TEMA 3. ENLACE QUÍMICO Las especies químicas

TEMA 3. ENLACE QUÍMICO
Las especies químicas (átomos, moléculas, iones..) se unen para formar otras
especies químicas con menor contenido energético, es decir más estables.
Para explicar el enlace químico, Lewis propuso en 1916, algunas ideas
básicas:
1.- Los electrones del nivel más externo (capa de valencia) son los que
intervienen fundamentalmente en el enlace químico.
2.- Estos electrones unas veces se transfieren de un átomo a otro
(enlace iónico) y otras se comparten (enlace covalente) para adquirir una
estructura de gas noble con 8 electrones en el último nivel (octeto), aunque
existen excepciones a esta regla.
3.- Los elementos de transición difícilmente alcanzan la estructura de
gas noble y se limitan a otras configuraciones estables (orbitales d llenos o
semillenos).
ENLACE IÓNICO
Este tipo de enlace se da entre elementos de muy distinta electronegatividad y
consiste en una transferencia de electrones desde el elemento más
electropositivo al más electronegativo, formándose iones de diferente signo que
se atraen por fuerzas eléctricas.
Se llama valencia iónica o electrovalencia al nº de electrones que gana o pierde
un átomo de ese elemento para formar un compuesto iónico. Así, la
electrovalencia del Mg al formar el óxido correspondiente MgO es 2+ y la del
oxígeno es 2-.
Mg – 2e- → Mg2+
O + 2e- → O2-
Los compuestos iónicos no están formados por moléculas aisladas. Cada ion
está rodeado de un nº determinado de iones de signo opuesto, llamado índice
de coordinación, formando una estructura de red con geometrías diferentes:
cúbica, hexagonal…
La formación de redes cristalinas iónicas es un proceso exotérmico (estable).
Se llama Energía Reticular o de Red (U R ) a la energía que se desprende en la
formación de 1 mol de compuesto iónico a partir de 1 mol de iones de distinto
signo, en estado gaseoso.
Cl- (g) + Na+ (g) → NaCl (s) - UR
Uno de los métodos para calcularla es el ciclo de Born-Haber (basado en la ley
de Hess que nos dice que la variación de energía que tiene lugar en una
reacc. química es la misma tanto si la reacción se da en una sola etapa o en
varias).
ENLACE COVALENTE. GEOMETRÍA MOLECULAR
Existen algunas excepciones a la teoría de Lewis:
- Octeto incompleto (elementos del grupo 13 B, Al… se rodean de 6 e - ,
como BF3, AlCl3 ), SnCl2, NO2, NO……..
- Octeto ampliado (elementos como S, P..se rodean de más de 8 e - ,
como SF6, PCl5, SO42-),…
Las estructuras de Lewis presentan los símbolos de los elementos químicos y
una serie de puntos que significan los electrones de valencia, los electrones
que se comparten o los que quedan libres.
Cuando pueden escribirse 2 ó más estructuras de Lewis aceptables se dice
que existe resonancia y la estructura verdadera es un híbrido de resonancia de
las posibles estructuras aceptables (todas ellas con el mismo esqueleto). A
cada una de las formas se le llama “forma canónica”.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE
VALENCIA (TRPECV)
La teoría de Lewis no dice nada sobre la geometría de las moléculas. Para
predecir la geometría utilizamos la Teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia (TRPECV) : “Una molécula adopta la
geometría de mínima repulsión entre los electrones de la capa de valencia,
siendo la repulsión máxima entre pares de electrones libres y mínima entre
pares de electrones enlazados”.
Según el número de pares de electrones alrededor del átomo central (un
enlace doble o triple se cuenta como un único par), se establece una geometría
(lineal para dos pares de e-, triangular para 3 pares, tetraédrica para 4 pares,
bipirámide-triangular para 5 pares…) que luego se ve modificada por las
posibles repulsiones de los pares de electrones libres, hasta llegar a la
geometría de la molécula.
Tipo de
molécula
Átomo
(A)
AX2
Sin par de e libres Lineal
AX2 E
1 par de e libres
Angular
AX2 E2
2 par de e libres
Angular
AX3
Sin
par de e Triangular plana
libres
AX3E
1 par de e libres
AX4
AX4E
Central Geometría de la
molécula
Ejemplos
BeCl2 ,
BeH2 ,
CO2, CS2,
SO2 , SnCl2 , (NO2
)H2O, OF2 , H2S,
SCl2,
ClO2BF3, SO3, NO3-,
CO32-
Pirámide
triangular
base NH3,
PCl3,
H3O+, SO32-,
ClO3Sin par de e libres Tetraédrica
CH4, SiF4, NH4+
,CCl4, SO421 par de e libres
Bipirámide
SF4
triangular
Como se observa en el cuadro, la geometría de los pares de electrones y la
geometría molecular sólo coinciden cuando todos los grupos de electrones son
enlazantes (no hay pares de e- libres) y las moléculas son del tipo AXn.
Si existen electrones libres, la geometría electrónica y la molecular no
coinciden: moléculas tipo AXnEm .
TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (T.E.V)
La aplicación de la mecánica cuántica al estudio de los enlaces está basada en
la interacción entre orbitales atómicos. Así, según la Teoría de enlace de
valencia (T.E.V), para que se origine un enlace covalente se ha de dar un
solapamiento entre los orbitales atómicos con electrones desapareados de los
correspondientes átomos. Hay dos tipos de solapamiento, uno frontal (entre
orbitales s, entre orbitales s y p, entre orbitales p con solapamiento frontal) que
origina enlaces (enlaces covalentes sencillo) y otro lateral (entre orbitales p
paralelos) que origina enlaces (enlaces covalentes múltiples).
Se llama covalencia (valencia covalente) de un elemento, al nº de enlaces
covalentes que puede formar un átomo de dicho elemento y es por tanto igual
al nº de electrones desapareados de que dispone o puede disponer.
En caso de que no haya los suficientes electrones desapareados para justificar
el nº de enlaces se da una “ promoción electrónica” en el átomo central: los
electrones que están apareados en la capa de valencia pasan a ocupar
orbitales de mayor energía y así se consigue el nº de electrones desapareados
necesarios para formar el nº de enlaces correspondientes. A continuación se
recombinan entre sí los orbitales atómicos del átomo central originando unos
orbitales híbridos de igual energía entre sí, de mayor tamaño que los orbitales
atómicos y que se situarán en el espacio de manera que la repulsión sea
mínima.
Existen varias hibridaciones posibles, pero las más frecuentes son las llamadas
hibridaciones sp, sp2 y sp3.
Compuestos covalentes
Hay dos tipos:
1.- Moléculas covalentes que pueden ser de dos clases:
a.- Moléculas polares (con enlaces polares): H 2O , NH3, SO2, CHCl3
……..
b.- Moléculas apolares, bien porque sus enlaces covalentes sean
apolares (O2, Cl2,......), o bien porque a pesar de tener enlaces polares resulte
un momento dipolar total nulo debido a la geometría de la molécula ( CCl 4, CO2
……….)
2.- Redes covalentes: Formadas por átomos unidos por enlace covalente.
Ejemplos: Diamante (C), grafito (C), cuarzo (SiO2).
ENLACE ENTRE MOLÉCULAS (INTERMOLECULARES)
Hay de dos tipos de enlaces: Enlace de Hidrógeno y Fuerzas de Van der
Waals.
Enlace de hidrógeno
Se da entre moléculas polares que contienen un átomo de hidrógeno unido a
un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño (N, O, F). Este tipo de
fuerza intermolecular es la más fuerte de todas las intermoleculares. Esto se
nota en las mayores temperaturas de fusión y ebullición que presentan las
sustancias que contienen este tipo de enlaces intermoleculares ( H 2O, HF, NH3,
alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos, aminas, amidas, ADN….).
Fuerzas de Van der Waals
a.- Fuerzas dipolo permanente- dipolo permanente: aumentan con la
polaridad de la molécula (los pares de electrones de enlace se desplazan hacia
el átomo más electronegativo) y así se justificaría que sus temperaturas de
fusión y ebullición fuesen más elevadas ( H 2S> H2Se>H2Te, ya que la
electronegatividad aumenta a medida que subimos en el grupo. Esto sin
considerar las fuerzas de London que estudiaremos a continuación).
b.- Enlace intermolecular entre moléculas apolares que forman dipolos
instantáneos (fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido). Se les llama también
fuerzas de London o de dispersión y representan desplazamientos globales de
electrones en las moléculas y por ello también se pueden dar en moléculas
polares. Estas fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula (longitud) y con
su masa molecular, debido a que cuanto más grande sea la molécula se
forman más fácilmente los dipolos instantáneos al encontrarse los electrones
más lejos del núcleo. Por ej. El I 2 es sólido frente al Br 2 que es líquido, porque
el yodo al tener mayor masa molecular establece entre sus moléculas unas
fuerzas de London mayores que las que se establecen entre las moléculas de
bromo. El pentano tiene mayor punto de ebullición que el 2,2-dimetilpropano.
Son las fuerzas menos intensas de todas las intermoleculares y existen en
todos los tipos de moléculas. También se dan entre átomos. Por ejemplo en los
gases nobles: el punto de ebullición del Rn es el mayor de todos los gases
nobles. A veces, si la masa molecular es importante predominan sobre las
fuerzas dipolo-dipolo. Por ej. Los puntos de ebullición del HCl<HBr<HI debido a
que las fuerzas de London predominan sobre las fuerzas dipolo-dipolo (el HCl
es más polar).
c.- Fuerzas dipolo-dipolo inducido que se da cuando una molécula polar
se pone en contacto con una molécula apolar e induce en ésta un pequeño
dipolo y así se establece una atracción entre el dipolo permanente y el dipolo
inducido. Es el caso del oxígeno disuelto en el agua.
d.- Fuerzas ion-dipolo donde un ion se ve rodeado de moléculas polares
orientadas según la carga del ion. Es lo que ocurre en la disolución de un cristal
iónico.