apuntes enlace quimico 2º

EL ENLACE QUÍMICO
CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de
mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.
Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los
responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias
químicas.
Se denomina enlace químico al conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos
cuando estos forma moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las
moléculas en estado sólido o líquido.
Es importante comentar que para que un determinado enlace se forme, tiene que haber
necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto o molécula formada
tiene que ser más estable que los átomos de los que se parte, pues de lo contrario no se
formará el enlace
ENERGÍA Y DISTANCIA DE ENLACE
En un enlace se establecen fuerzas de
tipo electrostático entre los núcleos y los
electrones de ambos átomos.
Para ello los átomos se acercan
hasta una distancia de enlace en la cual
la energía del sistema es mínima y a la
que se consigue mayor estabilidad, se
llama energía de enlace y se define
como la energía necesaria para romper 1
mol de un determinado tipo de enlace. Es
siempre endotérmica (positiva), ya que
siempre es necesario aportar energía
para romper un enlace.
TIPOS DE ENLACE
El valor de la electronegatividad determinará si uno de ellos tiene mayor o menor
tendencia que el otro a ganar e–.
• Enlace iónico entre metal y no metal formando iones de distinto signo.
• Enlace covalente entre átomos de no metales que presentan los dos gran tendencia
a atraer e–, compartirán electrones. Cuando los átomos son diferentes, el enlace es
covalente polar.
• Enlace metálico entre cationes metálicos unidos por e– libres de la capa de valencia.
• Enlaces intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
Criterios para saber si un enlace es iónico o covalente entre familias de los elementos
representativos:
• Entre elementos alcalinos o alcalinotérreos y elementos no metálicos son iónicos.
• Entre elementos no metálicos son covalentes polares.
• Entre los átomos de un mismo elemento son covalentes
TEORÍA DE LEWIS
Facilita la representación de las fórmulas, permite saber que átomos están enlazados y
como es el enlace entre ellos.
No indica la geometría de la molécula.
Se basa en las siguientes hipótesis:
•
Se representa el símbolo del elemento y se distribuyen a su alrededor los e– de la
capa de valencia. Hasta los cuatro e– primeros se coloca uno a cada lado del
símbolo, a partir de ahí se reparten uno a cada lado de los anteriores.
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa (configuración del gas noble más
próximo) ganan, pierden o comparten tantos electrones como les falten (regla del
octeto).
• Si alcanzan la configuración del gas noble ganando o perdiendo e– formarán iones y
se unirán mediante enlace iónico.
• Si comparten e– se unirán mediante enlace covalente.
ENLACE IÓNICO
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones
de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de
elevada diferencia de electronegatividad.
Se da entre un metal (el menos electronegativo) que pierde uno o varios electrones y un nometal (el más electronegativo) que los gana, formándose iones positivos y negativos que se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas, constituyendo una red iónica cristalina que
se repite en la tres direcciones del espacio, proceso en el cual se libera una gran cantidad de
energía.
Un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividades entre los dos elementos
unidos es de 1,8 en la escala de Pauling.
No se forman moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los
compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos
existentes en la red cristalina.
Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización.
Se denomina electrovalencia o valencia iónica al número de electrones intercambiados por
cada elemento en un enlace iónico para adquirir la configuración electrónica del gas noble más
próximo.
Teoría de Lewis aplicada al enlace iónico (no es habitual)
• Cuando un átomo le faltan pocos e– para completar su octeto, los captará y formará
un anión
..
..
:O : → :Ö: -2
..
•
•
Un átomo con pocos electrones en su última capa los perderá y formará un catión
Na .→ Na +
El catión y el anión resultantes se atraerán formando un enlace iónico. Los iones
deberán incluir los electrones que poseen según su carga.
..
Na2O → Na+ :O: -2 Na+
¨
ENERGÍA RETICULAR EN LOS COMPUESTOS IÓNICOS (U O ER)
También llamada energía de red.
“Es la energía desprendida en la formación de un mol de cristal iónico sólido a
partir de sus iones componentes en estado gaseoso”.
Por ejemplo, en el caso de la formación de NaCl, la U o Er corresponde a la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)
(U < 0)
Un compuesto será tanto más estable cuanto mayor sea U en valor absoluto.
Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess.
Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber.
CICLO DE BORN – HABER
Ciclo termodinámico en el que se estudian, desde el punto de vista energético,
todos los procesos que intervienen en la formación de un mol de compuesto iónico a
partir de los elementos que lo integran en su estado termodinámico más estable. Las
variaciones energéticas de todos los procesos implicados, deberán coincidir con la energía de
la reacción directa.
Ej: Ciclo Born-Haber para el NaCl
La formación de 1 mol NaCl (s) a partir de los elementos que lo integran en su estado
más estable [Na(s) y Cl2(g)], es un proceso exotérmico y la energía liberada se denomina
entalpía de formación:
Na (s) + ½ Cl 2 (g) → NaCl (s)
∆Hf NaCl(s) < 0
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
Na(s) → Naʫ(g)
½Cl 2(g) → Clʫ(g)
Clʫ(g) → Cl–ʫ(g)
Sublimación del Na(s) a Na(g), para
∆Hsubl Na > 0
obtener átomos de Na aislados
½∆
∆Hdis Cl2 >0 Disociación de la molécula de
Cl2(g),
para obtener átomos de Cl aislados.
∆HAE Cl < 0 Ionización del Cl(g) a Cl (g), energía
liberada al captar 1 e– (1ª afinidad electrónica del Cl)
Naʫ(g) → Naʫ+(g)
Naʫ+(g) + Cl–ʫ(g) → NaCl(s)
∆HEI Na > 0 Ionización del Na(g) a Na+(g), energía
necesaria para arrancar 1 e– (1ª energía de ionización del
Na)
UNaCl < 0
Energía de red es la energía que se
desprende al formar un mol de NaCl(s) a partir de los iones
en su estado gaseoso:
Na(s) + ½ Cl 2 → NaCl(s)
∆Hf NaCl(s) < 0
∆Hf NaCl(s) = ∆Hsubl Na + ½ ∆Hdis Cl2+ ∆HAE Cl+ ∆HEI Na+ U Na
De donde puede deducirse que:
U = ∆Hf NaCl(s) – (∆
∆Hsubl + ½ ∆Hdis + ∆HAE + ∆HEI)
Un esquema de todo el proceso:
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Este sería el diagrama energético del proceso
La energía reticular es el factor que posibilita los procesos que suponen la
formación de redes iónicas cristalinas, ya que compensa sobradamente la energía
necesaria para la formación de iones
La energía reticular indica la estabilidad del cristal que se forma. Muchas de
las propiedades de los compuestos iónicos dependen de su energía de red U. Para
fundir un compuesto iónico o para disolverlo, habrá que romper la red cristalina, cuanto
mayor sea su U, mayor será el punto de fusión o menor será su solubilidad.
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre
negativa consideraremos valores absolutos):
• La carga de los iones, a mayor carga mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y O2–)
tendrá 0.“U” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–). Serán compuestos más estables.
• La distancia internuclear (radio catión + radio anion), a menor distancia
de enlace mayor “U”. Este factor depende fundamentalmente del volumen
de los iones enlazados. Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá una “U” mayor que el
KBr (K+ y Br –) porque el tamaño de sus iones es menor.
Cristal
NaI
NaF
CaF2
Al2O3
Q1
1
1
2
3
Q2
1
1
1
2
r (Aº)
3’11
2’31
2’35
1’90
Punto de fusión
660
988
1360
2030
Dureza
2’8
3’2
4’0
9’0
Solubilidad (gr/l)
158’70
4’22
0’15
0’00
ESTRUCTURA DE LOS CRISTALES IÓNICOS
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de
la manera más compacta posible. Cada ión se rodea de iones de signo contrario
dando lugar a celdas unidad que se repiten en las tres direcciones del espacio y se
refleja en su aspecto macroscópico.
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Índice de coordinación (IC)
“Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ión dado”. Cuanto
mayor es un ión con respecto al otro, mayor es su índice de coordinación. Es una
característica fundamental del tipo de red que se forma.
Factores de los que depende la estructura cristalina
El IC el tipo de estructura cristalina depende:
• Del tamaño de los iones, el valor del radio de los iones marca la distancia a
que estos se situarán entre sí.
• La estequiometría del compuesto, que viene dada por la carga de los iones
de forma que se mantenga la electroneutralidad del cristal, si es del tipo AB
(CsCl), es el mismo para los dos iones, si el compuesto es del tipo AB2 (CaF2)
el IC de uno de los iones es el doble que el del otro para asegurar la
neutralidad.
El índice de coordinación determina la disposición espacial de los iones, que a su
vez condiciona el tipo de red cristalina.
Principales tipos de estructura cristalina
• Red cúbica centrada en las caras con un ion en cada vértice y otro en el
centro de las caras del cubo. Estructura octaédrica. El IC para ambos es 6.
Ej : NaCl
• Red cúbica centrada en el cuerpo, con un ion en cada uno de los vértices y
uno en el centro del cubo. El IC para ambos iones es 8. Ej: CsCl
CÚBICO
CÚBICA SIMPLE
CÚBICA CENTRADA EN EL
CUERPO (CsCl)
CÚBICA CENTRADA EN LAS
CARAS (NaCl)
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
• Puntos de fusión y ebullición elevados, más elevados cuanto mayor es la
energía reticular U, para fundirlos es necesario romper la red cristalina con
gran cantidad de 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. Cuanto mayor sea U más duro será el
compuesto
• Solubilidad en disolventes polares. La disolución supone la ruptura de la
red cristalina, será más soluble cuanto menor sea U. Los disolventes, al
presentar cargas, son capaces de introducirse en la estructura cristalina y
estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Este es el caso del agua. Varias
moléculas de disolvente se colocan en torno a un ión que está solvatado.
Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.
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• Conductividad en estado disuelto o
fundido, en dichos estados los iones
presentan movilidad y son atraídos hacia los
electrodos de signo contrario. A este tipo de
conductividad se la denomina conductividad
de segunda especie. Sin embargo, en
estado sólido, al estar los iones fijos dentro
de la estructura cristalina no conducen la
electricidad.
• Fragilidad valora la resistencia a los golpes,
al golpear ligeramente el cristal se produce el
desplazamiento de tan sólo un ión, todas las
fuerzas que eran atractivas se convierten en
repulsivas al enfrentarse dos capas de iones
del mismo signo.
Solubilidad de un cristal iónico
Iones solvatados
ENLACE COVALENTE
presión
Se establece cuando se combinan
átomos
de
elementos
con
electronegatividades muy altas y parecidas
Fragilidad en un cristal iónico
(dos no metales).
• Cuando los átomos que se
combinan tienen la misma
electronegatividad el enlace es covalente apolar.
• Cuando son átomos con distinta electronegatividad será un enlace
covalente polar. Los e– del enlace se distribuyen de forma asimétrica, más
próximos al elemento con > electronegatividad.
En la mayoría de sustancias covalentes, los enlaces se establecen entre un pequeño
número de átomos que forman una molécula. Son las sustancias covalentes
moleculares.
En otros casos, los enlaces entre átomos forman estructuras tridimensionales en forma
de cristal, son sólidos covalentes.
La covalencia es el número de electrones compartidos por cada elemento en un
compuesto covalente. Será igual al número de e– desapareados o que puede llegar a
desaparear un elemento (se podrán desaparear siempre y cuando no cambien de nº
cuántico principal)
TEORÍA DE LEWIS
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos
electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Los
átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden
estar rodeados de más de ocho e-.
• Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen
orbitales “d”vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su
alrededor.
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
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• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo,
según el número de e– que se compartan.
Reglas de Lewis
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Coloca los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible. Sitúa
como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando
al hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de
mayor Z). Nunca al H que no puede tener más de dos e_ a su alrededor.
Calcula los e totales en la capa de valencia de todos los átomos de la
molécula, no olvides las cargas si se trata de un ión poliatómico (a).
Calcula el total de e– necesarios para completar los octetos de todos los
átomos de la molécula (b).
El número de electrones compartidos (c) se obtiene de restar los
disponibles de los que caben (b-a).
Se forman los enlaces entre el átomo central y los periféricos, son los pares
de electrones de enlace⇒
⇒ PE.
Comparamos el número de e- que deben compartirse (c) con el nº de
electrones compartidos dibujados en el apartado anterior. Evaluamos
posibles enlaces múltiples en el caso de que no coincidan.
Los e- restantes (d = a-c)) se sitúan como pares de e no compartidos para
completar los octetos de los átomos periféricos, pares de electrones de no
enlace (desapareados) ⇒ P no E.
Cargas formales (CF): Es la diferencia entre los e- de valencia de un átomo
aislado y el nº de e- asignado a ese átomo en la estructura de Lewis, supone
asignar a cada átomo una carga ficticia.
CF = nº de e- de valencia del átomo libre – (nº de e- solitarios + ½ nº de e compartidos)
a) Debes contar los electrones que posee "en propiedad" cada átomo,
es decir, la suma de los electrones no compartidos más la mitad de
los compartidos.
c) Si el resultado coincide con el número de electrones de valencia que
le corresponden al átomo, éste será neutro.
d) En caso contrario el átomo será positivo o negativo según el nº de
electrones que falten o sobren, respectivamente, respecto de los
electrones de valencia que le correspondan por su lugar en el
Sistema Periódico.
• Elige las estructuras con la menor separación posible de cargas
• Los elementos electronegativos no deben quedar con cargas formales
positivas y viceversa.
C
(4e-)
N
(5e-)
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O
(6e-)
S (6e-)
(d0)
Halóg
(7e-)
las del O
y...
Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.
• Octeto incompleto: Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no alcanzan la configuración
de gas noble cuando forman una molécula, porque los e– de su capa de
valencia no le permiten crear más enlaces.
• Octeto expandido: Moléculas tipo PCl5, SF6 o IF7 en las que el átomo
central puede tener 5, 6 o 7 enlaces (10, 12 o 14 e–) y son estables. Sólo
puede ocurrir en el caso de que el átomo central no-metálico sea del tercer
periodo o superior ya que dispone de orbitales “d” para ampliar el octeto.
Estructuras de Lewis con octeto ampliado
•
•
•
•
•
-
Calcula los e totales en la capa de valencia de todos los átomos de la
molécula, no olvides las cargas si se trata de un ión molecular.
Ej: SF4 → S: [Ne] 3s2 3p4
F: [He] 2s2 2p5
nº total de e– de valencia totales= (4F x 7 e–/at) + (1S x 6 e–/at) = 34 e–
Dibuja alrededor del átomo central (el menos electronegativo) los elementos
de la forma más sencilla.
Aplica la regla del octeto para cada átomo que rodea al átomo central:
- nº de e– compartidos = 8 e–
- nº de e– no compartidos para que todos los átomos cumplan la
regla del octeto = 6e– / at F x 4 F=24 e–
- La suma de los dos serán el nº total de e– distribuidos = = 8 + 24 =
32 e–
Si hay mayor nº de e– de valencia que los necesarios, serán pares de e– no
compartidos del átomo central = 34 – 32 = 2 e– no enlace
Finalmente se lleva a cabo el cálculo de cargas formales y si es posible, se
reducen mediante la formación de enlaces múltiples.
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..
:F:
∣
..
..
:F:
∣
..
:F ʨ S
ʨ F:
∣
..
..
→
:S ʨ F:
..
:F:
..
Ejemplos de estructuras de Lewis:
CH4
H2CO
H2SO4
:F:
..
H
·
·x
· C · + 4 x H → H x · C ·x H ;
·
·x
H
H–C = O :
| ··
H
··
:O:
Cl2O
xx
:F:
..
H
|
H– C–H
|
H
··
:O:
··
HCN H–C≡N :
··
xx
··
: Cl ·x O ·x Cl :
··
xx
··
··
:O:
·· xx ··
H x· O ·x S x· O ·x H ;
··
..
NH4+
H
|
H–N+→H
|
H
:O:
↑
‖
H–O–S–O–H ; H–O–S–O–H (excepción Lewis)
↓
:O:
··
‖
:O:
ENLACES COVALENTES DATIVOS
Si uno de los átomos aporta los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace
covalente coordinado” o “dativo”. Es necesario que exista un átomo con un par de e–
sin compartir (especie dadora) y otro que pueda aceptar un par de e– (especie
aceptora).
Se representa con una flecha “→” que parte del átomo que pone la pareja de e–
.
Hx ·O ·x H + H+ → H– O –H
··
↓
H+
⇒ H3O+
RESONANCIA
En ocasiones, no existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas
propiedades de una molécula o ion.
El ion carbonato CO32– debería tener una estructura en la que el átomo central,
el carbono, formara un doble enlace con uno de los átomos de oxígeno y dos enlaces
sencillos con los átomos de oxígeno que soportan la carga negativa.
Sin embargo, por difracción de rayos X se sabe que las distancias entre el
átomo de carbono y cada átomo de oxígeno son iguales y los ángulos O–C–O.
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Para explicarlo se supone que los e– de enlace y los pares de
e– sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion,
pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.
En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras
de Lewis en las que el doble enlace se formar con cada uno de los
átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas
formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
Híbridos de resonancia
Se utiliza una única forma, mezcla de todas, en el que aparecen el signo “ ” que
indica enlace intermedio entre sencillo y doble y las fracciones de carga con “δ”.
En el caso de que las formas resonantes no sean equivalentes, unas u otras
participarán más o menos en el híbrido de resonancia según las reglas siguientes:
• Las estructuras resonantes sólo suponen movimiento de electrones (no
de átomos) desde posiciones adyacentes.
• Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º período
poseen octetos completos son más importantes (contribuyen más al
híbrido de resonancia) que las estructuras que tienen los octetos
incompletos.
• Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la mínima
separación de carga.
• En los casos en que una estructura de Lewis con octetos completos no
puede representarse sin separación de cargas, la estructura más
importante será aquella en la que la carga negativa se sitúa sobre el
átomo más electronegativo y la carga positiva en el más
electropositivo.
EJERCICIO PRÁCTICO
Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, e indica qué
átomos presentan cargas formales en los compuestos que sea necesario:
Solución
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MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE
VALENCIA (TRPECV) Y GEOMETRÍA MOLECULAR
La TRPECV afirma que los pares de e– de la capa de valencia de los átomos que
forman enlaces covalentes se sitúan de manera que la repulsión entre ellos sea
mínima.
La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central
teniendo en cuenta que las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.
Para determinar la geometría de la molécula seguiremos las siguientes reglas:
a) Hay que tener en cuenta los pares de e– de enlace y los de no enlace
que rodean al átomo central. Partiremos de las estructuras de Lewis.
b)
El nº de direcciones coincide con el nº de enlaces sencillos, si hay enlaces
dobles o triples, el nº de direcciones disminuye en 1 o en 2 unidades por
cada átomo que presente la condición anterior.
c)
Cuando existen pares de e– no enlace o no compartidos sobre el átomo
central, las estructuras ven modificados sus ángulos debido a que:
Repulsión entre par no enlace – par no enlace > repulsión entre par
no enlace – par de enlace > repulsión entre par enlace – par enlace.
Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e– de no
enlace (sin compartir) podemos clasificar las moléculas en los siguientes grupos:
• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo.
• El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
• El átomo central tiene un enlace doble.
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• El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo
Según el número de pares de e– de enlace, situados alrededor del átomo central, éstos
se sitúan lo más alejados posibles para evitar en lo posible la repulsión entre las nubes
electrónicas.
• Si existen dos pares de e– enlaces con dos átomos, se dirigirán en sentidos
contrarios, quedando los tres átomos alineados, formando un ángulo de 180º.
• En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando
ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano.
• Con cuatro enlaces, se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro, con un
ángulo de 109,5º.
• Con cinco pares de e– enlaces, se dirigen a los vértices de una bipirámide
trigonal, el ángulo es de 120º en el plano horizontal y de 90º en el vertical.
• Con seis enlaces (o pares de e– enlaces) alrededor, la forma adquirida es un
octaedro, donde todos los ángulos son de 90º.
El átomo central tiene pares de e– sin compartir (de no enlace)
La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de
enlace. A partir de la forma geométrica correspondiente al nº total de pares de e– , la
repulsión hace que el ángulo correspondiente se cierre.
Ejemplos:
NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir → Ang. enl. = 107’3º <
109’5 que corresponderían a un tetraedro.º
H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir → Ang. enl. = 104’5º <
109’5º al igual que en el caso anterior pero la repulsión debida a 2 pares de e–
de no enlace es mayor y el ángulo se cierra más.
Tetraédrica
Pirámide trigonal
Angular
El átomo central tiene un enlace doble
La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno,
similar a la de un par de e– no compartido.
Ejemplos:
CH2=CH2 (eteno): Cada átomo de carbono tiene 2 pares de
e– compartidos con el otro carbono y 2 pares de e–
compartidos con sendos átomos de hidrógeno, de manera
que:
• Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
• Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo
eteno
y uno triple
Como se une únicamente a dos elementos la geometría es
lineal, es decir, el ángulo que forma el átomo central con los dos átomos a los que está
unido es de 180º.
Ejemplos:
C2H2: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo.
CO2: El carbono forma dos dobles enlaces.
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Etino
lineales
CO2
Geometría de las moléculas en función pares de e– enlace y de no enlace
Molécula
BeCl2
Estructura
de Lewis
Enlaces
Pares
no enlace
2
0
Geometría
molecular
lineal
triangular plana
BF3
3
0
angular
SnCl2
2
1
tetraédrica
CH4
4
0
pirámide trigonal
NH3
3
1
angular
H2 O
2
2
bipirámide trigonal
PCl5
5
0
tetraedro deformado
o balancín
4
1
SF4
13
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Enlace Químico
forma de T
ClF3
3
2
lineal
I3 -
2
3
octaédrica
SF6
6
0
pirámide cuadrada
BrF5
5
1
plana-cuadrada
XeF4
4
2
CO2
2
0
lineal
triangular plana
(en torno de cada
carbono)
3
C2H4
(cada
carbono)
0
bipirámide trigonal
SOF4
5
0
Tetraedro deformado
o balancín
XeO2F2
4
1
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POLARIDAD EN MOLÉCULAS COVALENTES. MOMENTO DIPOLAR
Cuando se forma un enlace entre átomos de diferente electronegatividad el enlace es
covalente polar.
Las moléculas que tienen enlaces de este tipo tienen los átomos menos
electronegativos con una carga parcial positiva ( δ +) y los más electronegativos con
una carga parcial negativa ( δ -).
La polaridad será tanto mayor cuanto más grande sea la diferencia entre las
electronegatividades de los átomos.
r
Cada enlace tiene un momento dipolar “ µ ” (magnitud vectorial que depende la
diferencia de electronegatividad entre los átomos, cuya dirección es la línea que une
ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).
Dependiendo de cómo sea “
clasifican en:
Σµr ” de los enlaces que forman una molécula, éstas se
Σµr = 0
Σµr = 0
Σµr
Σµr ≠ 0 polar
Σµr = 0
Σµr
r
Σµ ≠ 0
Ejemplos de moléculas apolares y polares
Moléculas polares.
Σr
Tienen “ µ ” no nulo. Y esto puede ser debido a:
• Moléculas con un sólo enlace covalente polar. Ejemplos: HCl, ClF.
• Moléculas angulares, piramidales, con pares de e de no enlace… :
Ejemplos: H2O, NH3.
Moléculas apolares.
Σr
Tienen “ µ ” nulo: Y esto puede ser debido a:
• Moléculas con enlaces apolares. Ejemplos: H2, Cl2.
• Moléculas con enlaces polares pero con “
Ejemplos: CH4, CO2.
Σµr ”
= 0, pero simétricas:
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Determinación de la polaridad de una molécula
1. Dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
2. Determina la forma geométrica que le corresponde analizando los
pares de e– de enlace y de no enlace que rodean al átomo central.
3. Analiza la polaridad de cada enlace que forma el átomo central con
otros átomos.
4. Determina el
Σµr de la molécula = Σµr de los enlaces.
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V.)
Se basa en la suposición de que para que se produzca un enlace covalente entre dos
átomos, cada uno de ellos debe tener:
• Un orbital con un e– desapareado.
• Los e– con spines contrarios.
• Ser orbitales de tamaños comparables y la orientación adecuada.
Al aproximarse las nubes de carga de los orbitales de los dos átomos, se
produce una superposición o solapamiento de ambas, formando un único orbital
molecular, en el que se produce el apareamiento de los e–.
Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y
formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–.
Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados o que pueden llegar a
desaparearse en un átomo y por tanto al nº de enlaces que puede formar.
Enlace covalente simple.
Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos sobre el mismo eje. Es un
solapamiento frontal y se
llama “σ” (sigma).
a)
Puede ser:
b)
• a) Entre dos orbitales “s”
• b) Entre un orbital “s” y
c)
uno “p”
• c) Entre dos orbitales “p”.
Enlace covalente múltiple.
Enlace covalente “σ
σ”
Enlace “π
π”
En ellos se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos
átomos.
Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo
solapamiento es lateral, es decir sobre ejes paralelos y se llama “π” (pi); si el enlace
es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “π
π”.
El enlace “σ” es más fuerte que el “π
π” ya que su interpenetración es mayor.
En los enlaces “π
π” hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado del plano
que contiene a los núcleos de los átomos. Los enlaces “π
π” más conocidos se
producen a partir de orbitales atómicos “p”.
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Los orbitales que no se solapan permanecen inalterados como cuando el átomo
estaba sin enlazar. Los e– implicados en el enlace se mueven no sólo por sus orbitales
sino también por las zonas de solapamiento.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
Propuesta por Pauling como modificación a la TEV, para explicar las discrepancias
observadas entre los cálculos teóricos y los experimentales en la geometría de la
moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos.
Se basa en que orbitales atómicos de distinto tipo de la capa de valencia de un mismo
átomo, pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía
(isoenergéticos), que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima.
Se formarán tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se combinen.
No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación
tenga lugar es necesario que bien se trate de:
• Orbitales atómicos que vayan a formar enlaces “σ”.
• Orbitales atómicos con pares de e– sin compartir.
Por el contrario, no se hibridan:
• Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (π
π).
• Los orbitales atómicos vacíos.
Tipos de hibridación
Los orbitales híbridos se forman por combinación de un orbital “s” y tres, dos o un
orbital “p”. Se nombran indicando cuales son los orbitales atómicos que lo integran y
sus características van a ser intermedias con respecto a esos orbitales atómicos. La
disposición espacial es la misma que la de TRPECV.
Para indicar el nº e– que hay en un orbital híbrido, se escribe este entre paréntesis y el
nº de e– como superíndice fuera del paréntesis.
Los principales tipos de orbitales son:
Hibridación sp3:
Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p” para dar lugar a 4 orbitales híbridos sp3
equivalentes que darán lugar a 4 enlaces simples de tipo “σ
σ” (frontales). Se forman
cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro.
• 4 enlaces sencillos.
Ejemplo: metano
–
Ejemplo: NH3
• 3 enlaces sencillos + 1 par e sin compartir.
• 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir.
Ejemplo: H2O
Hibridación sp2:
Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p” para dar lugar a 3 orbitales híbridos sp2
equivalentes, que formarán enlaces “σ
σ”, más 1 orbital “p” (sin hibridar) que podrá
formar un enlace “π
π” (lateral).
Los tres orbitales están dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero.
• 3 enlaces sencillos.
Ejemplo: BF3
• 1 enlace doble y 2 sencillos.
Ejemplo: eteno
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Hibridación sp:
Se hibridan un orbital “s” y un orbitales “p”. Se forman dos orbitales que
forman entre sí un ángulo de 180º.
• 2 enlaces sencillos.
Ejemplo: BeF2
• 2 enlaces dobles.
Ejemplo: CO2
• 1 enlace triple y 1 sencillo.
Ejemplo: etino
Orbital “sp”
Si el átomo central pertenece al tercer periodo o posterior, puede utilizar orbitales “d”,
es el caso del P en el PCl5 que forma híbridos (sp3d) o el S en el SF6 que formará
(sp3d2)
CH2-CH2 Eteno
CH3-CH3 Etino
Enlace covalente múltiple
Orbitales atómicos
Orb s
Orbitales p
Orb s
Orbitales p
Orb s
Orbital p
Orb. Híbridos
Orb. sp
Ejemplos
3
Orb. sp
H2O
2
C2H4
Orb. sp
BeF2
El benceno (C6H6)
Nube “π” común
Cada
carbono
presenta
hibridación sp2 formando un
doble enlace, por lo que la
estructura es de un hexágono.
Esqueleto “σ”
Hibridación sp del benceno, Nube electrónica
π”..
18“π
2
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El hecho de que todas las distancias C–C sean iguales sugiere que se trata de una
estructura plana resonante de tres dobles enlaces alternados.
A cada átomo de carbono le queda un e– en un orbital “p” sin hibridar con el que forma
una nube electrónica por encima y por debajo del plano de los átomos en un
solapamiento cíclico.
En el benceno y es sus derivados los átomos de carbono e hidrógeno suelen omitirse
por lo que normalmente suele representarse como:
↔
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Sólidos covalentes:
Sustancias sólidas formadas por un número indeterminado de átomos unidos
mediante enlace covalente. Los más comunes son: el diamante, el grafito y la sílice
(SiO2). Todos los átomos del cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo
considerar éste como una molécula gigantesca.
Dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes tienen:
• Gran dureza, para rayarlos hay que romper enlaces.
• Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a
temperatura ambiente.
• Son insolubles en todo tipo de disolvente.
• Son malos conductores pues no tienen electrones libres.
Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructuras por
capas, lo que le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e– a un
macroenlace muy deslocalizado es también conductor.
Estructura del diamante
Sustancias moleculares:
Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos
polares sean las moléculas. Son gases (CO2, O2, H2), líquidos (H2O, Br2) o sólidos (I2,
naftaleno):
• Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a
temperatura ambiente, pueden ser sólidos o líquidos, según el tipo de fuerzas
intermoleculares que presenten. En cualquier caso menores que compuestos
iónicos o metálicos. Aumentaran al hacerlo su masa molar, en las
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moléculas polares los puntos de fusión y ebullición son más altos cuanto
mayor sea su polaridad (las fuerzas intermoleculares serán más apreciables)
• Son blandos y elásticos, solo se alteran las fuerzas intermoleculares.
• Solubles en disolventes con polaridad similar:
- Las sustancias polares (alcoholes) son solubles en disolventes
polares (el agua), que las estabilizan por fuerzas de atracción
dipolo-dipolo.
Las apolares (como las grasas) lo son en disolventes apolares
(como la gasolina) que estabilizan las moléculas con fuerzas de
Van der Waals
• Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula
polares poseen parcial conductibilidad.
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES. (O.M.)
Justifica la formación del enlace entre dos átomos porque sus orbitales atómicos (OA)
de valencia se combinan para formar un orbital molecular (OM) enlazante, que hace
que aumente la densidad electrónica entre los núcleos y un orbital molecular (OM)
antienlazante, que provoca que disminuya esa densidad electrónica.
• Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas
espaciales.
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de
los que proceden y por tanto serían más estables (orbitales enlazantes).
• La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que
proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes).
ENLACE METÁLICO
Es el que se establece entre átomos metálicos. Normalmente, las sustancias metálicas
están formadas por un solo elemento, aunque en
ocasiones pueden combinarse, como ocurre en las
aleaciones.
Se caracterizan por presentar un grado de
empaquetamiento elevado. Es un enlace bastante fuerte.
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en
su última capa y no forman enlaces covalentes ya que
compartiendo electrones no pueden adquirir la estructura
de gas noble.
Forman un enlace metálico, con el que consiguen la
estabilidad compartiendo los electrones de valencia de Modelo de mar de electrones
manera colectiva, formando una nube electrónica que
rodea a todo el conjunto de iones positivos y que se comportan como si perteneciesen
a todo el conjunto. Están empaquetados ordenadamente, formando una estructura
cristalina de alto índice de coordinación.
Existen dos modelos que lo explican:
Modelo del 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. Esto explicaría su facilidad para
desplazarse, justificando su conductividad.
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La estructura del metal podría explicarse 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, sus
orbitales atómicos de la capa de valencia se combinan para formar tantos orbitales
moleculares como orbitales atómicos había.
Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos
bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía, una de menor
energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la
otra de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción).
En los metales ambas bandas están a muy próximas en energía de manera que se
necesita una cantidad de energía muy pequeña para excitar un electrón y enviarlo
desde la banda de valencia (enlazante) a la de conducción (antienlazante) por donde
circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Todos los metales en
general son conductores.
Si la diferencia de energía entre ambas bandas es mayor tendremos los
semiconductores. El semiconductor puede transportar corriente si se aporta la
energía relativamente pequeña que se requiere para excitar a los electrones desde la
banda de valencia (la ocupada, que es la inferior) a la banda de conducción (la vacía,
que es la superior).
La energía suministrada puede ser mediante campos eléctricos, aumento de presión,
añadiendo impurezas que aporten electrones cuya energía sea intermedia. El
germanio y el silicio son semiconductores.
En los elementos aislantes, la diferencia de energía entre las bandas de valencia y
conducción es muy grande, de modo que los electrones no pueden saltar de una a
otra, y estos elementos no conducen la corriente eléctrica. Son aislantes las
substancias de estructura no metálica como el carbono en el diamante.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS
• Son dúctiles (estirar en hilos) y
maleables
(formar
láminas)
debido a que no existen enlaces
con una dirección determinada.
Si se distorsiona la estructura los
vuelven
a
estabilizarla
e–
presión
Maleabilidad de un metal.
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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 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. Si se aumenta la temperatura del conductor, vibran más
los núcleos de los átomos, chocando con los e– en continuo movimiento, por
lo que se incrementa el rozamiento y por tanto disminuye la conductividad.
• Conducen el calor debido a la su estructura compacta que hace que las
vibraciones se transmitan con facilidad.
• Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la
estructura de la red. La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico.
•
ENLACES INTERMOLECULARES
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de
las sustancias. En general son mucho más débiles que los enlaces entre átomos y no
se consideran propiamente enlaces sino sólo fuerzas de atracción. Según su fuerza se
clasifican en:
• Enlace o puente de Hidrógeno.
• Fuerzas de Van der Waals.
Enlace de Hidrógeno.
Es la más fuerte de las fuerzas intermoleculares (entre 10 y 40 kJ/mol). Se da entre
moléculas que contienen átomos de H unidos a otros muy electronegativos y de
pequeño tamaño como son los átomos de F, O y N.
En estos casos, sobre el elemento unido al H aparece una densidad de carga negativa
-
+
(δ ) y sobre el H una densidad de carga positiva (δ ), lo que posibilita que las
moléculas puedan unirse entre sí por atracciones electrostáticas.
Es el responsable de los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos de las
sustancias que los contienen como, por ejemplo, el H2O, HF y el NH3 y de su estado
físico a temperatura ambiente.
Una molécula puede formar más de un enlace de hidrógeno
Enlace de hidrógeno
Estructura del hielo
(puentes de hidrógeno)
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Los enlaces de hidrógeno pueden darse entre tomos de la misma molécula y mantener
una estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.
Fuerzas de Van der Waals
Son fuerzas más débiles, de tipo electrostático, que pueden darse entre moléculas
polares o apolares:
• Dipolo-dipolo: se establece entre
moléculas polares.
Pueden hacer que las sustancias tengan
puntos de fusión superiores al que tendrían
moléculas apolares de la misma masa
molecular.
Ej: El HCl > punto de ebullición que F2
• Ión-dipolo: Entre compuestos iónicos
y moléculas polares.
Atracción dipolo-dipolo
Responsables de la disolución de los
compuestos iónicos en agua. Los iones
positivos se rodean de los polos negativos del dipolo y viceversa. Energía de
solvatación es la correspondiente al sistema formado por el ion y las
moléculas de disolvente que lo rodean. Si la energía de solvatación es mayor
que la energía de red, el compuesto iónico se disolverá.
Ej: disolución de NaCl en H2O
• Dipolo-dipolo inducido: entre una sustancia polar y una apolar.
Para inducir un dipolo en una sustancia apolar, es preciso que su tamaño sea
lo suficientemente grande como para que los iones se agrupen en una parte
de la molécula.
Ej: el Cl2 al disolverse en HCl
• Ión-dipolo inducido: el dipolo lo induce un ión en una sustancia apolar.
Ej: La interacción entre el I- y el I2
• Dipolos instantáneos: entre moléculas apolares. También se llaman
fuerzas de dispersión o de London y existen en todas las moléculas.
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. Estos dipolos no perduran y las fuerzas de
enlaces son muy débiles y se rompen con una pequeña elevación de la
temperatura
Aumentan con la masa molar de las moléculas y son mayores en las de
forma alargada, ya que permiten un mayor nº de contactos con las
moléculas vecinas.
Fuerzas de dispersión
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Enlace Químico
TIPO DE ENLACE
ENERGÍA DE ENLACE (kJ/mol)
FUERZAS INTRAMOLECULARES
Iónico
400 – 4000 → (NaCl, MgO, Na2O..)
Covalente
150 →(H2O, Cl2, CH4 …)
1100 →(diamante, grafito, silicatos)
Metálico
700 – 1000 → (Fe, Au, Ag…)
FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas de van der Waals
• Dipolo - dipolo
• Ipn - dipolo
• Dipolo- dipolo inducido
• Ion – dipolo inducido
• Dipolo inducido - dipolo inducido (fuerza
de London)
Enlaces de hidrógeno
• O – H ·····O
• O – H ·····N
• N – H ·····O
• F – H ·····F
5 – 25 → (HCl, moléculas polares,..)
+
-
40 – 600 → (Na y H2O, Cl y H2O)
2 – 10 → (HCl y Cl2)
-
3 – 15 → (I y I2)
0,05 – 40 → (Cl2)
10 - 40
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l1/lewis.html
http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html
http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/indice_VSEPR.htm
http://www.educaplus.org/moleculas3d/vsepr.html
Compuestos covalentes moleculares:
http://www.deciencias.net/proyectos/4particulares/quimica/compuestos/covalentes.htm
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/compuestos/covalentes.htm
Compuestos covalentes moleculares
http://www.deciencias.net/proyectos/4particulares/quimica/compuestos/ionicos.htm
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/compuestos/ionicos.htm
El enlace iónico
http://www.educaplus.org/index.php?option=com_content&task=view&id=148&Itemid
=1
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/flashfiles/reaction
/bonding1.html
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Enlace Químico
Geometría molecular
http://colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/applets/repulsionparelctronico/vsepr.s
wf
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9Animations/VSEPR/Tetrahedron.html
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9Animations/VSEPR/C2H2.html
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9Animations/VSEPR/C2H4.html
http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter9-Bonding_and_Geometry/Chapter9Animations/VSEPR/SF6.html
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