve para introducir el concepto ácido-base de Lewis:

ÁCIDO: especie que tiene un orbital vacío y acepta el par de electrones (ACEPTOR) BASE: especie que tiene un par de electrones libre que puede ceder (DADOR)

El enlace se representa por una flecha que va desde el dador de electrones, al aceptor:

(Dibujos en el Tema ácido-base)

estructuras resonantes, que aparecen cuando una molécula puede tener más de una estructura de Lewis. Se llaman formas RESONANTES a cada una de las maneras de representar la molécula e híbrido de resonancia a la suma de todas ellas. De tal manera que cada forma resonante contribuye a la descripción de la molécula.

Ión nitrato (NO3-)

N: [He]2s2_2p3_{, O: [He]2s}2_2p4

N O

O O

..

.

.

..

..

..

..

..

..

N O

O O

..

.

.

..

..

..

..

..

..

N

O

O O

..

.

.

..

..

.. ..

..

_ _

_..

_

EJEMPLOS DE ESTRUCTURAS DE LEWIS DE MOLÉCULAS COMUNES: (Para trabajar)

AGUA

AMONIACO

ÁCIDO CLORHÍDRICO (CLORURO DE HIDRÓGENO)

TETRACLORURO DE CARBONO

DISULFURO DE CARBONO

ETANO

ETENO

ETINO

TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV)

La teoría se basa en que las moléculas buscan la orientación que provoca menos repulsión entre los pares de la capa de valencia. Divide los pares de electrones en pares de electrones no enlazantes (libres, no forman enlace) y pares de electrones enlazantes (formando enlace)... Según parámetros energéticos, el orden de repulsión de los pares es como sigue:

+ Repulsión - Repulsión

Par no enlazante - par no enlazante

>

par no enlazante - par enlace

>

par enlace - par enlace

N H _H H

..

par libre

par enlazante

Las geometrías que pueden adoptar los pares de electrones son principalmente 5:

Pares e- Enlazantes Libres Geometría en torno al átomo central Geometría molecular

2 2 0

Lineal Lineal

3 3 0

Triangular plana Triangular plana

4 4 0

Tetraédrica Tetraédrica 3 1

Tetraédrica

2 2

Tetraédrica

Angular

5 5 0

Bipirámidal trigonal Bipiramidal trigonal (bpt)

6 6 0

Octaédrica Octaédrica

La geometría de base depende del número de pares de electrones que rodeen al átomo central.

¿Cómo llegar a la geometría molecular mediante la RPECV?

Dibujamos la estructura de Lewis

Contamos el número total de pares de electrones alrededor del átomo central, teniendo en cuenta que un enlace doble o triple, cuenta como un único par, ya que sólo constituye una dirección de enlace.

Escogemos la geometría de los pares en torno al átomo central según la tabla. Dibujamos los pares de electrones libres y enlazantes.

Estudiamos las repulsiones para colocar los pares.

 Finalmente llegamos a la geometría molecular sólo con los pares de enlace.

LINEAL (2 pares de electrones rodeando al átomo central) 2 pares de electrones enlazantes: ángulo de 180º

BeCl2 Be: 1s22s2

Cl: 1s22s22p63s23p5

Cl Be Cl

:

Cl

..

_..

.

xBex

.

Cl

_..

:

..

Be

Cl Cl

Átomo central: 2 pares de enlace Geometría electrónica: Lineal

CO2 (hay 2 dobles enlaces, que obligan a la molécula a ser lineal)

HCN (cuando hay un enlace triple también está obligado a ser lineal)

TRIANGULAR PLANA (3 pares de electrones rodeando al átomo central) 3 pares de electrones enlazantes: ángulo de 120º

BF3 B: 1s22s22p1 F: 1s22s22p5

B

.

B F

F F F

x

.

F

x

.

F

x

..

..

..

..

.. ..

..

..

..

B

F

F F

Átomo central: 3 pares de enlace Geometría electrónica: Triangular plana

Geometría molecular: Triangular plana TETRAÉDRICA (4 pares de electrones rodeando al átomo central)

4 pares de electrones enlazantes: ángulo de 109,5º

CH4 C: 1s22s22p2 H: 1s1

C

_.

H

x

H

x

.

H

x

.

Hx

.

_{C H}

H H

H C

H H

H H

Átomo central: 4 pares de enlace Geometría electrónica: tetraédrica

3 pares de electrones enlazantes y 1 par de electrones libre: ángulo 107º

NH3 N: 1s22s22p3 H: 1s1

:

N

_.

_{N H}

H H H x H x

.

H x

.

N H H H

..

_N H H H

Átomo central: 3 pares de enlace 1 par libre

Geometría electrónica: tetraédrica

Geometría molecular: piramidal trigonal

2 pares de electrones enlazantes y 2 pares de electrones libres: ángulo de 104º

H2O O: 1s22s22p4 H: 1s1

:

..

O H H

.

x x

.

O H

H

O

H H

..

..

H O H

Átomo central: 2 pares de enlace 2 par libre

Geometría electrónica: tetraédrica

Geometría molecular: angular

BIPIRÁMIDE TRIGONAL (5 pares alrededor del átomo central)

5 pares de electrones enlazantes: el plano a 120º y con los extremos 90º.

PCl5

P: 1s22s22p43s23p3

Cl: 1s22s22p63s23p5

.

P Cl Cl Cl x

.

Cl x

.

Cl x

..

..

..

.. ..

..

P Cl Cl x x

.

.

..

Cl

.. ..

Cl

..

....

Cl

..

....

P Cl Cl Cl Cl Cl

Átomo central: 5 pares de enlace Geometría electrónica: bipiramidal trigonal

Geometría molecular: bipiramidal trigonal OCTAÉDRICA (6 pares alrededor del átomo central)

6 pares de electrones enlazantes: todos a 90º

SF6

S: 1s22s22p63s23p4 F: 1s22s22p5

S

.

S F F F F F F F x

.

x

.

F x

..

..

.. ..

..

..

x x x

.

.

.

..

F

..

..

..

F

..

..

..

F

_..

..

F

..

..

..

S

F F F F F F

Átomo central: 6 pares de enlace Geometría electrónica: octaédrica

TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

La Teoría del enlace de valencia conjugó el concepto propuesto por Lewis de compartición de pares de electrones, con el hecho de que dichos pares se encuentran alojados en orbitales atómicos. Esta teoría condiciona la existencia del enlace a la presencia de electrones desapareados.

De esta manera, cada par de electrones compartido se encontraba ocupando una zona localizada entre los átomos que formaban el enlace, perteneciente a ambos al mismo tiempo y en la que había mayor densidad de carga.

A esta zona en la que se fundían los átomos para formar enlace se la denominó zona de solapamiento orbital y en ella se localizaba el par de electrones compartido.

De esta manera, el enlace en la molécula de hidrógeno se podía explicar de la siguiente manera:

H:1s1 + _H:1s1

H H

zona de solapamiento

orbital

s s

Los dos electrones de la capa de valencia de los átomos de hidrógeno se alojan en la zona donde se solapan en este caso los orbitales s de ambos, colocándose con los espines antiparalelos.

Esta explicación del enlace fue plenamente satisfactoria para muchas moléculas, pero, ¿cómo podemos explicar el enlace en la molécula de BeF2 si los dos electrones de valencia se encuentran apareados?

Es aquí donde entra otro de los conceptos fundamentales de la teoría: la promoción electrónica, que consiste en aportar energía extra a los electrones apareados de la capa de valencia para que ocupen un orbital distinto y permitan al átomo al que pertenecen formar el número de enlaces que necesita:

Be: [He] 2s2

s

s

F: [He] 2s2_2p5

promoción

electrónica

p

p

s

En este caso, el átomo de Berilio no podía formar enlace ya que sus dos electrones de valencia estaban apareados. Al promocionar uno de los electrones del orbital 2s al 2p, consigue tener los dos electrones que necesita para formar enlace con los dos átomos de flúor.

Esto no es lo esperable para una molécula que se debería formar por:

solapamiento del orbital 2s del Be con el orbital 2p del Flúor

F

Be

solapamiento del orbital 2p del Be con el orbital 2p del otro átomo de Flúor

F Be

Está claro, que aunque pudiéramos suponer que la molécula pudiese adoptar una posición lineal (ángulo de 180º), la naturaleza química de los enlaces nunca podría ser la misma, y por tanto la distancia Be-F no podría ser igual para los dos átomos de Flúor.

Es evidente que necesitamos recurrir a otra corrección teórica: la hibridación de orbitales atómicos. Consiste en hacer una combinación de los orbitales del átomo central, para formar unos orbitales híbridos que cumplan con los requisitos del enlace que queremos explicar.

En el caso de la molécula de BeF2, necesitamos formar dos orbitales híbridos lineales con 1 orbital 2s y un orbital 2p del Be (átomo central), de la siguiente manera:

2s _2p

+

orbitales atómicos orbitales híbridos híbridos sp lineales

La combinación de los dos orbítales atómicos genera dos lóbulos. Los lóbulos grandes se sitúan hacia fuera del átomo y son los que sirven para formar el enlace con los átomos de Flúor:

F Be F

=180º

Resumiendo: La Teoría de enlace de valencia se basa en la utilización de los electrones de la capa de valencia y de los orbitales en los que están situados, de manera que:

 Se escoge el átomo central

 Se establece el número de enlaces que debe formar

Se comprueba si el número de electrones desapareados disponibles para formar enlace

es igual al número de electrones necesarios. Si no es así: se promocionan los electrones a otros orbitales.

 Se combinan los orbitales atómicos para formar los orbitales híbridos necesarios para

formar enlace

 Se solapan los orbitales híbridos con los orbitales de los otros átomos con los que se va

a formar enlace.

Para poder llegar a la geometría molecular siguiendo los pasos anteriores es necesario conocer la forma y orientación de los orbitales atómicos s, p, d y f.

Este año se estudian las hibridaciones de los orbitales s y p, aunque también la inclusión de los dz2 y dx2-y2 para alguna geometría concreta.

ORBITALES ATÓMICOS:

ORBITALES s ORBITALES p

ORBITALES HÍBRIDOS: (sp, sp2_{, sp}3_{, sp}3_{d, sp}3_d2₎

La necesidad de utilizar unos orbitales híbridos u otros viene de la configuración electrónica del átomo central y del número de enlaces que necesite formar:

Hibridación Combinación Estructura geométrica de los orbitales atómicos y de los orbitales híbridos

sp 1 orbital s

1 orbital p

s

x

y

z

+ x =

y z px =180º x y z

2 lóbulos híbridos sp

sp2 _{1 orbital s}

2 orbitales p

+ s x y z x y z px + x y z py = =120º x y z

3 lóbulos híbridos sp2

sp3 _{1 orbital s}

3 orbitales p

+ s x y z x y z px + x y z py + x y z pz = =109º x y z

4 lóbulos híbridos sp3

sp3_{d 1 orbital s}

3 orbitales p 1 orbital d

+ s x y z x y z px + x y z py + x y z pz + x y z dz2

=90º y 120º

x

y

z

sp3_d2 _{1 orbital s}

3 orbitales p

2 orbitales d +

s x

y

z

x

y

z

px

+ x

y

z

py

+ x

y

z

pz

+ x

y

z

dz2

+ x

y

z

dx2_-y2

=90º

6 lóbulos híbridos sp3_d2

x y

z

Según la Teoría de enlaces de Valencia (TEV), existen 2 tipos de solapamiento entre orbitales:

Solapamiento frontal (enlace ), cuando los dos lóbulos se enfrentan. Es el que da lugar a los enlaces sencillos

Solapamiento lateral (enlace  ), cuando los lóbulos se encuentran paralelos y separados una distancia en el espacio. Es el que da lugar a los enlaces múltiples.

Solapamiento frontal  Solapamiento lateral 

En el plano de enlace Por encima y por debajo del plano de enlace

Enlaces sencillos Enlaces dobles y triples

ENLACE SENCILLO (1 ) ENLACE DOBLE (1  + 1 ) ENLACE TRIPLE (1  + 2 )

Veremos ejemplos de todos los tipos de hibridación descritos y también la explicación de los enlaces dobles y triples. Antes de comenzar el estudio de las moléculas es muy importante señalar que muchas veces la geometría molecular (cómo es la molécula de verdad) y la geometría de enlace (hibridación) no coinciden por la existencia de pares de electrones libres que también tienen que alojarse en los orbitales híbridos del átomo central.

HIBRIDACIÓN EN LAS MOLÉCULAS MÁS ESTUDIADAS

Hibridación sp: (1 orbital s + 1 orbital p = 2 híbridos sp) Ejemplo: BeCl2 (dicloruro de berilio)

Be: 1s22s2

s p sp

Be promociona 1 e- para poder formar 2 enlaces

Be

 Átomo central con 2 e- de valencia

 Necesita formar 2 enlaces

 2 orbitales híbridos sp con 1 e- en cada lóbulo

Cl:: 1s22s22p63s23p5

s p Cl

 Utiliza un orbital p con 1 e- para formar enlace

Geometría de hibridación: lineal Geometría molecular: lineal

 (Cl-Be-Cl)=180º

Be

Cl Cl

2 enlaces Be-Cl)

Be

Cl

Cl

 

Hibridación sp2: (1 orbital s + 2 orbitales p = 3 híbridos sp2) Ejemplo: BF3 (trifluoruro de berilio)

B: 1s22s22p1

s p sp2

B promociona 1 e- para poder formar 3 enlaces

B

 Átomo central con 3 e- de valencia

 Necesita formar 3 enlaces

 3 orbitales híbridos sp2 con 1 e- en cada lóbulo

F:: 1s22s22p5

s p F

 Utiliza un orbital p con 1 e- para formar enlace

3 enlaces B-F)

Geometría de hibridación: triangular plana Geometría molecular: triangular plana

(F-B-F)=120º

B F F

F



F

B



F

Hibridación sp3: (1 orbital s + 3 orbitales p = 4 híbridos sp3) Ejemplo: CH4 (metano)

C: 1s22s22p2

s p sp3

C promociona 1 e- para poder formar 4 enlaces

C

 Átomo central con 4 e- de valencia

 Necesita formar 4 enlaces

 4 orbitales híbridos sp3 con 1 e- en cada lóbulo

H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

4 enlaces C-H)

Geometría de hibridación: tetraédrica Geometría molecular:tetraédrica

(H-C-H)=109,5º C

H

H

H H

 



C

H

H

H

H



Hibridación sp3: (1 orbital s + 3 orbitales p = 4 híbridos sp3) Ejemplo: NH3 (amoniaco)

N: 1s22s22p3

s p sp3

N utiliza 3 e- para formar 3 enlaces y deja un par de e- libre que hay que colocar

N

 Átomo central con 5 e- de valencia

 Necesita formar 3 enlaces

 3 orbitales híbridos sp3 con 1 e- en cada lóbulo

 1 orbital híbrido sp3 con 1 par de e- libre

H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

Geometría de hibridación: tetraédrica Geometría molecular:piramidal trigonal

(H-N-H)<109,5º (el par libre cierra el enlace) N

H

H H

3 enlaces -H) 1 par e- _libre

 

N

H

H

H

Hibridación sp3: (1 orbital s + 3 orbitales p = 4 híbridos sp3) Ejemplo: H2O (agua)

O: 1s22s22p4

s p sp3

O utiliza 2 e- para formar 2 enlaces y deja dos pares de e- libres que hay que colocar

O

 Átomo central con 6 e- de valencia

 Necesita formar 2 enlaces

 2 orbitales híbridos sp3 con 1 e- en cada lóbulo

 2 orbitales híbridos sp3 con 1 par de e -libre

H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

Geometría de hibridación: tetraédrica Geometría molecular:angular

 (H-O-H)<109,5º (los pares libres cierran el ángulo)

O

H H

2 enlaces -H) 2 pares e- _libres



O

H

H



Hibridación sp3d: (1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d = 5 híbridos sp3d) Ejemplo: PCl5 (pentacloruro de fósforo)

P: 1s12s22p63s23p3

s p _d sp3_d

P promociona 2 e- para poder formar 5 enlaces

P

 Átomo central con 5 e- de valencia

 Necesita formar 5 enlaces

 5 orbitales híbridos sp3d con 1 e- en cada lóbulo

Cl:: 1s12s22p63s23p5

s p Cl

 Utiliza un orbital p con 1 e- para formar enlace

Geometría de hibridación: bipiramidal trigonal (bpt) Geometría molecular:bpt

 (Cl_axial-P-Cl_ecuatorial)=90º

(Cl_ecuatorial-P-Cl_ecuatorial)=120º 5 enlaces P-Cl)

 

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl



 

P

Cloro ecuatorial

Cloro axial

Cl P

Cl

Cl Cl

Hibridación sp3d2: (1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbitales d= 6 híbridos sp3d2) Ejemplo: SF6 (hexafluoruro de azufre)

S: 1s12s22p63s23p4

s p _d sp3_d2

S promociona 3 e- para poder formar 6 enlaces

S

 Átomo central con 6 e- de valencia

 Necesita formar 6 enlaces

 6 orbitales híbridos sp3d2 con 1 e- en cada lóbulo

F:: 1s12s22p5

s p F

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

Geometría de hibridación: octaédrica Geometría molecular:octaédrica

 (F-S-F)=90º 6 enlaces (S-F)

S F

F F

F F

F





_F

F

F

F

F



 



F

S

HIBRIDACIÓN EN MOLÉCULAS CON ENLACE MÚLTIPLE ENLACE DOBLE

Hibridación sp2 + 1 solapamiento lateral pz Ejemplo: O2 (oxígeno)

O: 1s22s22p4

s p sp2 _p

z

O utiliza un e- en el orbital híbrido y un e- en el orbital pz para formar 1 enlace doble (=)

O (los dos átomos)

 Átomo con 6 e- de valencia

 Necesita formar 1 enlace doble

 1 orbitales híbridos sp2 con 1 e

- 2 orbitales híbridos sp2 con 1 par libre cada uno

 1 orbital pz con 1 e

-Geometría de hibridación: triangular plana Geometría molecular: lineal

(O-O)=180º

1 enlace -O)

 

ENLACE TRIPLE

Hibridación sp + 2 solapamientos laterales pz y py Ejemplo: N2 (nitrógeno)

N: 1s22s22p3

s p sp p_z p_Y

N utiliza un e- en el orbital híbrido y un e- en el orbital pz y otro e- en el py para formar 1 enlace triple ()

N

 Átomo central con 5 e- de valencia

 Necesita formar 1 enlaces

 1 orbital híbrido sp con 1 e

- 1 orbital híbrido sp con un par libre

 1 orbital pz con 1 e

y 1 orbital py con 1 e

-.

Geometría de hibridación: lineal Geometría molecular: lineal

 (N-N)=180º

1 enlaces -N)

2 enlaces (N-N)= 1 enlace triple N N



N

N

 

HIBRIDACIÓN EN MOLÉCULAS ORGÁNICAS

Hibridación sp3 (enlaces sencillos) Ejemplo: CH3-CH3 (etano)

C: 1s22s22p2

s p sp3

C promociona 1 e- para poder formar 4 enlaces

C

 Átomo central con 4 e- de valencia

 Necesita formar 1 enlace sencillo C-C y un enlace sencillo C-H

 4 orbitales híbridos sp3 con 1 e- en cada lóbulo

H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

6 enlaces  (C-H)

1 enlace  (C-C)

}

todo enlaces sencillos

C C

H H

H H

H H 





C

H

H

H







C

H

H

H

Hibridación sp2 + 1 solapamiento lateral pz (enlaces dobles) Ejemplo: CH2=CH2 (eteno o etileno)

C: 1s22s22p4

s p sp2 _p

z

C promociona 1 e- para poder formar 1 enlace doble y 2 sencillos

C utiliza un e- en el orbital híbrido y un e- en el orbital pz para formar el enlace doble (C=C)

C

 Átomo central con 4 e- de valencia

 Necesita formar 1 enlace doble C=C y dos enlaces sencillos C-H

 3 orbitales híbridos sp2 con 1 e- por lóbulo

 1 orbital pz con 1 e

-H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

4 enlaces C-H) = 4 enlaces sencillos C-H

}

1 enlace C-C)

1 enlace (C-C) = 1 enlace doble C C

 

C

C

H

H

_H

H



 



C C

H H H

H

Hibridación sp + 2 solapamientos laterales pz y py (enlaces triples) Ejemplo: CHCH (etino o acetileno)

C: 1s22s22p2

s p sp p_z p_Y

C promociona 1 e- para poder formar 1 enlace triple y 1 sencillo

C utiliza 1 e- en el orbital híbrido, 1 e- en el orbital pz

y otro e- en el py para formar el enlace triple (CC)

C

 Átomo central con 4 e- de valencia

 Necesita formar 1 enlace triple CC y un enlace sencillo C-H

 2 orbitales híbridos sp con 1 e- por lóbulo

 1 orbital pz con 1 e- y 1 orbital py con 1 e-.

H:: 1s1

s H

 Utiliza un orbital s con 1 e- para formar enlace

1 enlaces C-C)

2 enlaces (C-C)

}

= 1 enlace triple C C



C

 

C

H

H

C C H

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE

Los enlaces no son todos puramente iónicos o puramente covalentes, en realidad siempre son casos intermedios en los que hay que tener en cuenta una propiedad de los átomos que se denomina ELECTRONEGATIVIDAD.

La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo para atraer hacia sí el par de electrones del enlace covalente. De forma general aumenta al desplazarnos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica. Los no metales son muy electronegativos y los metales son electropositivos.

La escala de electronegatividad más utilizada es la Escala de Pauling, en la que el mayor valor lo tiene el flúor (F): 4,0. A partir de ahí, todos van disminuyendo hasta llegar a los metales alcalinos que son electropositivos.

TABLA PERIÓDICA CON LAS ELECTRONEGATIVIDADES DE PAULING

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

P

er

iodo

1 H

2.1 He

2 Li

1.0 1.5 Be 2.0 B 2.5 C 3.0 N 3.5 O 4.0 F Ne 3 Na

0.9 1.2 Mg 1.5 Al 1.8 Si 2.1 P 2.5 S 3.0 Cl Ar

4 _0.8 K _1.0 Ca _1.3 Sc _1.5 Ti _1.6 V _1.6 Cr _1.5 Mn _1.8 Fe _1.9 Co _1.8 Ni _1.9 Cu _1.6 Zn _1.6 Ga _1.8 Ge _2.0 As _2.4 Se _2.8 Br Kr

5 Rb

0.8 1.0 Sr 1.2 Y 1.4 Zr 1.6 Nb 1.8 Mo 1.9 Tc 2.2 Ru 2.2 Rh 2.2 Pd 1.9 Ag 1.7 Cd 1.7 In 1.8 Sn 1.9 Sb 2.1 Te 2.5 I Xe 6 Cs

0.7 0.9 Ba Lu 1.3 Hf 1.5 Ta 1.7 W 1.9 Re 2.2 Os 2.2 Ir 2.2 Pt 2.4 Au 1.9 Hg 1.8 Tl 1.9 Pb 1.9 Bi 2.0 Po 2.2 At Rn

7 Fr _{0.7 0.9} Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

Cuando los átomos enlazados de forma covalente tienen diferente electronegatividad se dice que es un ENLACE POLAR (tiene momento dipolar que se indica con un flecha con la punta indicando hacia el elemento más electronegativo). Mientras que si los átomos enlazados son iguales o tienen parecida electronegatividad, se tratará de un ENLACE APOLAR.

En términos generales, cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es mayor de 1,7 se considera que el enlace es iónico y cuando es menor de 1,7 se considera covalente. (Aunque este dato tampoco se puede tomar de forma totalmente estricta)

ENLACES POLARES ENLACES APOLARES

H  Cl H  O H C Cl — Cl H — H

 _{ }_{ }_{ }_{ }_{ }_

NO ES LO MISMO LA POLARIDAD DE UN ENLACE QUE LA POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA. Cuando tenemos una molécula es IMPRESCINDIBLE conocer su geometría para saber si es o no polar.

Para saber si una molécula es o no polar, se calcula su momento dipolar sumando vectorialmente los momentos dipolares de cada enlace.

Cuando una molécula está formada por enlaces con la misma diferencia de electronegatividad (SO2, CO2, BeCl2) y además es simétrica sus momentos dipolares de enlace se anulan vectorialmente la molécula NO ES POLAR aunque sus enlaces sean polares.

Esto también ocurre en geometrías moleculares concretas (tetraédrica CCl4, octaédrica SF6, triangular plana BCl3, bipirámide trigonal PCl5) los momentos dipolares se anulan entre sí y la molécula resulta ser APOLAR, a pesar de que sus enlaces son polares.

Si el momento dipolar total es igual a cero ( 0



Total

 ), la molécula es apolar:

Si el momento dipolar total es distinto de cero ( 0



Total

 ), la molécula es polar

Las moléculas, según lo anterior pueden ser:

APOLARES

POLARES Enlaces apolares Enlaces polares

O O

0





MOLÉCULAS COVALENTES Y REDES COVALENTES

Son las dos maneras de organización del enlace covalente. Las MOLÉCULAS COVALENTES se componen de entidades pequeñas (moléculas) entre las que se establecen posteriormente fuerzas intermoleculares.

Sin embargo, cuando en lugar de agruparse en moléculas, la entidad mínima que compone la sustancia es un átomo, estamos hablando de REDES CRISTALINAS COVALENTES.

La mayoría de las sustancias covalentes se agrupan en forma de moléculas: H2O, CCl4, CH3-CH2OH, CH3-CH2-CH2-CH3, etc.

Existen 3 redes covalentes en la naturaleza: Las dos variedades alotrópicas del carbono (grafito y diamante) y la sílice (SiO2).

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

 Las entidades fundamentales de estos compuestos son moléculas (NH3, CH3-CH3, H2O, O2,) o átomos (C (grafito), C (diamante), SiO2 (cuarzo)).

 A temperatura ambiente las atómicas (grafito, diamante o cuarzo) son SÓLIDOS CRISTALINOS COVALENTES CON ALTO PUNTO DE FUSIÓN. (Para romper el enlace habría que romper la red cristalina de enlaces covalentes)

 A temperatura ambiente las sustancias moleculares son sólidos (I2, Ph-COOH), líquidos (Br2, CH3-CH2OH) o gases (SO2, O2, F2) dependiendo de su masa molecular y tienen puntos de fusión y ebullición bajos (para fundirlos hay que romper sólo las fuerzas intermoleculares y nunca el enlace covalente).

 EN GENERAL NO CONDUCEN LA CORRIENTE, sólo la conducen los compuestos muy polares (HCl, HF, CH3-COOH) en disolución acuosa (disolvente polar), y con poca intensidad.

 Los compuestos atómicos no se disuelven.

FUERZAS INTERMOLECULARES

Los enlaces covalente, iónico y metálico son los más fuertes que pueden existir entre los ÁTOMOS, se llaman por ello ENLACES INTERATÓMICOS O INTRAMOLECULARES. Cuando se rompen las moléculas o las uniones intramoleculares, las sustancias dejan de existir como tales. Esto es lo que ocurre en las reacciones químicas, se rompen unas uniones y se reordenan los átomos formando sustancias nuevas.

Sin embargo, entre moléculas covalentes o incluso entre átomos que no forman enlace (gases nobles), existen otras fuerzas más débiles que mantienen la cohesión entre las sustancias y que son las responsable de que se encuentren en estado gaseoso, líquido o sólido, son los ENLACES O FUERZAS INTERMOLECULARES.

E=431 kJ/mol

E=16 kJ/mol

(enlace intermolecular)

(enlace intramolecular)

H Cl H Cl

E=435 kJ/mol

E=1 kJ/mol

(enlace intermolecular)

(enlace intramolecular)

H H H H

H O

H

H O

H

E=463 kJ/mol

E=12,55 kJ/mol

El tipo de fuerza intermolecular existente en los compuestos químicos depende directamente de la naturaleza de la molécula. De esta manera, debemos hablar de una serie de fenómenos que tienen lugar por un desplazamiento de cargas instantáneo o permanente en las moléculas y que son los que generan este tipo de uniones intermoleculares.

Las moléculas polares, que tienen un desplazamiento de carga permanente, forman un DIPOLO.

En una molécula APOLAR no hay un desplazamiento permanente. Sin embargo, por efecto del azar los electrones de un átomo o una molécula se pueden concentrar en un momento determinado en una región concreta. Esto crearía un desplazamiento de cargas y la especie que normalmente es apolar, se convierte en POLAR. Se ha formado un DIPOLO INSTANTÁNEO.

Por un proceso de inducción, este dipolo instantáneo crea desplazamientos de cargas en las moléculas vecinas creando un DIPOLO INDUCIDO.

En general, a las fuerzas intermoleculares se les conoce con el nombre de FUERZAS DE VAN DER WAALS, pero hay un tipo de fuerza intermolecular de enorme importancia para la vida que se estudia de forma independiente y que se denomina ENLACE DE HIDRÓGENO.

Enlace intermolecular por FUERZAS DE VAN DER WAALS:

En general puede ser de dos tipos, el que se da entre moléculas POLARES y entre moléculas APOLARES.

Enlace intermolecular DIPOLO-DIPOLO:

Se establece entre moléculas POLARES que forman DIPOLOS PERMANENTES como HCl, PH3, H2S y CO.

Es un enlace menos fuerte que el puente de hidrógeno.

Como el enlace se establece gracias a la separación permanente de cargas en la molécula, la fuerza del enlace aumenta a medida que lo hace la polaridad de la misma.

H

I

 

H I

 

H I

 

Enlace intermolecular (Van der Waals)

Comparando el punto de ebullición del nitrógeno (N2-apolar) el monóxido de nitrógeno (NO-polar) y el oxígeno (O2-apolar), compuestos de masa molecular parecida, se puede observar cómo el punto de ebullición de la sustancia polar es más elevado.

SUSTANCIA N-N NO O-O

Pebullición (ºC) -195,7 -151,6 -182,8

Enlace intermolecular DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO:

Se conoce también con el nombre de FUERZAS DE LONDON o de DISPERSIÓN. Se establece entre moléculas APOLARES o ÁTOMOS que forman dipolos instantáneos. Se encuentra presente SIEMPRE en TODAS LAS MOLÉCULAS.

A medida que aumenta la polarizabilidad, aumenta la fuerza de dispersión. Esto se puede observa, por ejemplo, en los halógenos. A medida que nos desplazamos hacia abajo en el grupo, aumenta su tamaño y su masa molecular.

El cloro es gaseoso (Cl2), el bromo es líquido (Br2) y el yodo es sólido (I2) a temperatura ambiente. El yodo al ser más grande es el más polarizable y también el que mayor punto de ebullición y fusión presenta.

A pesar de todo, son las menos intensas de todas y por ello aunque existan sustancias sólidas tendrán puntos de fusión relativamente bajos (menores de 300 ºC).

H H

H H H H

Enlace intermolecular (London)

En los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) existen interacciones de London exclusivamente, ya que no suelen formar enlace covalente o iónico.

Enlace intermolecular (London) He

He He

Y de nuevo, se cumple la regla general de que el punto de ebullición mayor será el del átomo más grande de la serie, el de mayor periodo si seguimos las propiedades en cuanto al radio, el Radón (Rn).

La serie para los puntos de ebullición de los gases nobles en grados centígrados es:

He (268,9) < Ne (-246) < Ar (-186) < Kr (-152) < Xe (-108) < Rn (-62)

Por regla general, cuando una molécula es grande, y por tanto muy polarizable, las fuerzas de dispersión juegan un papel más importante que el momento dipolar de la molécula para la estimación de su punto de ebullición o fusión.

Enlace de Hidrógeno (PUENTES DE HIDRÓGENO):

H O H

H O H H O

H

H N H

H

H N H

H H N

H H F

H

H F H F

Enlace intermolecular (puente de hidrógeno)

Las sustancias que tienen este tipo de enlace (NH3, H2O, HF) tienen un PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN MAYOR que las mismas sustancias de su grupo (PH3, H2S, HCl), que forman moléculas parecidas pero que no forman enlace de hidrógeno.

Por ejemplo para el punto de ebullición entre las sustancias anteriores:

peb NH3 (-33,5ºC), peb H2O (100 ºC), peb HF (20 ºC) peb PH3 (-88ºC), peb H2S (-60 ºC), peb HCl (-84,9 ºC)

Se comprueba que es mucho más alto el punto de ebullición de las sustancias que forman enlace de hidrógeno.

Además de las anteriores, poseen puentes de hidrógeno TODAS LAS MOLÉCULAS ORGÁNICAS QUE TENGAN EN SU FÓRMULA GRUPOS CON ENLACE NH u OH.

El enlace de hidrógeno se puede establecer entre distintas moléculas o dentro de la misma molécula, si ésta es lo suficientemente grande y el ciclo que se forma es estable.

Esto incluye a todos los compuestos orgánicos que contengan los grupos –NH2 (Grupo Amino), -OH (Alcohol), -COOH (Ácido), -CHO (Aldehido), -CONH2 (Amido)

APLICACIONES DEL ESTUDIO DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES

Cuando tengamos que RAZONAR PUNTOS DE FUSIÓN O EBULLICIÓN, en definitiva tendremos que tener en cuenta lo siguiente:

 Una Fusión o Vaporización es un cambio de tipo físico Y LA JUSTIFICACIÓN DE SUS Puntos de FUSIÓN Y EBULLICIÓN SE REALIZA CON ARREGLO AL TIPO DE ENLACE INTERMOLECULAR QUE TIENEN.

 Cuando llevamos a cabo una REACCIÓN QUÍMICA, SÍ ROMPEMOS LOS ENLACES COVALENTES

 En un Sólido Cristalino Covalente (diamante, grafito, cuarzo), NO HAY FUERZAS INTERMOLECULARES Y POR TANTO SI LO FUNDIMOS O VAPORIZAMOS SÍ ESTAMOS ROMPIENDO SU ENLACE COVALENTE.

 En los Sólidos Iónicos las fuerzas que se rompen al fundir o vaporizar son TAMBIÉN LOS ENLACES IÓNICOS ENTRE EL ANIÓN Y EL CATIÓN DE LA RED, YA QUE NO HAY FUERZAS INTERMOLECULARES PORQUE NO HAY MOLÉCULAS.

 Lo mismo ocurre en los Sólidos Metálicos, para fundir un metal es necesario ROMPER LA RED METÁLICA QUE MANTIENE A LOS CATIONES FLOTANDO EN EL MAR DE ELECTRONES, Y NUNCA SE PODRÁ HABLAR DE UNIONES INTERMOLECULARES YA QUE NO HAY MOLÉCULAS.

La fuerza de los enlaces, y por tanto el orden para prever un punto de fusión o ebullición es el siguiente:

Mayor Pfus y eb Menor Pfus y eb

Sólido Covalente>Sólido Metálico>Sólido Iónico>Enlace de hidrógeno>Van der Waals>London

Mayor fuerza enlace Menor fuerza enlace

Entre los sólidos cristalinos (covalente, iónico o metálico), puede haber variaciones y el orden puede ser otro, pero en todo caso sus puntos de fusión y ebullición siempre serán mayores que para los compuestos moleculares.

Ejemplos:

 Puntos de ebullición de sustancias de distinta naturaleza química:

C (grafito) 4830 ºC>Ti 3287 ºC>NaCl 1465 ºC>H2O 100ºC>CO -190 ºC>Ne -246ºC

 Puntos de fusión para los mismos compuestos anteriores: