ENLACE QUÍMICO, TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

ENLACE QUÍMICO Conceptos básicos:

• Definición de enlace iónico y covalente.

• Símbolo de Lewis y estructura de Lewis.

• Estructura de Lewis para compuestos iónicos.

• Enlace covalente.

• Enlace covalente polar y no polar.

• Regla del octeto.

• Maneras de escribir estructuras y fórmulas de Lewis.

• Carga formal.

• Resonancia. `

• Enlace metálico

• teoría del enlace químico: TRPECV, TEV, TOM OBJETIVOS

✓ Definir enlace iónico y covalente.

✓ Escribir estructuras de Lewis para compuestos iónicos y covalente basándonos en la regla del octeto.

✓ Explicar carga formal y su importancia para determinar estructura de Lewis.

✓ Definir y explicar enlace metálico.

✓ Explicar las diferentes teorías del enlace químico.

De los compuestos químicos, podemos determinar su composición y escribir sus fórmulas. Las reacciones químicas pueden representarse por medio de ecuaciones químicas y podemos llevar a cabo cálculos estequiométricos t termoquímicos.

Es decir, podemos:

2H

H2SO4 1S NaOH + HCL → NaCL + H2O 4O 1mol 1mol 1mol 1mol

Todo esto puede hacerse sin pensar realmente en la estructura última de la materia:

La estructura de átomos y moléculas. Sin embargo, la forma de una molécula, es decir, la disposición espacial de sus átomos, frecuentemente define el

“comportamiento químico” de su molécula.

Si el agua tuviese una forma distinta, sus propiedades serían muy diferentes de las que nos resultan familiares y la vida como la conocemos no sería posible.

En esta conferencia estudiaremos las interacciones entre átomos que se denominan enlaces químicos. La conferencia se centra en el “método más simple de representar el enlace químico”, el método conocido como:

Teoría de Lewis:

Puntos básicos de la teoría de Lewis:

1. Los electrones “especialmente los que están en la capa más externa” o de valencia, juegan un papel fundamental en el enlace químico.

2. En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre sí, mediante fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos.

3. En otros casos se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones; esta compartición de electrones se denomina enlace covalente.

4. Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica especialmente estable.

Generalmente se trata de una configuración de gas noble con ocho electrones más externos que constituyen un octeto.

Símbolos de Lewis y estructuras de Lewis:

Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo químico, que “representa el núcleo” y los “electrones internos” de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando los “electrones de valencia”.

Ejemplo:

Si → [Ne] 3s²3p² símbolo de Lewis:

● ● Si ● ●

Nota: El spin de los electrones todavía no había sido propuesto cuando Lewis formuló su teoría, así que Lewis no indicaba que dos de los electrones de resonancia están apareados (3s²) y dos están desapareados (3p²).

Nosotros escribiremos los símbolos de Lewis tal a como él lo hacía:

Se colocan puntos saltarios en los lados del símbolo hasta un máximo de cuatro y después emparejaremos los puntos hasta alcanzar un octeto.

Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones para los elementos de transición.

Para escribir los símbolos de Lewis debemos de tomar en cuenta lo siguiente:

1. La posición del elemento en la tabla periódica determina el número de electrones de valencia en el símbolo de Lewis.

2. Para los elementos de los grupos principales, el número de electrones de valencia y, por tanto, el número de puntos que aparecerán en el símbolo es igual al número del grupo en los elementos del bloque s y l igual al número del grupo menos diez para los elementos del bloque p.

Ejemplo:

a) N y P

Estos elementos del 15 (VA)

→ Todos tienen “cinco electrones de valencia” (ns² np³)

→ Los símbolos de Lewis tienen cinco puntos:

●● ●●

● N ● ^● P ^●

● ^●

2𝑠²

2𝑝_𝑥

↑ 2𝑝_𝑦

↑ 2𝑝_𝑧

b) Al I y Ar

Al está en el grupo 13 (IIIA)

13 – 10 = 3 (3s² 3p¹) Al [Ne] 3s² 3p¹ ●

● Al ● ↑↓

2𝑠²

↑

2𝑝_𝑥 3𝑝_𝑦 3𝑝_𝑧

El I está en el grupo 17 (VIIA) ●●

17 – 10= 7 ●

I

(4d¹⁰ 5s² 5p⁵) ↑↓

𝟓𝒔^𝟐

↑↓

𝟓𝒑_𝒙

↑↓

𝟓𝒑_𝒚

↑ 𝟓𝒑_𝒛

El Ar está en el grupo 18 (VIII A)

18 – 10 = 8 Ar [Ne] 3s² 3p6

↑↓

3𝑠²

↑↓

3𝑝_𝑥

↑↓

3𝑝_𝑦

↑↓

3𝑝_𝑧

Estructura de Lewis:

Una estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico.

Enlace iónico

[Ne] [Ar]

→

[Na]

[ ]

(Transferencia de electrones) Na ● +

Símbolo de Lewis Estructura de Lewis

Enlace covalente [He] [Ar]

(Compartición de átomos) H ● +

→

Símbolo de Lewis Estructura de Lewis

Estructura de Lewis de compuestos iónicos

●●

: Ar :

●●

●●

●Cl :

●●

●●

●Cl :

●●

●●

H_●^●𝐶𝑙

:

●●

●●

●Cl :

●●

Una unidad fórmula de un compuesto iónico es el conjunto más simple de cationes y aniones eléctricamente neutro que permite establecer la fórmula química del compuesto.

La estructura de Lewis del cloruro de sodio [Na]⁺ [ ] representa su unidad fórmula.

Al escribir estructura de Lewis de los compuestos iónicos de los elementos del grupo principal, se debe de tomar en cuenta dos casos:

1. El símbolo de Lewis del ion metálico no tiene puntos ni se han perdido los electrones de valencia.

2. Se indican las cargas de los iones.

Estrategias: escribir los símbolos de Lewis y determinar cuántos electrones debe ganar o perder cada átomo, parte conseguir la configuración electrónica del gas noble.

Ejemplo:

a) BaO

→

+ ]^2-

6s² 2s²2p⁴

↑↓

𝟔𝒔^𝟐

𝟐𝒔^𝟐

↑↓

𝟐𝒑_𝒙

↑ 𝟐𝒑_𝒚

↑ 𝟐𝒑_𝒛

b) MgCl2

Un átomo de Cl puede aceptar solamente un electrón, porque ya tiene siete electrones de valencia y uno más le proporcionaría un octeto completo. El átomo de Mg debe perder dos electrones para tener la configuración del gas noble neón.

Así que se necesitan dos átomos de Cl por átomo de Mg.

+

●●

●Cl :

●●

●

●O:

●●

●●

●𝑂

● :

●●

●

Ba^●

5s²5p6 2s²2p⁶ [Xe] [Ne]

●●

●Cl :

●●

●

Mg^●

[Ne] [Ar]

●●

●𝐶𝑙

● :

●●

]^- [Mg]²⁺2[

2s²2p⁶ 3s²3p⁶

●●

●Cl :

●●

Estructuras de Lewis

3s2 3s²3p⁵

↑↓

3𝑠^{2 ↑↓}

𝟑𝒔^𝟐

↑↓

𝟑𝒑_𝒙

↑↓

𝟑𝒑_𝒚

↑ 𝟑𝒑_𝒛

Símbolos de Lewis

Enlace covalente: un átomo de cloro tiene tendencia a ganar un electrón, como indica su afinidad electrónica. (A.EA= -349KJ/mol) al tratar de formar un enlace con un átomo de hidrógeno en estado gaseoso tiene una energía de ionización muy elevada (E.I= 1312 KJ/mol) lo que implica que el átomo de hidrógeno no va a ceder un electrón a otro átomo no metálico. El enlace entre un átomo de cloro y uno de hidrógeno implica la “compartición de electrones”

Esta compartición da lugar a un enlace covalente:

→

H^●+

1s¹ 3s²3p⁵

↑↓

1𝑠 ^↑↓

𝟑𝒔

↑↓

𝟑𝒑_𝒙

↑↓

𝟑𝒑_𝒚

↑ 𝟑𝒑_𝒛

El átomo de Cl al conseguir estos ocho electrones cumple con la “regla del octeto”, el requisito de tener ocho electrones en la capa de valencia para cada átomo en una estructura de Lewis. Sin embargo, el átomo de hidrógeno es una excepción a esta regla, el átomo de H solo puede tener dos electrones en la capa de valencia.

La compartición de un “único par de electrones” entre átomos enlaza dos, da lugar a un enlace covalente simple.

Esto nos permite definir par enlazante: par de electrones del enlace covalente.

Par solitario: pares de electrones que no intervienen en el enlace.

H● + ●H → H

:

3s²3p⁶

[Ar]

●●

H_●^●𝐶𝑙

:

●●

●●

●Cl :

●●

1s²

[He]

Par enlazante

+ → ó

Par enlazante pares solitarios

Conclusión: el enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

Ejemplo:

Formación de una molécula diatónica de H2 (enlace covalente)

օ^→ օ^←

→

→

1s1 1s1 1s1 1s¹ 1s²

Si los electrones tienen giros opuestos pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones ocupan preferiblemente la región intermedia entre los dos núcleos porque son atraídos por ambos núcleos. Los electrones se comparten entre los dos átomos de hidrógeno y se forma un enlace covalente.

Kj/mol

HH → repulsión H H → separación

Energía 0

-145Kj/mol H2

0.74 A⁰

Distancia internuclear (A⁰)

Del gráfico podemos sacar las siguientes conclusiones:

1. Los átomos enlazados tienen menos energía (energía inferior) que los átomos separados.

2. Existe una cierta distancia a la cual se alcanza un mínimo de energía, - 435Kj/mol, que corresponde al ordenamiento más estable y se produce a 0.74 A⁰.

3. A separaciones internucleares mayores, las fuerzas de atracción disminuyen muy rápidamente.

●●

●Cl :

●●

●●

●Cl :

●●

●● ●●

: Cl_●^●𝐶𝑙 :

●● ●●

●● ●●

: Cl - Cl:

●● ●●

4. A distancias internucleares menores, las fuerzas de repulsión entre los núcleos no permiten formación de enlace.

Enlace covalente polar y no polar:

En un enlace no polar como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par de electrones se comparte por igual entre los dos núcleos de hidrógeno.

Características de un enlace covalente no polar:

✓ Ambos átomos de H tienen la misma “electronegatividad”.

✓ Los electrones que comparten experimentan “igual atracción” hacia ambos núcleos.

✓ La “densidad electrónica” es “simétrica” entorno a un plano perpendicular a la línea que une a los dos núcleos.

Las moléculas diatónicas “homonucleares” son de tipo “no polar”

¿Qué sucede en la molécula HF?

La molécula HF, es una molécula “diatónica heteronuclear”.

✓ La molécula, HF, tiene cierto grado de polaridad.

✓ Los átomos de H y F no extraen a los electrones de igual manera.

✓ La E.N del H es 2.1 y la E.N del F es 4.0, por lo que el F atrae el par de electrones con mayor fuerza que el H.

✓ La densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo de F por ser más electronegativo.

✓ Hay distribución asimétrica de la densidad electrónica.

𝐻^𝛿+𝐹^𝛿−

El enlace covalente, HF, en el cual el par de electrones se comparte en forma desigual, se conoce como enlace covalente polares.

Las “fórmulas puntuales de Lewis” pueden emplearse para representar a los electrones de valencia en los átomos que forman un enlace covalente en la molécula o ion poliatómico.

●●

H ●●𝑂:

●●

H Fórmula puntual de Lewis

●●

H-O :

H Fórmula de guion o desarrollada

●●

●●

𝑂●● 𝐶 𝑂●●●●

●● ●●

●●

●● ●●

O = C = O

●● ●●

En la molécula de agua el oxígeno comparte ocho electrones de la capa externa alcanzando configuración de gas noble (Ne).

El hidrógeno comparte dos electrones adquiriendo configuración de gas noble (He).

Muchas fórmulas de Lewis se basan en la siguiente idea:

Los elementos representativos adquieren configuración de gases nobles en la mayoría de los compuestos que forman.

Esta regla se conoce como regla del octeto, porque estas configuraciones tienen ocho electrones en su capa más externa (con excepción del He que tiene 2e^-) Para estructurar fórmulas de Lewis debemos saber cuáles son los electrones de enlace compartidos, cuales electrones son no enlace, no compartidos, y cuales son “electrones desapareados”.

Para saber esto usaremos la siguiente ecuación:

S = N – A

S: número total de e^- “compartidos” en la molécula o ion poliatómicos.

N: número de electrones de la capa de valencia que requieren todos los átomos de la molécula o ion para alcanzar configuraciones de gases nobles.

N= 8* n^o de átomos sin incluir H + 2* n^o de átomos de H

A= es el número de e^- “disponibles” en la capa de valencia de todos los átomos (representativos). Es igual a la suma del número del grupo periódico de cada elemento.

Ejemplo:

CO2 A → O es 6

→ CO2 es 4+2 (6) = 16 A → C es 4

Manera de escribir las fórmulas de Lewis:

1. Se elige un esqueleto razonable (simétrico) para la molécula o ion poliatómico.

1.1 El elemento menos electronegativo suele ser el elemento central con excepción del H. el elemento menos electronegativo suele ser el que necesita más electrones para llenar su octeto.

Ejemplo:

CS2 S C S

1.2 Los átomos de oxígeno “no se enlazan” entre sí.

1.3 En los ácidos ternarios (oxiácidos) el hidrógeno suele enlazarse a un átomo de O y no al Átomo central.

Ejemplo:

HNO2 → HONO

2. Se calcula N, el número de electrones en la capa externa (de valencia) que requieren todos los átomos de la molécula o ion para adquirir configuraciones de gas noble.

Ejemplo:

H2SO4 N= 8*1 (S) + 8*4 (0) + 2*2 (H) N= 8+32+4 = 44e^-

SO42- N= 8*1 (S) +8*4 (0) N= 8+32 = 40e^-

3. Se calcula A, número de electrones disponibles, en las capas externas (de valencia) de todos los átomos.

Para iones con carga negativa + n^o e^- igual a la carga del ion.

Para iones con carga negativa – n^o e^- igual a la carga del ion.

Ejemplo:

H2SO4 → A= 2*1 (H) + 1*6(S) + 4*6 (0) A = 2 + 6 + 24 = 32e^-

SO42- → A = 1*6(S) + 4*6(0) A = 6 + 24 + 2 = 32e^-

4. Se calcula S, número total de electrones compartidos en la molécula o ion usando la ecuación:

S = N – A Ejemplo:

H2SO4 → S = N – A = 44 – 32 = 12 e^- compartidos (6 pares de e^-) SO42- → S = N – A = 40 – 32 = 8 e^- compartidos (4 pares de e^-)

5. Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos, usando dobles y triples enlaces, en caso necesario. Las estructuras pueden

representarse mediante las fórmulas puntuales de Lewis o mediante guiones, y cada guion representa un par de electrones compartidos.

Ejemplo:

H2SO4

Fórmula Esqueleto Fórmula puntual

(los enlaces se encuentran en su sitio pero están incompletos)

Fórmula de guion

(los enlaces se encuentran en su sitio pero están incompletos)

H2SO4

O

H O S O H

O

O ●●

H ꞉ O ꞉ S ꞉ O ꞉ H

●●

O

O

H - O - S - O - H

O

SO42-

O 2-

O S O

O

O ^{2- ●●}

O ꞉ S ꞉ O

^●●

O

O ^2- O - S - O

O

6. Se colocan los electrones adicionales en el esqueleto como pares no compartidos (solitarios), para llenar el octeto de cada elemento del grupo A (con excepción del H que solo puede compartir 2e^-): se comprueba que el número total de electrones sea a A del paso 3.

Ejemplo:

Comprobación: se han usado 16 pares e^- = 32e^- disponibles.

●●

꞉

꞉

●● ●●

H - O - S - O - H

●● ●●

꞉

꞉

●●

●●

꞉

꞉

●● ●● ●●

H ꞉ O ꞉ S ꞉ O ꞉ H

●● ●● ●●

꞉

꞉

●●

Comprobación: se han usado 16 pares e^- = 32e^- disponibles.

Estructura de Lewis:

H2SO4

1) Esqueleto

SO42-

1) N = 44e^- N = 40e^- 2) A = 32e- A = 32e^-

3) S = N – A = 12e^- (6 pares e^-) S = N – A = 8e^- (4 pares e^-) Carga formal: son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número de electrones al enlace covalente que los une.

Carga formal = + (n^o grupo) – (n^o enlaces) – (n^o e^- sin compartir)

●● 2-

꞉

꞉

●● ●● ●●

꞉ O ꞉ S ꞉ O ꞉

●● ●● ●●

꞉

꞉

●●

●● 2-

꞉

꞉

●● ●●

꞉ O - S - O ꞉

●● ●●

꞉

꞉

●●

●●

꞉ O ꞉ ●● ●● ●●

H ꞉ O ꞉ S ꞉ O ꞉ H ●● ●● ●●

꞉ O ꞉ ●●

●●

꞉ O ꞉ ●● ●●

H - O - S - O - H ●● ●●

꞉ O ꞉ ●●

●● 2- ꞉ O ꞉

●● ●● ●●

꞉ O ꞉ S ꞉ O ꞉ ●● ●● ●●

꞉ O ꞉ ●●

●● 2- ꞉ O ꞉

●● ●●

꞉ O - S - O ꞉ ●● ●●

꞉ O ꞉ ●●

●● -1 2-

꞉

꞉

●● ●●

꞉ O^-1 – S⁺² – O^-1 ꞉

Cf: n^o e^- de valencia en átomos libres- (n^o e^- par solitario) – ½ (n^oe^- par enlazante)

Cfs = +6 -4 – 0 = +2 * 1 = +2 Cfs = +6 – 4 – 0 = +2 * 1 = +2

Cf0 = +6 – 1 – 6 = -1 * 4 = -4 ∑ 𝑪𝒇_𝑺𝑶^−𝟐_𝟒 = -2 = +2 – 4 = -2

∑ 𝑪𝒇_{𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒}= 0 = +2 +0 – 2 + 0 = 0

Reglas generales que ayudan a determinar si una estructura de Lewis es aceptable en base a sus cargas formales:

1. La suma de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis debe ser igual a cero para una molécula neutra e igual a la carga para un ion poliátomico.

2. De ser necesarias cargas formales, estas deben ser las menores posibles.

3. Las cargas formales negativas suelen aparecer en los átomos más electronegativos y las cargas formales positivas en los átomos menos electronegativos.

4. Las estructuras con cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes son pocos probables.

Resonancia:

Si analizamos el siguiente compuesto CO32- vemos que al aplicarle las reglas

habituales de las estructuras de Lewis podemos

obtener tres estructuras posibles:

●● -2

꞉ O ꞉

●● ●●

O = C - O꞉

●● ●●

Los datos experimentales demuestran que la longitud de enlace de un “enlace simple” C – O es 1.43 A⁰ y que la de un enlace doble C = O es 1.22 A⁰

●● ●●

꞉

꞉

●●

●● -1

꞉

꞉

^●● ●● ●●

H⁰ ꞉ O⁰ ꞉ S⁺² ꞉ O⁰ ꞉ H⁰

●● ●● ●●

꞉

꞉

●●

Cf0 = +6 – 2 – 4 = 0 * 2 = 0

D y I

Cf0 = +6 – 1 – 6 = -1 * 2 = -2

Ar y Ab

CfH = +1 – 1 – 0 = 0 * 2 = 0

D y I

●● -2

꞉ O ꞉

●● ●●

꞉ O - C =O

●● ●●

-2

꞉ O ꞉

●● ●●

꞉ O - C - O

●● ●●

Pero la longitud de un enlace en el compuesto que estamos analizando es C – O es 1.29 A⁰ por lo tanto al comparar vemos que:

C – O → 1.43 Å CO3-2 → C – O → 1.22 Å C – O → 1.22 Å

Los enlaces en el carbonato son “enlaces intermedios” entre un enlace doble y uno simple. El problema se resuelve si se dice que la verdadera estructura de Lewis del CO3-2 no es ninguna de las tres, sino una combinación o híbrido de las tres algo que podemos representar como:

O

O C O C – O = 1.29 Å

Cuando hay dos a más estructuras de Lewis aceptables que contribuyen a la estructura correcta se dice que existe resonancia. La estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras contribuyentes.

En las tres estructuras que contribuyen al híbrido todas deben tener el mismo esqueleto, (las posiciones atómicas no pueden cambiar) solamente pueden diferir en la distribución de los electrones dentro de la estructura.

En las tres estructuras anteriores las flechas de doble sentido “no significa” que la molécula tenga durante cierto tiempo una estructura y el resto del tiempo otra. La molécula tiene la misma estructura todo el tiempo.

Ejemplo:

De aplicación de cargas formales: NO2+

1. Escribimos la estructura de Lewis:

[꞉O ≡ N - ]⁺ ¿Es correcta esta estructura?

1.1. Esqueleto:

[O – N - O]⁺ CfO= 6 – 3 – 2 = +1 CfN= 5 – 4 – 0 = +1

●●

O꞉

●●

Cf = 6 – 1 – 6 = -1 [꞉O⁺¹ ≡ N ⁺¹ - ]⁺

∑ 𝐶𝑓 = +1 +1 -1 = +1

Conclusión: cuando hay más de una posible estructura de Lewis, se utilizan las cargas formales para establecer que --- de átomos o distribución de enlaces es más satisfactoria.

1.2. Calculamos N:

N = 8*1 (N) + 8*2 (0) = 24e^-

1.3. Calculamos A:

A = 5*1 (N) + 2*6 (0) – 1 = 16e^- 1.4. Calculamos S:

S = N – A =

24e^- - 16e^- = 8e^- (4 pares

e^-) 1.5.

Cf = 6 – 2 – 4 = 0

Cf꞉꞉ N ꞉꞉= 5 – 4 – 0 = +1 Cf = 6 – 2 – 4 = 0

∑ 𝐶𝑓= 0 + 1 + 0 = +1

EL ENLACE METÁLICO

Es un tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Habitualmente, las sustancias metálicas están formadas por átomos de un

●●

-O꞉

●●

●● +1

O꞉

●●

●● ●● + +

꞉ O ꞉ N ꞉ O ꞉ ꞉ O = N = O ꞉

●● ●● ●● ●●

꞉ O ꞉꞉

●●

꞉ O⁰ = N⁺ = O⁰ :

●● ●●

●●

= O ꞉

solo elemento aunque también se obtienen por combinaciones de elementos (aleatorios).

Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico:

1) El modelo de la nube de electrones.

2) La teoría de bandas. (No lo estudiaremos) MODELO DE LA NUBE DE ELECTRONES

Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia de valencia a la “nube electrónica” que engloba a todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.

En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado.

Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.

Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los “restos positivos”.

Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales, aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.

EN CUANTO A LA CONDUCTIVIDAD, SE PUEDEN DAR 3 TIPOS DE MATERIALES

Conductores: son elementos metálicos los cuales son capaces de conducir la corriente eléctrica, debido a que la banda de valencia y la banda de conducción está juntas, permitiendo el paso libre de los electrones de una banda a otra.

Aislantes: son los elementos que no son capaces de conducir la corriente eléctrica. La banda de conducción está separadas por una gran brecha energética que impide la conducción.

Semiconductores: son los elementos cuya brecha energética prohibida es menor y se puede alcanzar la banda de conducción en determinadas circunstancias.

PROPIEDADES DE LOS METALES

Las propiedades que se dan en los metales son consecuencia del tipo de enlace que da entre sus átomos. Algunas de estas propiedades son:

✓ A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.

✓ Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido al movimiento de los electrones. Se les llama conductores. Al aumentar la temperatura disminuye la conductividad por incrementarse el rozamiento entre los electrones.

✓ Presentan brillo característico.

✓ Presentan el llamado “efecto fotoeléctrico”; es decir, cuando son sometidos a una radiación de determinada energía, emiten electrones.

✓ Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.

✓ Son dúctiles y maleables. Esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los “restos positivos” son todos similares, con lo que

cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.

TEORÍA DEL ENLACE QUÍMICO

Un reto central de la química es comprender la naturaleza del enlace químico

“covalente”. La clave de la estructura molecular es el enlace químico y este se encuentra íntimamente relacionado con las propiedades físicas y químicas de un compuesto.

Los TRPECV, la TEV y la TOM permiten predecir, en la mayoría de los casos, acertadamente estructuras y propiedades.

1. TRPECV: el supuesto básico es que los pares de electrones se encuentran ordenados en torno al elemento central del compuesto, de tal manera que existe una separación máxima y por tanto, repulsión mínima entre ellos. Es de gran utilidad para predecir las geometrías de moléculas e iones.

Cada par de electrones ocasiona “regiones de alta densidad electrónica” en torno al átomo central. El ordenamiento de estas regiones de alta densidad electrónica se conoce como geometría electrónica del átomo central.

Las regiones de alta densidad electrónica en torno al átomo central pueden orientarse de diferentes maneras:

N^o de regiones de alta densidad electrónica.

Geometría electrónica.

Ángulos Tipo de molécula.

1. Lineal

180⁰

Cl – Be - Cl 180⁰

AB2

A: átomo central

B: átomo de otro elemento

2. Plano triangular 120⁰

AB3

3. Tetraédrica 109⁰

AB4

2. TEV: tiene como idea fundamental de que el enlace se forma como resultado de la superposición de orbitales de dos átomos.

Los electrones de la capa de valencia o capa externa de los átomos son los que participan en el enlace covalente.

En el compuesto BeCl2 la configuración electrónica del berilio es:

𝐵𝑒

1𝑠

↑↓

2𝑠

Entonces, ¿De qué manera se unirán dos átomos de Cl al Be?

Es preciso que el átomo de Be “tenga disponible un orbital” para cada electrón del enlace del Cl (electrones para desapareados)

La primera respuesta a este problema fue la “promoción” de electrones 2s u orbitales p.

↑ Be [He] ↑↓ --- Be[He] ^↑

2𝑠

Promoción 2p

Ahora hay dos orbitales del Be dispuestos al enlace, sin embargo hay discrepancias, los orbitales 2s y 2p no pueden superponerse a un orbital 3p del Cl de igual manera; de manera que se forman dos enlaces Be – Cl “no equivalentes”.

Be – Cl (2s – 3p) Be – Cl (2p – 3p)

Pero la evidencia experimental demuestra que el enlace Be – Cl en la molécula BeCl2, son iguales en cuanto a longitud y fuerza por lo que la simple promoción no explica la estructura de la molécula.

Para que los dos orbitales del Be se “hayan equivalentes”, es necesario que haya una “hibridación”, o sea que se combinen para formar dos “orbitales intermedios”

entre los s y p. estos se llaman orbitales híbridos sp.

“El número de orbitales híbridos siempre es igual al número de orbitales atómicos que experimentan hibridación”.

En la molécula BF3 los tres enlaces B – F son equivalentes en cuanto a longitud y fuerza, para poder explicarlos hay que recurrir de nuevo a la hibridación. En este caso el orbital 2s y los orbitales 2p de B se hibridizan para formar un conjunto de

“tres orbitales híbridos sp²” degenerados.

Be[He] ^↑↓

2𝑠 Be[He] ↑ ↑

2p hibridación sp 2p

“Para generalizar, la hibridación sp² se produce en el átomo central siempre que existan tres regiones de alta densidad electrónica entorno al átomo central”.

Seguía la teoría de enlace de valencia, en la molécula CF4 el átomo de carbono debe tener cuatro orbitales equivalentes para formar un enlace: para ello el C forma cuatro orbitales híbridos sp3 mezclando un orbital s y tres orbitales p de la capa externa.

↑ B[He] ^↑↓

2𝑠 B[He] ↑ ↑ ↑ 2s

sp²

↑ ↑ C[He] ^↑↓

2𝑠 C[He] ↑ ↑ ↑ 2p Hibridación

Sp³

La teoría del EV postula que el enlace es el resultado de compartir electrones en orbitales de diferentes átomos que se superponen. Estos orbitales pueden ser orbitales atómicos puros y orbitales atómicos hibridizados de átomos individuales, se dice que hay electrones de orbitales de diferentes átomos que se encuentran superpuestos, se localizan en los enlaces entre los otros átomos que participan y no se encuentran deslocalizados en toda la molécula. Para explicar la geometría de la molécula se recurre a la hibridación.

En la teoría del orbital molecular se postula lo siguiente: “la combinación de orbitales atómicos de átomos distintos forman orbitales moleculares (OM) de manera que los electrones que participan en ellos pertenecen a la molécula considerada como un todo”.

Las ondas de electrones que describen los orbitales atómicos tienen fases o amplitudes o amplitudes positivas (ascendentes) y negativas (descendentes). Al combinarse las ondas pueden interactuar en forma central “constructiva sumándose” o “destructiva restándose”. De manera que:

1) Cuando dos orbitales atómicos se sobreponen pueden encontrarse en la misma fase (sumados), si esto sucede (dentro de la fase) se produce

“interferencia constructiva” en la región entre los núcleos y se produce un

“orbital de enlace”. La energía del orbital de enlace simple es inferior (más estable) que a energía de los orbitales que se combinan.

2) Cuando dos orbitales atómicos se sobreponen fuera de fase (restados), si esto es así la interferencia es “destructiva” y reduce la probabilidad de encontrar electrones en la región entre los núcleos y se produce un orbital

+ -

+

+

-

-

Superposición dentro de fase: SE SUMAN (favorecen el enlace)

+

-

+

-

de antienlace que tiene mayor energía (menos estable) que los orbitales atómicos originales.

La superposición de los orbitales atómicos simples produce dos orbitales moleculares, uno de enlace y otro de antienlace.

Superposición fuera de fase: SE RESTAN (favorecen el antienlace)

Este principio fundamental se puede ilustrar considerando la combinación de orbitales atómicos 1s “de dos átomos distintos”.

Superposición fuera de fase

Plano nodal

𝜎1s* antienlace +

𝜎1s enlace

Superposición dentro de fase

OA OM OA

𝜎1s* antienlace

1s 1s 𝜎1s enlace

+

•

+

•

+

•

+

•

+

•

+

•

Energía

Ambos orbitales moleculares se designan como “orbitales sigma (𝜎)” lo que indica que tienen simetría cilíndrica en torno al eje internuclear.

Un “nodo o plano nodal” es la región la cual la probabilidad de encontrar electrones es cero.

OA OA OM

+ Spp fuera de fase

𝜎

2px 2px

Spp dentro de fase

𝜎

La superposición de los orbitales atómicos es frontal.

OA OA OM

Ssp fuera de fase

+ 𝜋_2𝑝^∗ _𝑟 o 𝜋_2𝑝^∗ _𝑧

Spp dentro de fase 2pr 2pr

2p^z 2p^z 𝜋_2𝑝^∗ o 𝜋_2𝑝^∗ _𝑧

La superposición de los orbitales atómicos es lateral.

- + -

+ -

+

-

+

-

Energía

+

- + -

+

-

- +

Hoy hemos analizado las teorías del enlace químico; TRPECV, TEV y TOM lo que cada una explica y como se complementan para explicar la geometría de las moléculas:

TRPECV: se basa en un átomo central y regiones electrónicas alrededor del átomo central.

TEV: la base es el traslape de orbitales del átomo central y de los átomos alrededor de él.

TOM: se basa en cada orbital o electrón, pueden conectarse con el orbital o electrón de los otros átomos, para formar orbitales moleculares que pertenecen a la molécula como un todo.

BIBLIOGRAFÍA

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✓ Brown, Theodore. Química la ciencia central. PEARSON S.A., México, 2009. Cap. 8, Pag.296.

✓ Peter Atkins, Loreta Jones. Chemical Principles. W. H. Freeman and Company/New YorkCuarta edición. Cap. 2, Pag. 57.

✓ Raymond Chang. Química. Novena edición. Cap. 9, Pag. 356.

✓ Silberberg. Química la Naturaleza Molecular del Cambio y la Materia. Segunda edición.

México. Cap. 11, Pag. 403.