Química tema 3 - Universidad Miguel Hernández

Curso 2011/12
QUÍMICA
CURSO PAU25
Tema 3. Enlace Químico
Índice
-
Tipos de enlace
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Objetivos específicos
-
Que el alumno conozca los principales tipos de enlaces químicos
Que el alumno pueda determinar el tipo de enlace presente en una
sustancia
Que el alumno sea capaz de predecir la geometría de moléculas
covalentes sencillas
Resumen del tema 3
Tipos de Enlace
La materia está formada por agrupamientos de átomos. Cuando estas
agrupaciones carecen de carga eléctrica se denominan moléculas, y cuando
presentan carga reciben el nombre de iones. El enlace químico es la unión
entre átomos, iones o moléculas.
Existen varios tipos de enlace entre átomos, y que se forme un tipo u
otro depende de la configuración electrónica de su nivel más externo,
conocido como nivel o capa de valencia. En general, mediante el enlace los
elementos representativos tienden a alcanzar la estructura del gas noble
más cercano (s2p6).
La formación espontánea de un enlace indica que la molécula originada
es un estado de menor contenido energético que los átomos aislados, y es
consecuencia de la tendencia de dichos átomos a alcanzar la configuración
electrónica más estable posible.
El enlace iónico surge cuando se unen un átomo de la parte izquierda
de la tabla periódica (elementos con baja energía de ionización y, por tanto,
con tendencia a formar cationes) con un elemento de la parte derecha
(elementos con alta afinidad electrónica y, por tanto, con tendencia a
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formar aniones). En este caso se produce la cesión de electrones del metal
al no metal originándose los iones correspondientes, que se atraen
mutuamente debido a que poseen cargas opuestas.
El enlace covalente se origina al unirse dos átomos de la parte
derecha de la tabla periódica (elementos con alta afinidad electrónica y con
alta energía de ionización). Como ninguno tiene tendencia a ceder electrones
y formar un catión, lo que hacen es compartir electrones entre ambos; de
esta manera ninguno pierde electrones, ninguno los gana, pero ambos
alcanzan la configuración de gas noble.
Cuando se unen metales entre sí, elementos de las zonas izquierda y
central de la tabla periódica (elementos con baja energía de ionización y con
baja afinidad electrónica), también se produce la compartición de
electrones, pero de una manera peculiar que da origen a un tercer tipo de
enlace, el enlace metálico.
Enlace Iónico
Cuando se encuentran dos átomos de electronegatividad muy
diferente, esto es, un átomo muy electronegativo (no metálico) y otro muy
electropositivo (metálico), se produce la transferencia de uno o varios
electrones del elemento menos electronegativo al más electronegativo,
transformándose el primero en un catión y el segundo en un anión, que se
unen por atracción electrostática.
Na: 1s2 2s2p6 3s1
Na+: 1s2 2s2p6
Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5
Cl-: 1s2 2s2p6 3s2p6
Puede observarse que ambos iones presentan la estructura del gas noble
más cercano.
Cl
Na
+
Na
Cl
-
Cl
Na
+
Na
Cl
-
Una manera sencilla de dibujar el proceso de enlace consiste en
representar cada átomo por su símbolo químico, rodeando éste con tantos
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puntos como electrones haya en la capa de valencia “agrupados por
orbitales”.
En los sólidos formados mediante enlace iónico, conocidos como
sólidos iónicos, no existen verdaderas moléculas, sino estructuras
tridimensionales teóricamente infinitas, donde cada ión está rodeado por
iones de signo contrario y ejerce una atracción en todas las direcciones del
espacio. La fórmula NaCl no representa a una molécula, sino que indica la
estequiometría del compuesto.
El número de iones que rodea a cada ión de signo contrario se llama
número o índice de coordinación, nc.
Enlace Covalente
Los no metales se unen entre sí mediante enlace covalente. Éste
implica que dichos átomos comparten uno o más pares de electrones,
alcanzando así la estructura del gas noble más cercano (con alguna
excepción, como determinados compuestos de boro). A diferencia de lo que
ocurre en el enlace iónico, en el enlace covalente se forman verdaderas
moléculas, aunque también existen compuestos formados por uniones
covalentes tridimensionales de átomos, como en el caso del carbono C
(diamante) o del SiO2.
La descripción más sencilla del enlace covalente se realiza mediante
las representaciones o estructuras de Lewis. En éstas, cada átomo enlazado
se representa mediante su símbolo químico, y se disponen a su alrededor los
electrones de su capa de valencia agrupados por orbitales, procurando
mantener el máximo número de electrones solitarios; los átomos enlazados
compartirán tantos electrones como sean necesarios para alcanzar la
estructura de gas noble (8 electrones a su alrededor, excepto para el
hidrógeno que necesita 2). Cada par de electrones compartido se sitúa en la
zona intermedia entre ambos átomos, y representa un enlace covalente.
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F
F
F
F
F F
F
F
F
F
F F
La representación se puede simplificar eliminando los pares
electrónicos que no intervienen en el enlace, y sustituyendo los pares de
electrones de enlace por rayas (enlaces) que unen a los átomos en cuestión.
Sin embargo, hay que tener en cuenta que para poder describir el enlace en
una molécula es necesario dibujar primero su estructura de Lewis, antes de
emplear la fórmula simplificada, puesto que pueden existir enlaces múltiples
(enlaces dobles y enlaces triples). Esto último ocurre porque, en algunos
casos, los átomos han de compartir más de un par de electrones para lograr
la configuración de gas noble.
N
N
N
N
N N
Para moléculas con más de dos átomos,
electronegativo es, a menudo, el átomo central.
H
N
H
el
átomo
menos
+
H N H
H
H
H
H N H
H
H N H
H
H
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Existen casos en los que un átomo aporta el par electrónico de enlace,
formándose un enlace covalente coordinado.
La geometría de las moléculas puede justificarse mediante el modelo
de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV).
Según este modelo, los pares electrónicos de la capa de valencia del átomo
central (tanto pares de enlace como pares solitarios) tenderán a estar lo
más alejado posible entre sí. Una vez conocida la disposición de todos los
pares electrónicos, la forma de la molécula depende de la situación de sus
átomos, sin tener en cuenta la ubicación de los pares de electrones
solitarios que pudiera haber.
número de pares
de electrones
disposición de los pares de electrones
3
plana trigonal
4
tetraédrica
BF3
CH4, NH3, H2O
Enlace Metálico
Los metales se unen entre sí compartiendo electrones. Sin embargo, a
diferencia de lo que ocurre en el enlace covalente, los electrones son
compartidos por un número elevado de átomos. De hecho, este enlace se
puede representar mediante el modelo de nube electrónica o mar de
electrones, según el cual los átomos pierden el control sobre uno o varios
electrones, transformándose en cationes dispuestos en una estructura
tridimensional, y los electrones compartidos se mueven libremente por toda
la estructura, actuando como cohesionadores del conjunto. Este tipo de
enlace es consecuencia de las bajas energías de ionización de los metales,
con la consiguiente facilidad para desprenderse de los electrones y formar
cationes.
Como en el caso de los sólidos iónicos, en los sólidos metálicos
tampoco existen verdaderas moléculas, sino estructuras tridimensionales de
cationes, teóricamente infinitas, envueltas en una nube de electrones
deslocalizados.
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Problemas resueltos del tema 3
- Predecir la geometría molecular del oxígeno (O2). Datos: Z (O) = 8
Primero hay que determinar la configuración electrónica del átomo de
oxígeno
O (Z = 8): 1s2 2s2p4
luego en la capa de valencia tiene 6 electrones. Para adquirir la
configuración del gas noble más próximo (1s2 2s2p6) necesitará 2 electrones,
que puede obtener compartiéndolos con el otro átomo de oxígeno
O
O
O
O
Como la molécula sólo tiene dos átomos, su geometría es lineal. Lo mismo
ocurre con las moléculas F2 y N2 estudiadas previamente.
- Predecir la geometría molecular del agua (H2O). Datos: Z (H) = 1, Z (O) = 8
Primero hay que determinar las configuraciones electrónicas de
ambos átomos
H (Z = 1): 1s1
O (Z = 8): 1s2 2s2p4
H
O
H
H O H
Alrededor del átomo de oxígeno (átomo central) hay 4 pares de
electrones, luego estarán colocados en una disposición tetraédrica. La
geometría de la molécula (disposición de los átomos H-O-H) será angular.
H
H
O
O
H
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H
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- Predecir la geometría molecular del amoníaco (NH3). Datos: Z (H) = 1, Z
(N) = 7
Primero hay que determinar las configuraciones electrónicas de
ambos átomos
H (Z = 1): 1s1
N (Z = 7): 1s2 2s2p3
H
N
H
H
H N H
H
Alrededor del átomo de nitrógeno (átomo central) hay 4 pares de
electrones, luego estarán colocados en una disposición tetraédrica. La
geometría de la molécula (disposición de los átomos de nitrógeno e
hidrógeno) será piramidal trigonal.
N
H
H
H
N
H
H
H
- Predecir la geometría molecular del ión amonio (NH4+). Datos: Z (H) = 1, Z
(N) = 7
Primero hay que determinar las configuraciones electrónicas de los
átomos involucrados
H (Z = 1): 1s1
N (Z = 7): 1s2 2s2p3
H N H
H
+
H
H
H N H
H
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Alrededor del átomo de nitrógeno (átomo central) hay 4 pares de
electrones, luego estarán colocados en una disposición tetraédrica. La
geometría de la molécula (disposición de los átomos de nitrógeno e
hidrógeno) será tetraédrica.
H
H
N
H
H
N
H
H
H
H
- Predecir la geometría molecular del ión tetrafluorborato (BF4-), que se
obtiene por reacción del trifluoruro de boro (BF3) con fluoruro (F-). Datos:
Z (B) = 5, Z (F) = 9
Primero hay que determinar las configuraciones electrónicas de los
átomos correspondientes
B (Z = 5): 1s2 2s2p1
F (Z = 9): 1s2 2s2p5
F
B
F
F
F
-
F
F B F
F
F B F
F
F B F
F
Alrededor del átomo de boro del BF3 (átomo central) hay 3 pares de
electrones, luego estarán colocados en una disposición trigonal plana, y la
geometría de la molécula (disposición de los átomos de boro y flúor) será
igualmente trigonal plana. En cambio, en el BF4- hay 4 pares de electrones
alrededor del boro, que estarán colocados en una disposición tetraédrica,
siendo la geometría de la molécula también tetraédrica.
F
F
B
F
F
B
F
F
F
Obsérvese, que alrededor del átomo de boro en el BF3 sólo hay 6
electrones, luego este átomo no ha alcanzado en la molécula la configuración
electrónica del gas noble más cercano.
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Problemas del tema 3
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
metano (CH4). Datos: Z (H) = 1, Z (C) = 6
Solución: tetraédrica
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
sulfuro de hidrógeno (H2S). Datos: Z (H) = 1, Z (S) = 16
Solución: angular
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular de la
fosfina (PH3). Datos: Z (H) = 1, Z (P) = 15
Solución: piramidal trigonal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del ión
H3O+. Datos: Z (H) = 1, Z (O) = 8
Solución: piramidal trigonal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del cloro
(Cl2). Datos: Z (Cl) = 17
Solución: lineal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
fluorometano (FCH3). Datos: Z (H) = 1, Z (C) = 6, Z (F) = 9
Solución: tetraédrica
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
yoduro de hidrógeno (HI). Datos: Z (H) = 1, Z (I) = 53
Solución: lineal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
tribromuro de fósforo (PBr3). Datos: Z (P) = 15, Z (Br) = 35
Solución: piramidal trigonal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
fluoruro de oxígeno (OF2). Datos: Z (O) = 8, Z (F) = 9
Solución: angular
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- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
freón-12 (CCl2F2). Datos: Z (C) = 6, Z (F) = 9, Z (Cl) = 17
Solución: tetraédrica
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
tricloruro de nitrógeno (NCl3). Datos: Z (N) = 7, Z (Cl) = 17
Solución: piramidal trigonal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del óxido
de cloro (Cl2O). Datos: Z (O) = 8, Z (Cl) = 17
Solución: angular
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
triyoduro de boro (BI3). Datos: Z (B) = 5, Z (I) = 53
Solución: trigonal plana
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
fluoruro de hidrógeno (HF). Datos: Z (H) = 1, Z (F) = 9
Solución: lineal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del anión
hidróxido (OH-). Datos: Z (H) = 1, Z (O) = 8
Solución: lineal
- Dibujar la estructura de Lewis y predecir la geometría molecular del
cloruro de azufre (SCl2). Datos: Z (S) = 16, Z (Cl) = 17
Solución: angular
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