Enlace covalente. 3.

TEMA 3: El enlace químico: iónico, covalente, metálico. Fuerzas intermoleculares.
Relación entre el tipo de enlace y las propiedades de las sustancias.
1.- Introducción.
2.- Enlace covalente.
2.1. Teoría de Lewis y Langmuir. Regla del octeto: limitaciones.
2.2. Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (T.R.P.E.C.V.
o V.S.E.P.R.).
2.3. Polaridad en las moléculas.
2.4. Teoría del Enlace por Valencia (T.E.V): enlaces sigma (σ
σ) y enlaces pi (π
π).
2.5. Hibridación.
2.6. Enlace covalente y geometría molecular: ejemplos.
3.- Enlace iónico.
3.1.- Generalidades.
3.2.- Fuerza y energía entre iones: ciclo de Born-Haber.
4.- Enlace metálico. Modelo del gas electrónico.
5.- Interacción entre moléculas.
5.1.- Fuerzas de Van der Waals.
5.2.- Interacción por puentes de hidrógeno.
6.- Enlace y propiedades de los sólidos.
6.1.- Sólidos covalentes.
6.2.- Sólidos iónicos.
6.3.- Sólidos metálicos.
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 1
1. INTRODUCCIÓN
Ya en el curso pasado trabajamos actividades que nos permitían clasificar distintos grupos de
sustancias y sus diferentes propiedades proponiendo, como es habitual en Ciencia, modelos teóricos que
nos expliquen los hechos experimentales.
De nuevo podemos reflexionar sobre algunos interrogantes, como los siguientes:
En la Naturaleza existen distintos tipos de sustancias: átomos libres, moléculas, redes, iones, etc.
¿cómo explicar algunos aspectos?. Por ejemplo:
•
•
•
•
•
•
¿Por qué dos átomos A y B se combinan para formar un agregado?
¿Por qué tienen una composición definida y no cualquiera?. En la naturaleza encontramos H2O
y no H3O, HO2 o HO3.
¿Por qué hay compuestos con geometría diferente?
¿Por qué presentan energía, propiedades físicas y químicas que los diferencian?
Si el oxígeno y el carbono se encuentran libres en la Naturaleza (por tanto son sustancias
estables) ¿Por qué se combinan formando CO y CO2?.
Los gases nobles, prácticamente, no reaccionan.
Es un hecho general que todos los cuerpos en la Naturaleza tienden a un estado de máxima
estabilidad, o lo que es lo mismo a un estado de mínima energía. En el caso de los átomos este estado
es característico de los gases nobles, pero, desde el punto de vista electrónico ¿qué poseen los gases
nobles para ser tan estables?.
Si nos fijamos en su configuración electrónica, según vimos en el tema anterior, los gases nobles
tienen ocho electrones en su último nivel (excepto el Helio que sólo tiene dos), es decir poseen su
“octeto” completo. Según esto, como hipótesis de partida, parece lógico pensar que todos los átomos
tenderán a completar su octeto para, de esta forma, alcanzar su máxima estabilidad.
Para dar respuesta a estos interrogantes debemos elaborar modelos que expliquen, de acuerdo
con los hechos experimentales, cómo conseguir el estado de mínima energía, así como las proporciones,
número de átomos presentes en un compuesto químico, geometría espacial y otras propiedades.
El estado de máxima estabilidad (mínima energía) se puede conseguir de varias formas, dando
lugar a distintos modelos de enlace:
Covalente: Se alcanza el “octeto” por compartición de electrones entre elementos
electronegativos.
Iónico: Se consigue por cesión de electrones entre un átomo que los libera y otro que los
acepta.
Metálico: Se produce una compartición de electrones, pero en este caso en toda la red y
entre elementos poco electronegativos.
No obstante lo anterior, hemos de tener en cuenta que los tres modelos propuestos son casos límite
y en la Naturaleza nos encontraremos tipos intermedios, además de redes moleculares que debemos
explicar mediante modelos de enlaces intermoleculares.
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 2
Desde el punto de vista energético, cuando dos sistemas se aproximan se produce una variación de
la energía potencial de agregado que se va a formar, ya que cada sistema modifica el campo eléctrico en
que se encuentran los electrones del otro. Existe, pues, una competencia entre las fuerzas de atracción y
las de repulsión.
Una forma gráfica de visualizar la formación y consideraciones energéticas de los enlaces
químicos es utilizando las curvas de Morse, que pueden obtenerse de forma experimental y que
representan la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la
distancia que los separa.
Cuando las fuerzas de repulsión
superen a las de atracción será lógico
pensar que el agregado será cada vez más
inestable y no se produce el enlace.
La gráfica sería como la indicada a la
izquierda. Sería el caso de átomos cuyas
características son tales que no llegan a
unirse para formar una molécula estable,
sino que su tendencia será la de separarse
de manera espontánea.
Curva de inestabilidad
Veamos cómo sería el proceso y la curva de Morse en el caso de formación del enlace, es decir,
cuando las fuerzas de atracción superan a las de repulsión.
Cuando dos átomos están muy
separados (d → ϑ) no ejercen entre sí
ninguna influencia, por lo que la energía
inicial del sistema podemos considerarla
prácticamente nula.
Conforme se vayan acercando se
pondrán de manifiesto las fuerzas de
atracción (entre el núcleo de uno y la nube
electrónica del otro) con lo que se produce
una disminución de energía y, por tanto,
una estabilización del sistema.
La distancia entre los átomos va
disminuyendo y se ponen de manifiesto las
interacciones entre las nubes electrónicas
(fuerzas de repulsión).
Curva de formación de enlace
Esto implica inestabilidad y la gráfica de la variación de energía del sistema respecto a la distancia
aumentaría de manera asintótica a valores positivos.
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Tema 3: Enlace Químico - 3
La curva de formación del enlace se obtiene como resultado conjunto de las dos interacciones y
podemos observar que existe una distancia de equilibrio para la cual el sistema es más estable, mínimo
de energía (las fuerzas de atracción son máximas y las de repulsión mínimas). Este valor de la distancia
se denomina distancia de enlace (d0). El valor de la energía correspondiente será la energía que se
desprende en la formación de dicho enlace (Eenlace) y, por tanto, para romper el enlace formado habrá que
aportar una energía igual o superior que la Eenlace para que los átomos se separen desde la distancia d0
hasta una distancia en la que no se ejerzan interacciones entre sí.
En realidad, debemos tener en cuenta que el valor de la energía de enlace es cercano al mínimo de
energía que muestra la curva de acercamiento, pero no puede coincidir con él porque los átomos siempre
tienen alguna energía de vibración, que hay que sumar a dicho valor mínimo.
2. ENLACE COVALENTE
Para explicar las propiedades, proporciones de combinación, consideraciones energéticas y
geometría de un grupo de sustancias clasificadas como covalentes, consideraremos que el enlace se
produce por compartición de pares de electrones entre átomos de elementos muy electronegativos
(electronegatividad alta y similar o igual).
Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente que, atendiendo a la
electronegatividad y número de electrones compartidos, podemos clasificar:
Enlace covalente
Normal
Homopolar, “puro” o apolar
Simple
Doble
Triple
Heteropolar o polar
Dativo o coordinado
Actividad – 1: Revisa en la bibliografía y toma nota en qué consiste cada clase de enlace
covalente y escribe un ejemplo en cada caso.
Podemos observar cómo en un enlace covalente puro los dos átomos comparten por igual los
electrones debido a que al tener ambos la misma electronegatividad serán igualmente atraídos y lo
podemos simbolizar de la siguiente manera, considerando por ejemplo la molécula de hidrógeno:
H2
H : H
H
H
H H
Por el contrario, cuando se unen átomos de elementos con diferente electronegatividad (aunque,
por tratarse de enlace covalente, sea en ambos alta y de valores similares) el elemento más
electronegativo atraerá algo más que el otro al par de electrones compartidos. Ello provocará una
distribución de las cargas electrónicas de manera no simétrica, por lo que habrá cargas parciales
negativas (δ
δ -) y cargas parciales positivas (δ
δ+).En este caso, se dice que existe polaridad en el enlace
(dipolo) que será más o menos acusada según lo sea la diferencia de electronegatividad entre los
elementos. Por ejemplo, en el caso del fluoruro de hidrógeno, lo podemos simbolizar:
δ+
δHF
H :F
H→F
H F
De manera cuantitativa, las diferencias de polaridad se expresan mediante el momento dipolar
que es una magnitud vectorial (µ
µ = q · r) que caracteriza a todo dipolo eléctrico y cuyo módulo es el
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 4
producto de la carga por la distancia de separación y el sentido de la positiva a la negativa. Su unidad
será C · m, aunque como unidad operativa se utiliza el Debye (1 D = 3,33 · 10 –30 C · m).
Otro aspecto que consideraremos es el fenómeno que se presenta cuando a una molécula se le
pueden asignar varias estructuras electrónicas y ninguna de ellas, de forma aislada, explica
satisfactoriamente las propiedades de la sustancia.
Este fenómeno suele ser frecuente y se conoce como mesomería o resonancia, asignándose
varias estructuras (denominadas estructuras canónicas) siendo la estructura real híbrida entre las
diferentes posibles. Esto no significa que la molécula posea unas veces una estructura y otras veces otra,
ni que exista un rápido equilibrio entre ellas, sino que en realidad los electrones no pertenecen a cada
átomo sino al conjunto de la molécula y se denominan electrones deslocalizados (no son de nadie).
El fenómeno de la resonancia es un modelo que nace como necesidad de explicar ciertos hechos
experimentales. Por ejemplo, las distancias de enlace tienen unos valores determinados en un enlace
simple, que son diferentes para uno doble o triple. Pues bien, en ciertos compuestos se miden
experimentalmente las distancias de enlace y no se corresponden ni con la de un enlace simple ni con la
que corresponde a un enlace doble. Para explicarlo debemos suponer que se trata de una estructura híbrida
y se dice que el enlace presenta resonancia entre diversas estructuras posibles (formas canónicas o
estructuras resonantes).
Con estas consideraciones generales analizaremos la naturaleza del enlace covalente considerando
diversas teorías complementarias que nos permitan explicar los aspectos fundamentales.
Por tanto, para explicar la naturaleza del enlace covalente y analizar una molécula covalente
utilizaremos las distintas teorías siguiendo la siguiente secuencia:
a) Datos sobre electronegatividad de los elementos: la diferencia entre sus valores (∆
∆EN) nos
justificará el modelo de enlace que en mayor proporción presentará el compuesto que en el caso
de enlace covalente los valores de electronegatividad deben ser altos y el ∆EN muy pequeño o
nulo.
b) Según sus configuraciones electrónicas justificaremos la tendencia a compartir electrones.
c) Teoría de Lewis-Langmuir para conocer el número de pares de electrones compartidos, como
primera aproximación acerca de la estructura y enlaces a considerar en la molécula.
d) Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV o
VSEPR), nos permitirá realizar una propuesta de estructura geométrica plana o espacial de
la molécula. Observando las polaridades de los enlaces, su disposición geométrica y teniendo en
cuenta el carácter vectorial del momento dipolar, la suma de momentos dipolares de los
enlaces nos permitirá distinguir moléculas polares de moléculas apolares.
e) Teoría del Enlace por Valencia (TEV) nos permitirá, considerando todo lo anterior, dibujar los
enlaces mediante el solapamiento de orbitales y teniendo en cuenta, cuando sea necesario, la
hibridación de orbitales.
Existe otra teoría, la de orbitales moleculares (OM), cuyo estudio no realizaremos en este
curso.
En los apartados que siguen describiremos las ideas básicas de las distintas teorías para
aplicarlas en conjunto al estudio de una molécula covalente.
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 5
2.1. Teoría de Lewis-Langmuir. Regla del octeto: limitaciones.
Esta teoría es simple y muy intuitiva, si bien presenta serias limitaciones, como veremos.
Los diagramas de Lewis representan mediante puntos o aspas los electrones de valencia,
debiendo quedar claro que, si bien los electrones son iguales e indistinguibles, la utilización de puntos o
aspas es un mero simbolismo para que podamos observar de qué átomo proceden o cómo quedan
repartidos.
Según Lewis (1916), entre dos átomos se formará un enlace covalente siempre que se produzca
una compartición de, al menos, una pareja de electrones, tendiendo siempre a adquirir la estructura de
gas noble (octeto) que es la más estable. Los electrones, que al principio pertenecían a cada átomo y que
ahora se comparten, pasan a pertenecer a los átomos que los comparten ocasionando una disminución de
la energía del sistema y, en consecuencia, una estabilización del mismo.
En las estructuras de Lewis se representan sólo los electrones de valencia. Así, por ejemplo, la
molécula de hidrógeno sería:
·
H + Hx
→
H ·x H
Ambos átomos de hidrógeno aportan un electrón dando lugar a un enlace covalente compartiendo
dos electrones con lo que ambos adquieren estructura de gas noble (en este caso He, que es la excepción
de la regla del octeto). En general, los sistemas quedarán estabilizados cuando la distribución electrónica
del último nivel sea de ocho electrones (entre los compartidos y los no compartidos).
Para utilizar los diagramas de Lewis tendremos en cuenta la configuración electrónica y,
considerando la distribución de electrones en la capa de valencia, analizaremos cómo podrán conseguir la
estabilidad los átomos (llegar a ocho, como los gases nobles) para ver los electrones que se comparten y
cada par de electrones compartido implicará un enlace covalente.
Actividad – 2: Explica mediante diagramas de Lewis el enlace en las moléculas de Cl2, O2 y N2.
Existen algunas moléculas (NH3, PCl3, ...) en las que sus componentes están unidos mediante
enlaces covalentes, pero además tienen un par de electrones “libres” que no participan en unión alguna
(concepto de base, según Lewis) y que podrán utilizar para compartir con otro átomo, que no aporta
ningún electrón a este nuevo enlace que es covalente, porque se comparten pares de electrones, y que se
denomina enlace covalente dativo o coordinado en el que uno de los átomos es el que “da” o aporta los
electrones (dador) y el otro los acepta (aceptor), pero el par de electrones es compartido por ambos.
El proceso podemos esquematizarlo de la siguiente manera:
H
H
+
H
Cl
N
+
H+
H
N
H
H
Cl
Cl
P
+
O
Cl
Cl
P
Cl
H
y escribiremos
H
+

H−H→H

H
Cl
O
y escribiremos
Cl − P → O

Cl
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Tema 3: Enlace Químico - 6
Podemos observar cómo el protón H+ (sin electrones) o el oxígeno se unen al NH3 o al PCl3,
respectivamente, sin aportar electrones a la unión, siendo éstos aportados exclusivamente por el N o
por el P, pero después de la unión son compartidos por ambos.
A la vista de lo anterior, para escribir estructuras de Lewis deberemos conocer el número de
electrones que se van a compartir (los que participan en el enlace) para conocer el número de enlaces,
teniendo en cuenta que cada par de electrones compartidos implica un enlace covalente. Necesitamos, por
tanto, conocer cómo están colocados los electrones alrededor de los átomos que se unen, distinguiendo
del total de electrones de valencia cuántos de ellos participan en el enlace (compartidos) y cuántos están
asociados a un solo átomo y no participan en el enlace (no compartidos o no enlazantes).
Como quiera que esto no es a veces tan simple, como en los ejemplos anteriores, y considerando
la posibilidad de estructuras resonantes, debemos tener en cuenta algunas reglas prácticas para
representar estructuras de Lewis en moléculas o iones poliatómicos.
forma:
Consideremos como ejemplo la molécula de CO2, que podríamos representar de la siguiente
O
C
O
o bien
O
C
O
Sin embargo, los datos experimentales indican que se trata de una molécula resonante, con lo que
deben ser posibles otras estructuras.
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Tema 3: Enlace Químico - 7
2.2. Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
(TRPECV o VSEPR).
Se basa en el modelo de Lewis, considerando que en un átomo los electrones forman pares que
están compartidos con otro átomo o solitarios. La geometría tridimensional de las moléculas viene
determinada por la orientación relativa de sus enlaces covalentes.
Las ideas de Sigwick y Powell (1940) nos permiten predecir el valor de los ángulos que forman
los diferentes enlaces. En 1957 Ron Gillespie desarrolló una herramienta muy simple y eficaz para
predecir la forma geométrica de las moléculas: Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la
Capa de Valencia, TRPECV (VSEPR = Valence Shell Electrón Pair Repulsión)
El fundamento de este modelo es el siguiente:
Los pares de electrones que rodean a un átomo se repelen entre si, tanto
• si están en enlaces químicos (pares enlazantes) como
• si no están compartidos (pares solitarios), siendo en estos últimos la
repulsión electrostática más fuerte todavía.
La consideración de estas zonas de mayor densidad electrónica nos llevará a
disponer los pares de electrones alrededor de un átomo de tal manera que esa
orientación suponga la mínima repulsión (por tanto lo más alejados posible) y ello
implicará una forma geométrica determinada.
Con este modelo puede deducirse la estructura de un gran número de compuestos covalentes de
elementos representativos.
El número de átomos con el que está enlazado más el de sus pares solitarios representará el
número de direcciones en las que se acumula densidad electrónica. Por tanto consideraremos como zonas
de máxima densidad electrónica: pares solitarios, pares de enlace sencillo o pares de enlace múltiple.
Cuando conozcamos cuántas zonas de máxima densidad electrónica están asociadas al átomo central
pensaremos en la forma geométrica adecuada para que se repelan lo mínimo posible.
En definitiva, para predecir la geometría del compuesto tendremos en cuenta las dos normas
siguientes:
•
1) La densidad electrónica en torno a cada átomo se dirige hacia las direcciones que
supongan las mínimas repulsiones interelectrónicas.
Para decidir de entre las distintas posibilidades hay que tener en cuenta el requerimiento
espacial que poseen los pares solitarios y de enlace. El Modelo propone que:
•
2) Los pares solitarios, los enlaces múltiples y los átomos menos electronegativos tienden a
situarse alejados entre si y respecto de los otros pares de enlace
El Modelo, además, permite predecir distorsiones respecto de la geometría deducida teniendo en
cuenta las siguientes normas:
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Tema 3: Enlace Químico - 8
A) Un enlace se alarga tanto más cuanto menor es el ángulo que forma con sus
vecinos (pares solitarios o de enlace), mayor el requerimiento espacial de éstos (enlace
triple > par solitario > ó = enlace doble > enlace sencillo) y mayor su número.
B) Los ángulos de enlace aumentan cuando aumenta la electronegatividad del átomo
central o cuando disminuye la electronegatividad de los átomos a él enlazados o al
disminuir el requerimiento espacial de los pares vecinos.
Teniendo en cuenta lo anterior y con unas mínimas nociones de geometría las posibilidades de
distribución de zonas de máxima densidad electrónica, las podemos resumir como indican las figuras, que
se han dibujado dentro de una esfera para su mejor visión espacial:
1 o 2 zonas
3 zonas
4 zonas
LINEAL
TRIGONAL PLANA
TETRAÉDRICA
5 zonas
BIPIRÁMIDE TRIGONAL
6 zonas
OCTAÉDRICA
De esta manera podemos predecir los ángulos de enlace en las moléculas y en definitiva su
geometría molecular, como se indica a continuación.
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Tema 3: Enlace Químico - 9
DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN ÁTOMO CENTRAL
Zonas de máxima densidad
electrónica y disposición
espacial (nº de pares de
electrones)
Geometría de grupos
de electrones
Ángulo predicho
Lineal
180º
3
Trigonal plana
120º
4
Tetraédrica
109º 28’
Bipirámide trigonal
90º y 120º
Octaédrica
90º
2
5
6
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Tema 3: Enlace Químico - 10
GEOMETRÍA MOLECULAR
DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO
Geometría
electrónica
Zonas de máxima
densidad electrónica
Pares de
Pares de
electrones electrones
enlazantes solitarios
Geometría
molecular
Ejemplo
2
0
CO2
3
0
BF3
2
1
NO2–
4
0
CH4
3
1
NH3
2
2
H2 O
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Tema 3: Enlace Químico - 11
GEOMETRÍA MOLECULAR
DISTRIBUCIÓN DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO
Geometría
electrónica
Zonas de máxima densidad
electrónica
Pares de
Pares de
electrones
electrones
enlazantes
solitarios
Geometría
molecular
Ejemplo
5
0
PCl5
4
1
SF4
3
2
ClF3
2
3
XeF2
6
0
SF6
5
1
BrF5
4
2
XeF4
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Tema 3: Enlace Químico - 12
2.3. Polaridad en las moléculas.
Si los átomos que forman el enlace son del mismo elemento los electrones están compartidos por
los dos átomos en igual proporción. Se llama enlace covalente no polar.
Por el contrario, si los átomos son de diferentes elementos, y éstos tienen diferentes
electronegatividades, los electrones serán atraídos más fuertemente por el átomo del elemento más
electronegativo, por tanto no serán compartidos en igual proporción por los dos átomos que forman el
enlace, y tendremos un enlace covalente polar.
No obstante, no debemos confundir polaridad en el enlace con polaridad en la molécula.
Para determinar la polaridad o no polaridad en la molécula debemos considerar la geometría
molecular y el carácter vectorial del momento dipolar.
Para obtener el momento dipolar de la molécula realizaremos la suma vectorial de los momentos
dipolares de los enlaces:
r
r
r
r
r
r
r
µ molécula = µ 1 + µ 2 + µ 3 + .......... ; siendo µ 1, µ 2, µ 3 ..etc. los momentos dipolares de los enlaces.
Con la geometría molecular sabremos la disposición espacial, es decir, la dirección de dichos
vectores y gráficamente (recordar suma de vectores) realizaremos su suma, pudiéndose dar dos casos:
r
a) µ molécula = 0 , entonces diremos que la molécula es apolar, o bien
r
b) µ molécula ≠ 0 , en cuyo caso la molécula será polar.
Nuestro tratamiento será únicamente cualitativo, por lo que no realizaremos ningún cálculo ya que
para justificar la polaridad o no polaridad de la molécula sólo necesitamos saber si su momento dipolar es
nulo o distinto de cero.
En estos ejemplos podemos observar cómo siendo los enlaces polares, la molécula puede resultar
polar o apolar, todo depende de la geometría que nos indica las direcciones de los vectores y es la suma
de éstos la que puede salir nula o no.
Σµr = 0
Σµr = 0
Σµr
Σµr ≠ 0
Σµr = 0
Σµr ≠ 0
Σµr
Ejemplos de moléculas apolares y polares
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Tema 3: Enlace Químico - 13
2.5. Hibridación.
sp3
sp
2
sp
PROMOCIÓN
PROMOCIÓN
PROMOCIÓN
HIBRIDACIÓN
HIBRIDACIÓN
HIBRIDACIÓN
EJEMPLO
EJEMPLO
EJEMPLO
CH4
Metano
CH2 = CH2
Eteno
CH ≡ CH
Etino
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Tema 3: Enlace Químico - 14
2.6. Enlace covalente y geometría molecular: ejemplos.
MOLÉCULA DE HIDRÓGENO (H2)
MOLÉCULA DE CLORO (Cl2)
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Tema 3: Enlace Químico - 15
MOLÉCULA DE OXÍGENO (O2)
MOLÉCULA DE NITRÓGENO (N2)
:N≡N:
: N::: N :
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 16
MOLÉCULA DE DICLORURO DE BERILIO (BeCl2)
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 17
MOLÉCULA DE DIÓXIDO DE CARBONO (CO2)
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 18
MOLÉCULA DE DIÓXIDO DE AZUFRE (SO2)
3p
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José Manuel Ramírez Fernández
Tema 3: Enlace Químico - 19
MOLÉCULA DE METANO (CH4)
MOLÉCULA DE AGUA (H2O)
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Tema 3: Enlace Químico - 20
MOLÉCULA DE AMONÍACO (NH3)
3. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico, o electrovalente es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de
un átomo a otro.
Las sustancias iónicas sólidas forman estructuras cristalinas, o redes cristalinas, con un
ordenamiento en el que se alternan iones positivos y negativos en las tres dimensiones del espacio.
El tamaño de los iones y sus cargas determinarán distintos tipos de ordenamiento:
• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones
es 6.
• CsCl (cúbica para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ).Índice de coordinación
para el F– = 4 y para el Ca2+ = 8.
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Tema 3: Enlace Químico - 21
NaCl
PRINCIPALES TIPOS
DE REDES IÓNICAS
CsCl
CaF2
3.1. Generalidades
Como propiedades de los compuestos iónicos podemos destacar las siguientes:
• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para
fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones
electrostáticas entre iones de distinto signo. Por
ello, los compuestos iónicos son sólidos a
temperatura ambiente.
• Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar
un cristal es necesario romper su estructura
cristalina.
• Solubilidad en disolventes polares (tanto más
cuanto menor U) puesto que dichos disolventes al
presentar cargas son capaces de introducirse en la
estructura cristalina y estabilizar los iones por
atracción ión-dipolo. Por la misma razón,
presentan insolubilidad en disolventes apolares.
Solubilidad de un cristal iónico
• Conductividad en estado disuelto o fundido ya en
dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo
contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina
no conducen la electricidad.
• Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal
produciendo el desplazamiento de tan sólo un
presión
átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se
convierten en repulsivas al enfrentarse dos capas
de iones del mismo signo.
Fragilidad en un cristal iónico
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Tema 3: Enlace Químico - 22
3.2. Fuerza y energía entre iones: ciclo de Born-Haber.
Empezaremos definiendo la Energía reticular (U), como la cantidad de energía que mantiene
unidos a los iones en el cristal.
Los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos se explican por la existencia de vigorosas
fuerzas de atracción entre los iones. Estas fuerzas siguen la ley de Coulomb y tienen una energía asociada
E = F. d , donde d es la distancia interiónica.
Para la red cristalina se puede calcular la energía de red, U, existente mediante la fórmula:
A . NA . Z cat . Z an . e 2 
1 
. 1 −
U = −

r cat + r an
n 

donde U es la energía reticular molar y viene dada en las unidades del sistema cegesimal
ergios/mol, ( 1 ergio = 1 uee2 / cm = 10-7 julios ), A es la constante de Madelung, NA es el número
de Avogadro, Zcat y Zan son el número de cargas del catión y del anión, e es la carga de un electrón
medida en la unidad de carga del sistema cegesimal (unidad electroestática = uee), rcat y ran son los
radios iónicos del catión y del anión respectivamente, medidos en cm y n es el coeficiente de
compresibilidad de Born calculado como media aritmética de los coeficientes de compresibilidad
de los iones que forman la red cristalina.
El ciclo de Born-Haber se basa en la Ley de Hess, derivada de observaciones termoquímicas
“El cambio de entalpía para una reacción es el mismo, ya sea que ésta se
efectúe en un paso o en una serie de pasos”
∆H f
Na (s) +
½ Cl2 (g)
∆Hs
NaCl (s)
½ ∆Hd
U
Cl (g)
Na (g)
PI
Na+ (g)
+
Cl- (g)
AE
∆H f
=
∆Hs
+
½ . ∆Hd
+
PI
+
AE
+
U
- 411 KJ/mol = 109 KJ/mol + (1/2 . 244 KJ/mol ) + 496 KJ/mol + (- 348 KJ/mol ) + U
U = - 790 KJ/mol
La energía de la red cristalina siempre toma valores con signo negativo, porque
siempre se libera energía al formarse el compuesto iónico a partir de los iones en
estado gaseoso.
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Tema 3: Enlace Químico - 23
Finalizamos este apartado con una comparación de propiedades de los compuestos iónicos y
covalentes
COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son sólidos con puntos de fusión altos 1. Son gases, líquidos o sólidos con puntos
(PF > 400 ºC).
de fusión bajos (PF< 300 ºC).
2. Muchos son solubles en disolventes 2. Muchos son insolubles en disolventes
polares como el agua.
polares.
3. La mayoría es insoluble en disolventes no 3. La mayoría es insoluble en disolventes no
polares como por ejemplo el hexano (C6H14) polares
4. Los compuestos fundidos conducen bien 4. Los compuestos líquidos o fundidos no
la electricidad. (Contienen partículas conducen la electricidad.
móviles con carga, los iones).
5. Las soluciones acuosas conducen bien la 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas
electricidad (porque contienen iones)
conductoras de la electricidad
Predicción del tipo de enlace
El enlace químico según hemos visto hasta ahora puede ser de dos tipos, iónico o covalente. Éstos
son los dos extremos, ya que todos los enlaces tienen en realidad cierto grado de carácter iónico y
covalente. Los compuestos que tienen enlace predominantemente iónico son llamados compuestos
iónicos, los que tienen enlace predominantemente covalente se llaman compuestos covalentes. Las
diferencias en sus propiedades pueden explicarse por las diferencias en el enlace entre átomos o iones.
La predicción del tipo de enlace que va a existir en un compuesto se puede hacer atendiendo a la
facilidad que los diferentes elementos químicos tienen de ionizarse, ésta está relacionada con la energía
de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
El enlace iónico se produce con mayor facilidad cuando los elementos con energía de ionización
baja (metales) reaccionan con elementos con alta electronegatividad, alta afinidad electrónica (no
metales).
El enlace covalente se produce con mayor facilidad cuando reaccionan dos no metales, porque su
diferencia de electronegatividades no es suficientemente grande para que se efectúe la transferencia de
electrones. Los electrones son compartidos por los dos átomos.
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Tema 3: Enlace Químico - 24
3. ENLACE METÁLICO. MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO.
Un 70 % de los elementos químicos son metales. Nos podemos preguntar: ¿Cómo se puede
explicar la formación del enlace metálico? ¿Qué propiedades de los metales se pueden explicar?
Se observa que los metales cristalizan en estructuras, o redes metálicas, con un elevado número de
coordinación (8 o 12)
Los electrones metálicos tienen pocos elementos en la capa de valencia (1, 2 o 3). Los electrones
internos (tipo d) de los metales de transición no contribuyen al enlace. No hay suficientes electrones de
valencia para formar enlaces covalentes.
Veamos un ejemplo: el sodio, Na: 1s2 2s2 p6 3s1 3( p d )0
- Cada átomo de sodio en la red cristalina metálica aporta un electrón de su capa de valencia. Aunque
podríamos pensar el posibilidad de que dos átomos de sodio contiguos pueden formar un enlace tipo
sigma, es más acertado pensar en la formación de enlaces deslocalizados.
- Cada átomo de sodio ofrece orbitales atómicos vacíos p y d de su capa de valencia.
- Se pueden formar redes infinitas de átomos con un gran número de electrones que pueden pasar de unos
orbitales a otros con gran libertad de movimiento.
Na
Na
Na
Na
Na
Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones
en su última capa y no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo
electrones no adquieren la estructura de gas noble. Forman, pues un enlace
metálico, en el que consiguen la estabilidad, compartiendo los electrones de
valencia de manera colectiva, formando una nube electrónica que rodea a
todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente,
formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.
Existen dos modelos que lo explican:
Modelo del gas electrónico o mar de electrones:
Modelo de Mar de electrones
Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie de fondo
común con lo que se produce una deslocalización de los mismos. La estructura del metal podría
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Tema 3: Enlace Químico - 25
considerarse como cationes formando los nodos de la estructura cristalina estabilizados por un “mar de
electrones” que evita la repulsión entre los mismos.
Modelo de bandas:
Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos
orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de
igual energía se formarán dos bandas formadas por orbitales
Banda de
moleculares de muy parecida energía, una de menor energía formada
conducción
por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra
de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción). El
modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión. Las
Banda de
valencia
líneas en los espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se
transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido.
En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que
los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la
de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el
cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es
mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que
suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con
facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las conductor semiconductor
sustancias aislantes.
∆E
aislante
Como propiedades de los compuestos metálicos consideraremos las siguientes:
• Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se
distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la
deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de
bandas, puede suponerse que la banda vacía (de
presión
conducción está muy próxima a la banda en donde
se encuentran los e– de forma que con una mínima
energía éstos saltan y se encuentran con una banda
de conducción libre.
Maleabilidad de un metal.
• Conducen el calor debido a la compacidad de los
átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red.
La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía
que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente
emiten (reflejo y brillo).
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Tema 3: Enlace Químico - 26
5. INTERACCIÓN ENTRE MOLÉCULAS
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las
responsables del estado físico de las sustancias. Según su fuerza
se clasifican en:
• Interacción por puentes de Hidrógeno.
• Fuerzas de Van der Waals.
La interacción por puentes de hidrógeno es
relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de
electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño del H que
se incrusta en la nube de e– del otro átomo. Sólo se da entre
átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno, nitrógeno y
cloro. Es el responsable de los puntos de fusión y ebullición
anormalmente altos de las sustancias que los contienen como, por
ejemplo, el agua.
Estructura del hielo
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bach.
Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener una
estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:
• Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.
• Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares) ya que el par de e– de enlace en un momento
dado puede encontrarse en un lado de la molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce
la formación de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como estos dipolos no perduran los
enlaces son muy débiles.
¿Por qué algunas sustancias moleculares tienen puntos de ebullición más altos que otras?
Es fácil suponer que porque en el de mayor punto de ebullición las moléculas están más atraídas
unas con otras, por lo que se requiere mayor cantidad de energía para romper esas atracciones.
La pregunta siguiente es:
¿Por qué en algunas sustancias moleculares las moléculas se encuentran más atraídas entre sí que en
otras?
Sabemos que en la materia hay partículas cargadas (protones y electrones) y también sabemos que
las cargas opuestas se atraen. Esta naturaleza eléctrica es la causa fundamental de todos los tipos de
enlace químico. Sin embargo en una molécula, el número de partículas con carga negativa es igual a el
número de partículas con carga positiva, por lo que las moléculas son eléctricamente neutras.
Analizaremos un conjunto de moléculas muy sencillas, similares entre sí, los halógenos. A
temperatura ambiente el flúor y el cloro son gases, mientras que el bromo es líquido y el yodo es sólido.
En la tabla se muestran sus pesos moleculares y sus temperaturas de ebullición. Estas temperaturas son
una medida de la cantidad de energía que hay que darle a un líquido, para separar sus moléculas y formar
un gas.
Halógeno
Peso molecular
Nº de electrones p. de ebullición (°C)
38
18
-188.1
F2
71
34
-34.0
Cl2
160
70
59.5
Br2
254
106
185
I2
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Tema 3: Enlace Químico - 27
De la información de la tabla podemos concluir que es más difícil separar a las moléculas de yodo
que a las de bromo. También podemos decir que la cantidad de energía necesaria para separar a las
moléculas de los halógenos, aumenta con el tamaño del halógeno.
¿Cómo se explica que las moléculas de mayor tamaño se encuentren más atraídas entre sí que las
más pequeñas?
Recordemos que estas moléculas están formadas por dos núcleos que contienen protones,
alrededor de los cuales hay electrones formando nubes de carga negativa, como se muestra en la figura.
Aunque los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube, debido a su
continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se concentren
en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de cargas, como se
muestra en la figura.
En este caso particular, como el de la molécula de yodo, se le llama “dipolo instantáneo”, pues la
separación de cargas no es permanente. Sin embargo la probabilidad de que las cargas se distribuyan
momentáneamente de manera no homogénea, aumenta con el número de electrones en la nube, así como
del volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan “polos” de carga, se dice que la molécula
se polariza.
La polarizabilidad en las moléculas de los halógenos aumenta con el tamaño, es decir
Menos polarizable
F2 < Cl2 < Br2 < I2
Más polarizable
Ahora imaginemos lo que provoca el acercamiento de una molécula de yodo “polarizada”, a una
molécula de yodo no polarizada.
Se dice que un dipolo instantáneo en una molécula, puede inducir un momento dipolo en una
molécula vecina, y el efecto puede propagarse a todo el material.
A este tipo de interacciones entre moléculas se le llama “dipolo instantáneo- dipolo inducido”
Aunque es una interacción débil, es la responsable de el aumento en el punto de ebullición de los
halógenos, pues es mas importante a medida que aumenta el tamaño de la molécula.
Este efecto también explica el aumento en el punto de ebullición (y aun de fusión) de algunos
hidrocarburos, como se ve en la tabla.
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Tema 3: Enlace Químico - 28
hidrocarburos lineales, sus masas molares y temperaturas de ebullición y fusión.
Dipolos permanentes
No en todos los átomos la atracción de los electrones hacia el núcleo es igual.
Esto es importante cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos con distinta capacidad
de atraer a los electrones.
Por ejemplo en el HCl. Como el cloro atrae más a la nube
electrónica que el hidrógeno, en esta molécula hay mayor densidad
electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno,
hay una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube
electrónica se encuentra polarizada; en el HCl hay un dipolo
permanente. Esto se representa mediante la letra griega δ seguida del
signo correspondiente a la carga en exceso.
Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más fuerza que
moléculas de estructura similar y tamaño semejante, sin dipolos permanentes. Esto se refleja en mayores
puntos de ebullición para las sustancias polares, pues es necesario aplicar una mayor cantidad de energía
para romper las atracciones entre las moléculas.
Puentes de hidrógeno
Entre los enlaces polares, un caso particularmente importante es aquél formado por un átomo de
hidrógeno y un átomo que tenga un alto valor de electronegatividad, como el F, el O ó el N. Este tipo de
átomos, siempre tiene pares de electrones no compartidos al formar moléculas. Un ejemplo de moléculas
en las que tenemos este tipo de enlaces serían los alcoholes, que tienen fórmula general R-O(δ-)-H(δ+),
donde los símbolos δ- y δ+, se refieren a que sobre el átomo junto al cual se escribieron, hay una carga
negativa o positiva parcial, lo que justamente genera el momento dipolar. Como se puede ver en la figura,
un átomo de hidrógeno enlazado a una molécula de metanol, puede interactuar fuertemente con uno de los
pares de electrones no compartidos en el átomo de oxígeno de una molécula vecina, formando un
"puente" entre dos moléculas de metanol.
Esta interacción es mucho más fuerte que una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente
de hidrógeno. Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos cuyas
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Tema 3: Enlace Químico - 29
moléculas forman puentes de hidrógeno entre sí. Resulta muy ilustrativo comparar el éter metílico CH3O-CH3, con el etanol CH3-CH2-OH. Estas dos sustancias son isómeros, es decir tienen la misma fórmula
condensada, pero el acomodo de sus átomos es distinto. Ambas tienen un momento dipolar diferente de
cero (1.3D para el éter y 1.69D para el etanol). Sin embargo, entre moléculas de éter metílico, CH3-OCH3, no pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas los átomos de hidrógeno solamente se
encuentran formando enlaces muy poco polares con los átomos de carbono. En el etanol, CH3-CH2-OH
existe un enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo de hidrógeno puede formar puentes con
otros átomos de oxígeno en moléculas vecinas. Las diferencias físicas son muy notables: el etanol es un
líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es de 78°C, mientras que el éter metílico es un
gas con punto de ebullición de -25°C.
El agua, la sustancia más importante en nuestro planeta, está compuesta por moléculas polares
capaces de formar puentes de hidrógeno de una manera única. Comparemos a la molécula de agua, H2O,
con algunas que podríamos considerar parecidas, compuestas sólo por átomos de hidrógeno y algún
átomo muy electronegativo: el NH3, el HF, el H2S, el HCl. Todas estas moléculas pueden formar enlaces
tipo puente de hidrógeno, y de hecho los forman, pero los puntos de ebullición (ver tabla) de estas
sustancias nos dicen que las atracciones entre sus moléculas son mucho menores que las que se dan entre
las moléculas de agua. ¿Qué característica estructural es la que hace al agua tan diferente?
Sustancia
H2O
NH3
HF
HCl
H2S
Temperatura ebullición (°C)
100.0
-33.0
19.9
-85.0
-60.0
Momento dipolar (D)
1.87
1.46
1.92
1.08
1.10
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Tema 3: Enlace Químico - 30
Podemos observar los puentes de
hidrógeno entre las moléculas de diferentes
sustancias. Podemos ver que, mientras el HF
tiene sólo un átomo de hidrógeno para
establecer puentes, el amoniaco, aunque tiene
tres, sólo tiene un par de electrones no
compartidos sobre el nitrógeno. El agua, en
cambio, tiene dos átomos de hidrógeno
unidos al átomo de oxígeno, que a su vez
tiene dos pares de electrones no compartidos.
Esto permite que cada molécula de agua
pueda participar simultáneamente en cuatro
enlaces de puente de hidrógeno. En el H2S, el
número de átomos de hidrógeno y el número
de electrones no compartidos en el átomo
electronegativo, es el mismo que en el agua,
sin embargo, su comportamiento es muy
distinto al del agua, pues es un gas a
temperatura ambiente. Esto puede explicarse
mediante la diferencia en los valores de
electronegatividad entre el O(3.5) y el S(2.5).
El carácter polar del enlace O-H es mucho
más marcado que el del enlace S-H, ya es
mayor la diferencia de electronegatividades.
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