Teoría de enlace

UNIDAD III:
TEORÍA DE ENLACE
QUÍMICO
1. Enlace químico
2. Tipos de enlace
3. Estructura de Lewis
4. Geometría molecular
1. Enlace químico
Las propiedades y el comportamiento de las sustancias químicas
dependen, en gran medida, de la manera en que están unidos los
átomos. Estas uniones se logran a partir de fuerzas denominadas
enlaces químicos.
En la naturaleza, solo algunos elementos se presentan como átomos
libres y aislados. Estos son los gases nobles, elementos muy estables
que no reaccionan con otros (en condiciones normales). Las demás
sustancias químicas normalmente se encuentran enlazados
químicamente con otros átomos: pueden unirse con átomos
diferentes y formar compuestos (H2O, NaCl, etc), o con átomos
iguales, y así formar los elementos (O2, N2)
Los átomos se unen porque al enlazarse adquieren un estado de
menor energía, lo que les da mayor estabilidad.
(1) La interacción entre los dos átomos es
prácticamente nula cuando la distancia
inter nuclear es grande.
(2) Al aproximarse los átomos, aparecen
interacciones que, en global, son
atractivas. De esta forma, la energía del
sistema disminuye y el sistema se va
estabilizando.
(3) Cuando los átomos se encuentran a
una distancia determinada, se alcanza el
mínimo de energía. Esa situación
corresponde a la formación del enlace
químico.
(4) Finalmente, se puede considerar la posibilidad de acercar los átomos una
distancia menor a la de enlace. En este caso, aparecerán, por un lado,
repulsiones entre los núcleos de los átomos y, por otro, entre las zonas de
densidad de carga negativa debida a los electrones. Estas repulsiones
provocarían la desestabilización del sistema, aumentando su nivel energético.
Por ello, el sistema tendría tendencia a volver a la situación de equilibrio.
2. Regla del dueto y octeto.
“Los átomos de los elementos químicos se enlazan para alcanzar una
configuración electrónica externa similar a la del gas noble más
cercano en la Tabla periódica”.
G. Lewis, concluye que los átomos con menos de ocho electrones en su
último nivel de energía se unen con otros para, recibir, ceder o
compartirlos y conseguir ocho electrones en su nivel de valencia. Este
principio se conoce como regla del octeto, y aunque no es general para
todos los átomos y presenta algunas excepciones, es útil porque sirve
para predecir el comportamiento de muchas sustancias.
2.1 Regla del octeto.
2.2 Regla del dueto.
Los átomos más pequeños, como el H, Li y Be, cuando establecen enlaces
tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones,
alcanzando configuración de gas noble helio.
3. Símbolos de Lewis.
Los electrones que participan en la formación de enlaces son los
electrones de valencia.
Para representar en forma simple la formación de enlaces químicos,
Lewis, creó una simbología especial que muestra los electrones de
valencia de los átomos.
El símbolo de Lewis o estructura de Lewis para un elemento consiste
en el símbolo del elemento químico y la ubicación a su alrededor de
puntos o cruces que representan los electrones de valencia del
átomo.
Por ejemplo, para el nitrógeno, el símbolo de Lewis es el siguiente:
- Los 5 puntos alrededor del átomo representa los electrones de
valencia.
- Los puntos deben ubicarse según la configuración electrónica,
utilizando el diagrama de orbital del último nivel, aplicando la
regla de Hund.
Recuerda: el grupo al cual pertenece el átomo corresponde al
número de electrones de valencia.
ACTIVIDAD. Completar.
Elemento
Magnesio
Fósforo
Potasio
Silicio
Cloro
Número
atómico.
Configuración
electrónica
simplificada.
N° de
electrones de
valencia.
Diagrama de orbital.
Símbolo de
Lewis.
3. Mecanismos de enlace.
Cuando dos átomos se encuentran lo suficientemente cerca, a una
distancia conocida como longitud de enlace, sus electrones de valencia
se reordenan, de forma que cada uno de los átomos logre una
configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y
aumente así su estabilidad.
En esta condición, se establece una fuerza de atracción entre los
átomos que se denomina enlace químico, la que permite mantenerlos
unidos. Tal unión es posible porque los electrones más externos de los
átomos, se reordenan para alcanzar mayor estabilidad.
La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir
una estructura estable está dada por la cantidad de electrones que el
átomo es capaz de captar, ceder o compartir.
Mecanismo ceder electrones. Los átomos que presentan uno, dos o
tres electrones de valencia, tienden a perderlos. Los elementos
metálicos, debido a que poseen un número pequeño de electrones
de valencia, ceden estos electrones, y quedan así con el nivel de
energía anterior para obtener la configuración electrónica de un gas
noble.
[Ne] 3s1
[Ne]
Mecanismo recibir electrones. Los átomos con cinco, seis o siete
electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones y así
completan su nivel externo similar al de un gas noble. Esta tendencia
se da principalmente en los elementos NO metálicos.
[Ne] 3s2 3p5
[Ar]
Mecanismo compartir electrones. Los átomos con mayor facilidad
para compartir los electrones son aquellos que poseen cuatro
electrones de valencia, por ejemplo, el carbono.
[He] 2s2 2p2
Estos mecanismos, en los que están involucrados los electrones de
valencia de los átomos, determinan los diferentes tipos de enlaces
químicos.
4. Tipos de enlaces químicos.
Enlace Químico
E. Iónico
C. Simple
C. Triple
E. Covalente
C. Doble
C. Coordinado o
dativo.
C. Apolar o
no polar
Fuerza
que
mantiene unidos a
los átomos en un
compuesto.
E. Metálico
C. Polar
4.1 Enlace iónico
Enlace Iónico
EN  1,7
Metal + No metal
Grupo
I-A y II-A
Grupo
V-A, VI-A y VII-A
TRANSFERENCIA de
electrones
PROPIEDADES FÍSICAS DE
LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general
mayores a 400°C).
La mayoría soluble en solventes polares como el agua e
insolubles en disolventes no polares, como el hexano.
Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad
porque contienen partículas móviles con carga (iones).
En solución generan iones por lo que conducen la
electricidad (electrolitos)
4.2 Enlace Covalente
Enlace Covalente
No Metal + No metal
COMPARTICIÓN de
electrones
EN < 1,7
Tipos
C. Simple
C. Doble
C. Triple
C. Coordinado
Los átomos
comparten
un par de
electrones.
Los
átomos
comparten dos
pares
de
electrones.
Los
átomos
comparten tres
pares
de
electrones.
El par electrónico
compartido
es
aportado por uno
de
los
dos
átomos.
Se da en moléculas de elementos y moléculas de compuestos.
EJEMPLOS.
Tipo de
enlace
covalente
Molécula (elemento)
Simple
Doble
Triple
Coordinado o
dativo.
--------
Molécula (compuesto)
4.2.1 Polarización de enlace covalente
Enlace covalente apolar o no polar.
- Moléculas homonucleares.
- Molécula simétrica.
- No se generan dipolos.
- EN  0
Enlace covalente polar .
- Moléculas heteronucleares.
- Molécula asimétrica.
- Se general dipolos.
- 0 < EN < 1,7
4.2.2 Propiedades físicas de compuestos covalente
PROPIEDADES FÍSICAS DE
LOS COMPUESTOS
COVALENTES
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos
(por lo general menores a 300°C).
La mayoría es soluble en solventes NO polares como el
hexano e insolubles en solventes polares.
Los compuestos líquidos o fundidos NO conducen la
electricidad.
En solución suelen ser malos conductores de la
electricidad porque no contienen partículas con carga.
4.2.3 Resonancia.
Ocurre cuando la disposición electrónica asignada a una estructura
molecular estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto,
puede ocurrir que la longitud del enlace real no coincida con la teórica,
no se justifiquen propiedades organolépticas como la solubilidad, el
paramagnetismo y la polaridad, generándose una diferencia entre la
energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de
forma teórica.
La resonancia es el término que indica que una estructura molecular
tiene varias formas de representaciones de Lewis, todas químicamente
razonables y que cumplan con el octeto.
Ocurre cuando algunos electrones pi () se deslocalizan en la estructura
molecular, generando lo que se denomina híbridos de resonancia
(estructuras igualmente correctas).
4.3 Enlace metálico
Enlace Metálico
Formados por
una red de
iones positivos
rodeados por
sus electrones
de valencia que
pueden
moverse
libremente.
Metal + Metal
- Sólido
- Poseen brillo
- Elevados puntos de
ebullición y fusión
- Maleables
- Dúctiles
- Conductores del calor y
la electricidad.
5. Excepciones en la estructura de Lewis
5.2 Excepciones
Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del
octeto, ya sea por defecto o por exceso de electrones.
6. Geometría molecular
6.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia
Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas:
1) Moléculas sin pares de
electrones libres en el átomo
central
Electrones enlazantes
mantienen equidistancia
2) Moléculas con pares de
electrones libres en el átomo
central
Electrones libres repelen a
electrones enlazantes
El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el
siguiente esquema:
AXnEm
Donde:
A : corresponde al átomo central.
X : ligandos unidos al átomo central.
n : número de ligandos unidos al átomo central A.
E : pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central.
Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo
en las estructuras de Lewis y que no forman enlaces.
m : número de pares de electrones libres.
1. Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
2. Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
EJEMPLOS.
Molécula
Estructura de
Lewis
Xn
Em
AXnEm
Geometría
molecular
2
2
AX2E2
Angular
104,5°
CCl4
H2S
PH3
CS2
Dibujo de la
molécula
Ejercicios 1
¿Cuál de las siguientes estructuras de Lewis representa al ion nitrato, NO3-?.
Considere que cada línea representa a un par de electrones.
D
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2011.
Ejercicios 2
De acuerdo con la siguiente representación de Lewis
se puede afirmar que el elemento X
I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica.
II) puede formar una molécula X2
III) tiene 4 electrones de valencia.
Es (son) correcta(s)
A)
B)
C)
D)
E)
solo I.
solo II.
solo III.
solo I y II.
solo II y III.
B
Comprensión
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.