EL ENLACE QUÍMICO - IES Ribera del Tajo

Química 2º bachillerato
el enlace
EL ENLACE QUÍMICO
1. - Enlace químico. Tipos.
2. - Enlace iónico.
2.1. Valencia iónica.
2.2. Cristales iónicos. Índice de coordinación.
2.3. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber.
2.4. Propiedades de los compuestos iónicos
3. - Enlace covalente.
3.1. Teoría de Lewis.
3.2. Parámetros moleculares.
3.3. Resonancia.
3.4 Geometría. MRPEV.
3.5. Teoría del enlace valencia. Covalencia.
3.6. Orbitales atómicos híbridos.
3.7. Polaridad de los enlaces y moléculas.
3.8. Fuerzas intermoleculares.
3.9. Propiedades de los compuestos covalentes.
3.10. Transición entre el enlace iónico y el covalente
4. - Enlace metálico. Propiedades de los metales.
1. – ENLACE QUÍMICO. TIPOS.
A excepción de los gases nobles y de los metales en estado de vapor, los átomos no
se presentan aislados, sino formando agrupaciones estables (moléculas o cristales).
Se llama enlace a la “unión entre átomos, moléculas o iones de uno o varios
elementos”.
La formación de enlaces está motivada por la tendencia de los átomos a adquirir un
estado de máxima estabilidad, de mínima energía; así, los elementos representativos lo
consiguen adquiriendo la configuración de gas noble (8 electrones en la capa de valencia),
mientras que los elementos de transición lo consiguen teniendo los orbitales del subnivel d
llenos o semillenos.
Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formar
tres tipos de enlace:
- Enlace iónico: se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente; según la
escala de Pauling, cuando E.N. (A) – E.N. (B) > 1,7 , ya que requiere la formación de
cationes y aniones, por tanto, tiene lugar entre un metal de los grupos IA y IIA que tienen baja
E.I. y forman fácilmente cationes, y un no metal de los grupos VIA y VIIA que tienen alta
A.E. , con gran tendencia a formar aniones.
También forman este tipo de enlace las sales de metales de baja E.I.. que tienen aniones
poliatómicos voluminosos como NO3- , ClO4- , SO42-, etc.,
- Enlace covalente: se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida,
siendo E.N. (A) – E.N. (B) ≤ 1,7; es decir, entre dos no metales que tienen alta A.E. y ambos
tienen tendencia a ganar electrones.
- Enlace metálico: se forma en elementos de electronegatividad baja, es decir, en los metales,
con baja E.I. y por tanto con gran tendencia a formar cationes.
página
1
Química 2º bachillerato
el enlace
2. – ENLACE IÓNICO
Tiene lugar por la transferencia (cesión-ganancia) de electrones del átomo menos
electronegativo (metal) al átomo más electronegativo (no metal), originándose iones con carga
de signo contrario, cationes y aniones, entre los que se establecen intensas fuerzas atractivas
electrostáticas, cuya intensidad se deduce de la ley de Coulomb:
F = k .
q 1 .q
d2
2
= k .
q c .q a
( rc + ra ) 2
Donde qc y qa , rc y ra son, respectivamente, las cargas y los radios de los iones y k
es la cte electrostática de Coulomb, cuyo valor depende del medio en que se encuentren (en el
vacío k = 9. 109 N . m2 / C2)
Ejemplo: NaCl. El sodio es un metal que cede fácilmente un electrón y adquiere configuración
de gas noble (Ne), mientras que el cloro es un no metal que capta el electrón que cede el sodio
y adquiere la configuración del Ar.
[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1 → [Na+] = 1s2 2s2 2p6 = [Ne]
[Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → [Cl -] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar]
2.1. VALENCIA IÓNICA O ELECTROVALENCIA
Es “el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ión
estable(al formar un compuesto iónico)”.
En el NaCl la valencia iónica del Na es +1 y la del Cl es –1.
En el CaF2 la valencia iónica del Ca es +2 y la del F es –1.
En general: Para los metales la v.i. = valencia estudiada (+) en cursos anteriores
Para los no metales la v.i. = valencia negativa “ “
“
2.2. CRISTALES IÓNICOS
Al formarse el enlace iónico no surgen moléculas sino redes tridimensionales o
cristales; así, el cloruro de sodio no está formado por moléculas de NaCl ni de Na+Cl -, sino
que cada ión se rodea del máximo número posible de iones con carga de signo contrario,
originando una red cristalina, eléctricamente neutra. En este caso, la red formada es la cúbica
centrada en las caras, dando lugar tanto los iones Cl – y Na+ a una red cúbica centrada en las
caras, desplazadas una de la otra media arista. En conjunto podemos suponer que la celdilla
unidad, que es la porción más pequeña de cristal que posee todos los elementos de simetría,
está formada por los iones Cl – que están ocupando los vértices y el centro de las caras de un
cubo, mientras que los iones Na+ ocupan el centro de las aristas y el centro del cubo, aunque
podíamos haber supuesto lo contrario. También se puede considerar que la celda unidad es un
cubo grande dividido en ocho cubos pequeños, estando los iones Cl– y Na+ ocupando los
vértices de estos cubos pequeños, de forma alternativa.
En un cristal iónico se llama índice o número de coordinación al “número de iones de
un signo que rodean a un ión de signo contrario a la menor distancia”.
página
2
Química 2º bachillerato
el enlace
Cl –
Na +
I.C.( Na+) = I.C. (Cl –) = 6
Este tipo de red lo forman los haluros de los alcalinos y alcalinotérreos, excepto el cesio.
•
El CsCl forma una red cúbica simple o cúbica centrada en el cuerpo, en la que cada ión
del mismo elemento ocupa los vértices de un cubo, mientras que el centro del mismo está
ocupado por un ión de carga opuesta.
I.C. (Cs+) = I.C. (Cl –) = 8
Cl –
F–
Cs+
Ca2+
I.C. (Ca2+) = 8 , I.C. (F –) = 4
•
La red de la fluorita (CaF2 ), está formada por una red cúbica centrada en las caras de los
cationes Ca2+, mientras que los aniones F– están situados en los centros de los cubos
pequeños.
En total hay 7 tipos de redes iónicas; el que se forme un tipo u otro viene determinado por
dos factores: el tamaño relativo de los iones y la relación entre las cargas (fórmula del
compuesto). Cuanto mayor sea el catión (rc / ra), de mayor número de aniones se puede
rodear y tiende a aumentar el I.C., y por otra parte, como los cristales son eléctricamente
neutros, en los compuestos de fórmula 1:1 como NaCl, el I.C. de ambos iones tiene que
ser el mismo, mientras que en los compuestos formados por iones de distinta carga, el I.C.
ya no puede ser el mismo, como en el CaF2.
2.3. - ENERGÍA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER
La energía reticular o energía de red es “ la energía desprendida en la formación de 1
mol de sólido iónico a partir de sus iones aislados (en estado gaseoso)”.
Ejemplo:
Na+(g) + Cl –(g) →
NaCl (s) + Er ;
o bien:
Er
Na+(g) + Cl –(g) → NaCl (s) , Er = - 787 kJ/mol. El signo (-) indica que es E desprendida.
En el proceso contrario, es decir, para romper 1 mol de cristal en sus iones y
llevarlos a una distancia infinita (estado gaseoso) se necesita aportar una cantidad de energía
igual a la desprendida en el proceso de formación (Er). Por tanto, es evidente que a mayor
energía reticular, mayor dureza y más altos puntos de fusión y de ebullición del cristal.
página
3
Química 2º bachillerato
el enlace
La energía reticular se puede calcular teóricamente con la ecuación: Er = − A
q c .q a
rc + ra
siendo A = cte. de Madelung (su valor depende del tipo de red),
qc , qa , rc , ra las cargas y los radios de los iones.
De donde se deduce que a mayor carga y menor tamaño de los iones mayor Er.
La energía reticular se puede calcular experimentalmente de forma directa, pero en la
práctica es difícil, por ello se obtiene de forma indirecta con el ciclo de Born-Haber a partir
de otros calores más fáciles de calcular. Se basa en la ley de Hess que establece que, el calor
de una reacción es el mismo si ésta tiene lugar directamente o en varias etapas.
El ciclo de Born-Haber consiste en separar el proceso global de formación del cristal
iónico a partir de sus elementos en su estado natural en varios procesos, de forma que el calor
de formación es la suma algebraica de los calores (energías) de los procesos intermedios.
Qf
Ejemplo: Formación del NaCl(s) a partir de Cl2(g) y Na(s). 1/2 Cl2(g) + Na(s)
Qf = calor de formación del NaCl
Ed = energía de disociación
1/2 Cl2(g)
+
1/2 Ed > 0
Es = energía de sublimación
Ei = energía de ionización
Na (s)
NaCl(s)
Ea = electroafinidad
Er = energía reticular
1/2 Cl2 (g)
Es > 0
→
+
1/2 Ed
Na(s)
Es
Cl (g)
Cl (g)
Na(g)
Na (g)
Qf < 0
Qf
Ea < 0
Ea
Ei
Ei > 0
Cl –(g)
Na+(g)
Cl –(g)
Na+(g)
Er < 0
Er
NaCl (s)
NaCl (s)
Qf = 1/2 Ed + Ea + Es + Ei + Er
En esta ecuación la energía desprendida < 0
Er = Qf – (1/2 Ed +Ea +Es+Ei)
y la energía absorbida > 0
Ejercicio 1. Haz un diagrama del ciclo de Born-Haber para el CaF2.
página
4
Química 2º bachillerato
el enlace
2.4. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Debido a las intensas fuerzas atractivas electrostáticas que se establecen entre los
cationes y los aniones de la red, los compuestos iónicos:
-
Tienen elevados puntos de fusión y ebullición, ya que se necesita mucha energía (calor)
para debilitar o romper la red, por lo que a temperatura ambiente son sólidos.
-
Son duros, aunque frágiles, quebradizos, ya que al
golpearlos se distorsiona la red, enfrentándose
iones del mismo signo, lo que produce repulsiones
entre ellos y se pueden partir en láminas.
-
Sólo son solubles en disolventes polares, como el
agua, el alcohol, etc. Cada ión atrae al polo de
carga opuesta del disolvente; si esta fuerza es
mayor que las fuerzas atractivas entre los iones de
la red el sólido se disolverá. También se puede
justificar en términos energéticos: La energía
liberada en la unión de los iones con las
moléculas del disolvente se llama energía de
solvatación (hidratación en el caso del agua), que
si es superior a la energía reticular, se consigue
romper los enlaces y el sólido se disuelve,
quedando los iones separados unos de otros y
rodeados de moléculas de disolvente. Los sólidos
más duros no se pueden disolver.
Ej : NaCl(s) + H2O → Na+(aq) + Cl−(aq)
-
En estado sólido no conducen la corriente
eléctrica, ya que los electrones están fijos,
pero sí la conducen si están fundidos o en
disolución, puesto que los iones gozan de
libertad de movimiento y pueden desplazarse
atraídos por la carga contraria de un
generador. Esta conducción no es por
electrones sino por iones y se llama
conducción electrolítica.
ánodo (+)
(-) cátodo
Cl– Na+
Disolución de NaCl en agua
-
Numerosos compuestos iónicos al formarse incorporan moléculas de agua a sus iones de
la red; en este caso se llaman hidratos y se nombran igual que los compuestos anhidros
(sin agua) indicando con un prefijo el número de moléculas de agua y la terminación
hidratado.
Ejemplos:
CuSO4 . 5 H2O sulfato de cobre (II) pentahidratado.
MgCl2 . 6 H2O cloruro de magnesio hexahidratado.
Ejercicio 2. Relaciona la Er con la solubilidad de los sólidos iónicos.
página
5
Química 2º bachillerato
el enlace
3.- ENLACE COVALENTE
Este tipo de enlace se forma entre dos no metales por compartición de electrones,
dando lugar a la formación de moléculas.
Los electrones compartidos (uno o varios pares) se llaman de enlace, enlazantes o
par/pares enlazantes, los cuales, una vez formado el enlace pertenecen a la vez a los dos
átomos que se unen, mientras que los electrones que no participan en el enlace se llaman no
enlazantes o solitarios.
Fig.1
Fig.2
* La formación del enlace covalente se puede ver en un diagrama energético (fig.1): Cuando
existen grandes distancias entre los átomos, no hay interacción entre ellos por lo que la
energía del conjunto se puede tomar nula. A medida que se acercan, experimentan la atracción
de un núcleo sobre la nube electrónica del otro, cada vez mayor, produciéndose una
disminución energética hasta alcanzar un mínimo de energía, que se corresponde con la
situación más estable. Si se siguen acercando más los átomos, las fuerzas repulsivas entre las
nubes electrónicas y entre los núcleos de ambos hace que el conjunto se haga más inestable,
aumentando su energía.
* Si al aproximar dos átomos aumenta la energía del conjunto, éste se hace más inestable por
lo que nunca llegarían a formar enlace (fig.2); es el caso de los gases nobles que se presentan
en forma de moléculas monoatómicas.
•
Hay dos tipos de enlace covalente:
Covalente normal: cada átomo aporta un electrón al enlace.
Ej: H2.
Covalente coordinado o dativo: los dos electrones de enlace son aportados por un
solo átomo.
Ej: H3O+.
Para explicar el enlace covalente han surgido diversas teorías:
página
6
Química 2º bachillerato
el enlace
3.1. TEORÍA DE LEWIS
Esta teoría se basa en la regla del octete electrónico: “Una molécula es estable
cuando los átomos que la forman tienen ocho electrones en la capa de valencia
(configuración de gas noble)”, excepto el hidrógeno que es estable con 2 electrones.
En los diagramas de Lewis, los electrones del último nivel se representan con
puntos, cruces, aspas, etc., o con guiones en el caso de los pares electrónicos, distribuidos
alrededor del símbolo del átomo.
Veamos los diagramas de Lewis para algunas moléculas:
H• +
hidrógeno ( H2 )
• •
: Cl
cloro ( Cl2 )
.
H• × H
×H
××
−
Cl •
−
x
x Cl x
+
××
••
×
••
.O
agua (H2O)
H
amoniaco (NH3)
H× . N
.
••
••
ו
.
o
×
−
Cl
−
..
H–N–H
o
Cl – Cl
×H
o
H– O –H
×H
o
H–N–H
H
ión amonio (NH4+)
H–H
H
H+
+
H
H
+
H–N–H
H
••
•
•
x
x
•
•
•N •
x
x
x
O
oxígeno (O2)
nitrógeno (N2)
••
•
•
××
••
O
O
××
••
××
O
•
•N
N xx
O
××
N
x
x
O
N
N
Los enlaces iónicos también se pueden explicar con la teoría de Lewis.
Ejemplo: CaCl2
• •
: Cl
••
.
××
Ca
• •
: Cl
.
⇒
Cl −
Ca2 + Cl −
••
página
7
Química 2º bachillerato
el enlace
Reglas para las estructuras de Lewis
La representación de las estructuras de Lewis para moléculas sencillas no plantea
dificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos es conveniente seguir las
siguientes reglas:
Se suman los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo presente que si se trata
de un anión además hay que sumar tantos electrones como cargas tenga, y si es un catión se
quitan tantos electrones como cargas.
Se calcula el número de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan la regla
del octeto (el átomo de H sólo debe tener dos electrones).
Se calcula el número de electrones compartidos, restando al número de electrones
necesarios para el octeto los electrones de valencia disponibles.
Se escribe la estructura básica del compuesto, para lo cual se selecciona el átomo central,
generalmente el menos electronegativo y se une con enlaces sencillos a los demás átomos. El
Hidrógeno siempre es terminal y generalmente el Oxígeno, salvo en la unión O – H.
Se forman los posibles enlaces múltiples si el número de electrones que deben compartirse
es mayor que los ya compartidos en la estructura básica.
Se colocan los electrones restantes no compartidos (e de valencia – e compartidos) para
completar el octeto de los átomos. Si se trata de iones, la carga del ión se pone como
superíndice del corchete.
Ejemplos:
1) ClO3- 1 átomo de Cl × 7 e + 3 átomos de O × 6 e + 1 e de la carga negativa = 26 e de valencia
4 átomos × 8 e cada átomo = 32 e necesarios para el octeto
32 – 26 = 6 e compartidos
Estructura básica:
26 – 6 = 20 e no compartidos
O – Cl – O
O
todos los electrones que deben compartirse ya lo están, por lo que se distribuyen el resto de electrones
para completar el octeto:
−
−
−
−
O – Cl – O
O
−
2) HNO3
1 átomo de H × 1 e + 1 átomo de N × 5 e + 3 átomos de O × 6 e = 24 e de valencia
1 átomo de H × 2 e + 4 átomos × 8 e cada átomo = 34 e necesarios para el octeto
34 – 24 = 10 e compartidos
Estructura básica:
24 – 10 = 14 e no compartidos
O–N–O–H
O
se han compartido 8 e, por lo que deben
compartirse otros 2 e , con formación de
un doble enlace en dos posiciones posibles
O –N– O –H
−
−
O =N– O –H
−
−
−
−
−
−
O
O
−
página
8
Química 2º bachillerato
el enlace
Limitaciones de la teoría de Lewis:
Con esta teoría se pueden explicar la mayoría de las moléculas, pero no puede explicar:
la gran estabilidad de moléculas en las que hay átomos que no cumplen la regla del
octete, sino que tienen defecto o exceso de electrones, como NO , BF3, PCl5 , SF6, I3- ..
la geometría de las moléculas, es decir, la disposición espacial de los átomos que
forman las moléculas.
3.2. PARÁMETROS MOLECULARES
A veces, para un compuesto se pueden proponer varias estructuras de Lewis, por lo
que para deducir su estructura correcta hay que recurrir a los siguientes parámetros
moleculares deducidos experimentalmente:
* Longitud de enlace es la distancia internuclear en la que el compuesto es más
estable (mínima energía), es decir, la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por
enlace covalente (ver fig. 1, pag. 6).
* Energía de enlace es la energía desprendida en la formación de un enlace
covalente. (ver fig.1, pag. 6). Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. Para
romper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita, es preciso aportar una
energía igual o superior a la energía de enlace. Esta energía mínima se llama energía de
disociación.
0
Para el hidrógeno (H2), la longitud de enlace es 0,74 A y la energía de enlace 430
kJ/mol. Lógicamente, existe una relación entre la longitud de enlace y la fortaleza del mismo:
a menor longitud de enlace, mayor fortaleza.
* Orden de enlace es el número de enlaces covalentes que se forman entre dos
átomos. Inicialmente Lewis consideró que siempre sería un número entero y menor que 4.
Más adelante veremos que el orden de enlace puede ser también un número fraccionario.
* Ángulo de enlace es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los
núcleos de los átomos.
página
9
Química 2º bachillerato
el enlace
3.3.- RESONANCIA
En muchos compuestos, la representación de las moléculas con una sola estructura de
Lewis es inadecuada, ya que ninguna de las posibles estructuras representa al compuesto y sus
propiedades en su totalidad. Estos casos se justifican con el concepto de resonancia, según el
cual, la estructura correcta es intermedia entre todas las posibles.
Así, para el ozono, O3, hay dos fórmulas de Lewis equivalentes que cumplen la regla
del octeto:
Ninguna por separado es válida, ya que el ozono tiene dos enlaces idénticos, con
carácter intermedio (longitud y energía de enlace) entre el simple y el doble. La fórmula
correcta es una mezcla, combinación o hibridación de ambas, que se denomina híbrido de
resonancia.
Cada fórmula resonante se suele representar entre corchetes:
La resonancia no es una oscilación entre una estructura y otra. En todo momento, la
estructura correcta es una combinación de las dos.
Otro ejemplo conocido de híbrido de resonancia es el ión nitrato, NO3-
Cuando hay resonancia, el orden de enlace es el promedio del valor que tiene en las
fórmulas resonantes. Así, en el O3 el orden de enlace O – O es 3/2, es decir, el promedio entre
1 (que tiene en una estructura) y 2 (que tiene en la otra). En el ión nitrato NO3-, el orden de
enlace N – O será: (2 + 1+ 1) /3 = 4/3
Como acabamos de ver, el concepto de resonancia introduce en la teoría de Lewis la
posibilidad de que los órdenes de enlace sean fraccionarios.
Experimentalmente se comprueba que el calor de formación de los compuestos con
estructuras resonantes es mayor que el de los compuestos representados por una estructura
única, es decir, son más estables. La causa es, por tanto, que la deslocalización de los
electrones estabiliza las moléculas de los compuestos, fortaleciendo sus enlaces. El exceso de
energía de enlace o energía estabilizadora se denomina energía de resonancia.
Ejercicio 3. Escribe las estructuras resonantes y obtén el orden de enlace en las especies:
SO2, C6H6 y NO2-
página
10
Química 2º bachillerato
el enlace
3.4. GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS. MÉTODO DE REPULSIÓN ENTRE
LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (MRPEV):
Este método, basado en la teoría de Lewis, considera que la geometría de las
moléculas está determinada por la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
del átomo central:
“ Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) de la capa de valencia
del átomo central se disponen en el espacio de forma que queden lo más alejados posible
unos de otros, para que la repulsión sea mínima”.
Para deducir la geometría se forman las estructuras de Lewis y se aplica la regla:
Nº de pares
de electr. del
átomo central
Disposición de los pares de electrones
(Geometría)
Ángulo
de enlace
teórico
Ejemplo
2
Lineal
180º
Be Cl2
3
Triangular plana
120º
BF3
4
Tetraédrica
109,5º
CH4
5
PCl5
Bipirámide trigonal
6
90º y 120º
Octaédrica
90º
SF6
Ejemplos:
Be Cl2
Cl
x
. Be .
x
Cl
nº de pares de e- del Be = 2
⇒ molécula Lineal
⇒
F
BF3
x
x
.
B
•
.
α = 180º
F
nº de pares de e- del B = 3
⇒ Triangular plana
x
F
⇒
α = 120º
página
11
Química 2º bachillerato
CH4
el enlace
H
nº de pares de e- del C = 4
⇒
Tetraédrica
⇒
α = 109,5º
C
H
H
H
•
Si el átomo central tiene pares no compartidos, la disposición de los pares de electrones
se deduce de forma semejante, pero la geometría de la molécula no resulta la misma, y
además se modifican los ángulos teóricos de enlace por la mayor repulsión que ejercen
los pares solitarios (no enlazantes) sobre los pares enlazantes. De forma general, la
repulsión entre los pares de electrones sigue el orden: PS – PS > PS – PE > PE – PE
NH3
N
H
H
H
H2O
Cl2O
H
O
Cl
•
nº de pares de e- del O = 4 ⇒ Disposición tetraédrica,
pero dos pares no están compartidos ⇒ Angular
α teórico=109,5º , α real=104,5º
por la repulsión de los pares de electrones solitarios
O
H
nº de pares de e- del N = 4 ⇒ Disposición tetraédrica,
pero un par no está compartido (no unido a H) ⇒
Pirámide trigonal
α teórico=109,5º , α real=106,6º ,
por la repulsión del par de electrones solitario
el O tiene 4 pares de electrones ⇒ disposición tetraédrica,
pero 2 pares son no compartidos y por tanto es Angular
Cl
Si el o los átomos centrales forman enlaces múltiples, a efectos de la disposición espacial
de los pares de electrones se consideran como si fuesen enlaces sencillos:
C2H4
H
H
C=C
H
H
cada átomo de C tiene “3 pares de electrones” ⇒
Triangular plana
C2H2
H–C ≡ C–H
cada átomo de C tiene “2 pares de electrones” ⇒ Lineal
CO2
O=C= O
el átomo de C tiene “2 pares de electrones” ⇒ Lineal
SO2
S
el S tiene “3 pares de electrones” ⇒ disposición trigonal,
pero 1 par es no compartido y por tanto es Angular
O
O
página
12
Química 2º bachillerato
el enlace
3.5.- TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA
Se basa en la idea actual de los orbitales atómicos, y considera que los únicos orbitales que
participan en el enlace son los que tienen electrones desapareados (en la capa de valencia),
mientras que los demás orbitales permanecen inalterados.
* Se llama covalencia o valencia covalente, al “número de enlaces covalentes que puede
formar un átomo” y viene determinada por el número de electrones desapareados que tiene o
puede tener un átomo. Aunque los electrones estén apareados, si existen orbitales vacíos en la
misma capa pueden desaparearse y participar en el enlace.
En los ejemplos anteriores la covalencia del H es 1, la del O es 2 y la del N es 3.
1s2
La configuración del N es
2s2
2p3
por tanto, la cov N =3
* La teoría del enlace valencia dice:
“Al acercarse los átomos para formar el enlace, se produce un solapamiento, una
superposición, una interpenetración de los orbitales, de las nubes electrónicas, que trae como
consecuencia el apareamiento de los electrones”, que quedarán con espines contrarios. Los
electrones, al formarse la molécula, continúan ocupando los orbitales atómicos de los átomos
individuales.
Ejemplo:
+
H
⇒
H
H–H
Ahora bien, para que se pueda formar el enlace, el solapamiento de los orbitales tiene que
ser grande, efectivo, y para ello se requiere que:
- Los orbitales tengan energías semejantes.
- La dirección del solapamiento sea la adecuada.
Se pueden formar dos tipos de enlace:
- enlace sigma (σ): Tiene lugar por el solapamiento frontal de los orbitales, y en ellos la región
de máxima densidad electrónica rodea al eje internuclear.
- enlace pi (π): Tiene lugar por el solapamiento lateral de los orbitales, y en ellos hay una
región de densidad electrónica nula a lo largo del eje internuclear.
Los orbitales s, por ser esféricos, no tienen ninguna dirección preferente de
solapamiento, pero los orbitales p sí, ya que están orientados en las tres direcciones de los ejes
coordenados, y no todas las direcciones de solapamiento son efectivas.
El enlace σ se forma entre s + s , s + p , mientras que p + p puede formar σ o π
dependiendo de la dirección de solapamiento.
página
13
Química 2º bachillerato
el enlace
El enlace sigma es más fuerte que el pi, puesto que el solapamiento es mayor.
Sólo pueden formarse los siguientes enlaces:
- Si el enlace es sencillo: un enlace σ.
- Si el enlace es doble: un enlace σ y un enlace π.
- Si el enlace es triple: un enlace σ y dos enlaces π.
•
Veamos algunos ejemplos:
* Molécula de flúor, F2 :
[F] =1s2 2s2 2p5 ,
El átomo de flúor tiene un electrón desapareado en un orbital p, por lo que al acercar los 2
átomos se producirá un solapamiento frontal de los orbitales y se forma un enlace σ p+p.
* Molécula de oxígeno, O2 :
[O] = 1s2 2s2 2p4
,
2s
2p
El átomo de Oxígeno tiene dos electrones
desapareados en los orbitales p, por lo que al acercar
los átomos se produce un solapamiento frontal,
originándose un enlace σ p+p, y un solapamiento
lateral (enlace π p+p), dando lugar a un doble
enlace. O = O
página
14
Química 2º bachillerato
el enlace
* Molécula de nitrógeno, N2:
[N] = 1s2 2s2 2p3
,
2s
2p
El átomo de Nitrógeno tiene tres electrones
desapareados en los orbitales p, por lo que al
acercar los átomos se produce un solapamiento
frontal originándose un enlace σ p+p y dos
solapamientos laterales (enlaces π p+p), dando
lugar a un triple enlace.
3.6.- ORBITALES ATÓMICOS HÍBRIDOS. GEOMETRÍA.
Uno de los aciertos de esta teoría radica en poder explicar la geometría de las moléculas.
Ejemplos:
* Todas las moléculas diatómicas, sean iguales o distintos los átomos (F2 , H2 , HF), son
lineales.
Veamos la molécula de Cl2:
[ Cl ] =
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl – Cl
1 enlace σ p + p
* La deducción en moléculas poliatómicas es más compleja. Así la molécula de H2S es
angular, con los ángulos teóricos de enlace de 90º, aunque experimentalmente son algo
mayores, lo cuál se podría interpretar por la repulsión entre los orbitales de los átomos de H.
[S] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
se forman 2 enlaces S – H
σ p+s
3s
3p
S
H
S
[H] = 1s1
90º
H
•
H
H
Sin embargo, en varias moléculas los datos experimentales no concuerdan con los datos
teóricos, tal es el caso de la molécula de BeF2:
[Be] = 1s2 2s2
,
2s
2p
2s
2p
[F] = 1s2 2s2 2p5
página
15
Química 2º bachillerato
el enlace
El berilio no tiene electrones desapareados, sin embargo,
puede promocionar un electrón desde el orbital 2s al 2p,
ya que la diferencia energética es pequeña, y de esta
forma tener dos electrones desapareados, que se pueden
unir a los electrones desapareados de los orbitales p de los
átomos de flúor, dando lugar a una molécula angular con
dos enlaces: σ s + p y σ p + p, de diferente longitud de
enlace y ángulos de enlace de 90º.
Ahora bien, los datos experimentales demuestran que el ángulo de enlace es de 180º y las
dos longitudes de enlace son iguales. Para subsanar estas dificultades surgió la teoría de la
hibridación:
“Algunos átomos centrales al enlazarse no participan con orbitales puros (s, p, d.. ), sino
que forman orbitales híbridos, mezcla de los orbitales puros”.
•
Los orbitales híbridos son orbitales atómicos y cumplen ciertas condiciones:
-
El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales
puros que se mezclan.
Todos los orbitales híbridos que se forman tienen la misma energía
(degenerados)
Los orbitales híbridos se orientan en el espacio de manera que las repulsiones
electrónicas sean mínimas.
Los orbitales híbridos dan siempre lugar a enlaces σ.
Las hibridaciones más importantes son las obtenidas a partir de los orbitales s y p, y
los orbitales híbridos resultantes tienen la misma forma que los orbitales p, pero con uno de
los lóbulos mucho más desarrollado que el otro:
Hibridación sp o digonal: resulta de la combinación de un orbital s y de un orbital p,
originándose dos orbitales híbridos sp, que se sitúan en el espacio linealmente, disposición
lineal (digonal).
Ejemplo: difluoruro de berilio, BeF2 :
[Be] =
1s2 2s2
→
1s2
2s1 2p1
;
2s
2p
→
1s2 2(sp)2
;
2s
2p
sp
p
[F] = 1s2 2s2 2p5
página
16
Química 2º bachillerato
el enlace
Cada uno de los híbridos sp (con 1 e-) del Be forman un enlace σ sp + p, con cada
uno de los orbitales p (con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando una molécula
lineal con ángulos de enlace de 180º.
Hibridación sp2 o trigonal: resulta de la combinación de un orbital s y dos orbitales p,
originándose tres orbitales híbridos sp2, que se sitúan en el espacio dirigidos hacia los vértices
de un triángulo equilátero, disposición triangular plana (trigonal).
Ejemplo: trifluoruro de boro, BF3 :
[B] =
1s2 2s2 2p1
→
1s2 2s1 2p2
;
2s
2p
→
1s2 2(sp2)3
;
2s
sp2
2p
p
[F] = 1s22s22p5.
Cada uno de estos híbridos sp2 (con 1 e-) del B
forma un enlace σ sp2+p, con cada uno de los orbitales p
(con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando una
molécula triangular plana (trigonal), con ángulos de
enlace de 120º.
Hibridación sp3 o tetragonal: resulta de la combinación de un orbital s y tres orbitales p,
originándose cuatro orbitales híbridos sp3, que se sitúan en el espacio dirigidos hacia los
vértices de un tetraedro regular, disposición tetraédrica (tetragonal).
Ejemplo: Metano, CH4 :
[C] = 1s2 2s2 2p2
→
1s2
2s1 2p3
;
2s
2p
→
1s2 2(sp3)4
;
2s
2p
sp3
[H] = 1s1
Cada uno de estos híbridos sp3
(con 1e-) del C forma un enlace σ sp3+s,
con cada uno de los orbitales s (con 1edesapareado) de los átomos de H,
resultando una molécula tetraédrica con
ángulos de enlace de 109,5º.
página
17
Química 2º bachillerato
el enlace
Ejercicios resueltos:
1) Explica por la teoría de la hibridación la geometría de la molécula de agua, así como el
ángulo de enlace de 104,5º.
Se podía considerar que el O participa en la formación de los enlaces con orbitales p
puros, resultando una molécula angular con ángulos de 90º, bastante alejados del ángulo real,
por ello es de suponer que el O presenta hibridación sp3 con ángulos teóricos de 109,5º. De los
cuatro orbitales híbridos, dos se unen a dos átomos de H y los otros dos contienen un par de
electrones sin compartir.
[O] = 1s22s22p4
→ 1s2 2(sp3)6
;
2s
sp3
2p
[H] = 1s1
Se forman dos enlaces O-H de tipo σ sp3+s
resultando una molécula angular con
ángulos teóricos de enlace de 109,5º, y
como consecuencia de la repulsión de los
pares no enlazantes sobre los H, la
molécula se cierra hasta los 104,5º.
2) Explica la molécula del amoniaco.
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el N presenta hibridación sp3, con ángulos teóricos
de 109,5º. De los cuatro orbitales híbridos, tres se unen a tres átomos de H y el cuarto contiene
un par de electrones sin compartir.
[N] = 1s22s22p3
→ 1s2 2(sp3)5
;
;
2s
[H] = 1s
2p
sp3
1
Se forman tres enlaces N–H de tipo σ
sp3+s , resultando una molécula
piramidal de base triangular con el N
en el vértice con ángulos teóricos de
enlace de 109,5º, y como consecuencia
de la repulsión del par no enlazante, la
molécula se cierra hasta los 106,6º,
menos que en el agua, por tener un
sólo par no enlazante.
página
18
Química 2º bachillerato
el enlace
3) Explica la molécula del etano, CH3 - CH3.
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales híbridos sp3
[C] = 1s2 2s2 2p2
;
2s
2p
;
2s
sp3
2p
[H] = 1s1
Se forman los siguientes enlaces:
C – C , 1 enlace σ sp3+sp3
C – H , 6 enlaces σ sp3+s
La molécula tiene geometría tetraédrica
con ángulos de enlace de 109,5º
4) Explica la molécula del eteno (etileno) CH2 = CH2.
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales híbridos sp2, quedando un
orbital p sin hibridar con un electrón, perpendicular al plano de los híbridos.
[C] = 1s2 2s2 2p2
;
2s
[H] = 1s
2p
;
2s
sp2
2p
p
1
Se forman los siguientes enlaces:
C = C , 1 enlace σ sp2+ sp2 y 1 enlace π p+p
C – H , 4 enlaces σ sp2+ s
.
La molécula tiene geometría trigonal plana.
(ángulos de enlace de 120º)
H
H
C=C
H
H
5) Explica la molécula del etino (acetileno), CH ≡ CH.
Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma híbridos sp, quedando dos orbitales p
sin hibridar con un electrón, perpendiculares al eje de los híbridos.
[C] = 1s2 2s2 2p2
;
2s
[H] = 1s
2p
;
2s
2p
sp
p
1
página
19
Química 2º bachillerato
el enlace
Se forman los siguientes enlaces:
C ≡ C , 1 enlace σ sp + sp y 2 enlaces π p+p
C – H , 2 enlaces σ sp + s.
La molécula es lineal, con α de 180º
H–C ≡ C–H
Ejercicio 4. Explica por orbitales las moléculas del dióxido de carbono y del metanal.
* El carbono en los compuestos orgánicos siempre tiene covalencia 4, pero presenta distinta
hibridación:
- En los alcanos sólo hay enlaces C – C , forma híbridos sp3.
- En los alquenos, cetonas, ácidos… donde hay enlaces C = C y C = O forma híbridos sp2
- En los alquinos, donde hay enlace C ≡ C forma híbridos sp.
Ejemplo: 5-hexen-3-in-2-ona
CH ≡ C – CH = CH – CO – CH3
sp3
sp sp sp2 sp2 sp2
Estas consideraciones están en concordancia con los datos experimentales:
0
- Longitud de enlace: C – C
1,54 A
- Energía de enlace: C – C
347 kJ/mol
0
C=C
1,34 A
C=C
598
“
C≡C
811
“
0
C≡C
1,20 A
•
Los dobles y triples enlaces, a diferencia de los enlaces sencillos C-C, son rígidos, no
tienen posibilidad de rotación alrededor del eje, ya que se romperían los enlaces π.
•
Veamos la estructura del benceno, C6H6, donde se da un nuevo tipo de enlace:
La estructura clásica propuesta por Kekulé y basada en la teoría de Lewis, es la de un
anillo hexagonal plano con los átomos de C en los vértices, unidos a un H, y con tres dobles
enlaces alternos:
Sin embargo, los datos experimentales demuestran que todos los enlaces son iguales y su
longitud y energía de enlace es intermedia entre un enlace sencillo y uno doble. La explicación
que se le dio a este hecho fue considerar que la estructura real del benceno es un híbrido de
resonancia o mesómero, resultante de la combinación de dos formas resonantes imaginarias,
es decir, el benceno no existe en dos o más formas diferentes, sino que la verdadera molécula
es la combinación de las formas resonantes:
página
20
Química 2º bachillerato
el enlace
[C] = 1s2 2s2 2p2
La explicación por orbitales es la siguiente:
2s
2px 2py 2pz
2s
híbridos sp2
2px 2py 2pz
2p
El C presenta hibridación sp2, quedando un orbital p semilleno. Con los orbitales
híbridos cada átomo de C forma enlaces σ sp2+sp2 con otros 2 átomos de C y 1 enlace
σ sp2+s con 1 átomo de H, dando lugar a un anillo hexagonal plano:
H
H
H
H
H
H
Por otra parte, los orbitales p semillenos están dispuestos perpendicularmente al plano
del anillo y no se solapan lateralmente dos a dos, ya que entonces dará la estructura de Kekulé:
sino que los 6 orbitales forman un enlace π con 6 electrones, continuo, deslocalizado a los 6
átomos de C, con densidad electrónica por encima y por debajo del plano del anillo:
H
H
H
H
H
H
página
21
Química 2º bachillerato
el enlace
3.7. - POLARIDAD DE LOS ENLACES Y MOLÉCULAS
Cuando los átomos que se unen mediante enlace covalente son iguales o de la
misma electronegatividad, los electrones compartidos de enlace están igualmente atraídos por
los dos núcleos y se encuentran aproximadamente a la mitad de distancia internuclear y el
enlace se dice que es apolar. Ejemplos: H – H , O = O , F – F .
Pero si los átomos son distintos, el más electronegativo atrae más fuertemente a los
electrones de enlace, los cuales se desplazan hacia él, originándose una cierta densidad de
carga negativa en dicho extremo, mientras que en el otro extremo hay una cierta deficiencia
electrónica, por lo que aparece la misma densidad de carga pero positiva, originándose un
dipolo eléctrico y el enlace se dice que es polar o dipolar. Ejemplos: H – O , H – F , C – Cl.
Estas densidades de carga (δ), son cargas parciales, no alcanzan el valor de la carga
de 1 electrón, ya que entonces el enlace sería iónico.
→
La polaridad de un enlace viene determinada por el momento dipolar µ (mu) que es una
magnitud vectorial:
→
→
+q
d
-q
µ =q.d
→
µ
Módulo: el producto de la carga de uno de los polos (ambos tienen el mismo valor, pero de
signo contrario) por la distancia entre los núcleos de los átomos.
Dirección: la de la línea que une las cargas (núcleos).
Sentido: desde la carga + a la Para deducir la polaridad de las moléculas no basta con ver si los enlaces son polares,
además hay que tener en cuenta su geometría, ya que el momento dipolar total de la molécula
es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces.
Se pueden distinguir los siguientes casos:
1) Moléculas diatómicas: Si el enlace es polar la molécula es polar, y si el enlace es apolar la
molécula también lo es.
2) Moléculas poliatómicas: Si los enlaces son apolares la molécula también lo es, pero si los
enlaces son polares la molécula puede ser polar o apolar. Así, las moléculas simétricas son
siempre apolares, pues el momento dipolar total es cero, ya que que se anulan los
momentos dipolares de los enlaces que la forman; sin embargo, las moléculas asimétricas
con enlaces polares son polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero.
página
22
Química 2º bachillerato
el enlace
Veamos algunos ejemplos:
+δ
−δ
→
−δ
H
F
µ ≠0
Cl
+4δ
C
−δ
+2δ
−δ
→
→
−δ
−δ
F
Be
F
µ1
µ2
Cl
Cl
→
→
→
µ = µ1 + µ 2 = 0
−δ
→
Cl
µ = µ1 + µ 2 + µ 3 + µ 4 = 0
→
→
→
→
−2δ
O
−δ
→
+δ
+δ
F
µ1
H
H
−δ
+3δ
→
→
F
B
µ3
µ = µ1 + µ 2 ≠ 0
−δ
→
F
µ2
→
→
→
→
µ = µ1 + µ 2 + µ 3 = 0
→
→
−3δ
N
+δ
+δ
H
H
+δ
H
→
→
→
→
µ = µ1 + µ 2 + µ 3 ≠ 0
3.8.- FUERZAS INTERMOLECULARES
En los compuestos covalentes además de los enlaces entre átomos, también hay
enlaces entre moléculas, ya que de no ser así todas estas sustancias se encontrarían en estado
gaseoso a cualquier temperatura. Estas fuerzas intermoleculares se deben a las interacciones
entre los dipolos de las moléculas, y entre ellas están:
-
Enlaces de hidrógeno.
Enlaces o fuerzas de Van der Waals.
Enlaces de hidrógeno
Se forma cuando el H se une a los átomos más electronegativos: F, O y N; no se
forma con el Cl a pesar de tener la misma electronegatividad que el N, motivado por el gran
tamaño del átomo de Cl que impide un buen solapamiento.
La gran electronegatividad del otro átomo (F,O,N), hace que la nube electrónica está
muy deformada originándose un dipolo muy intenso (el H prácticamente actúa como protón
H+). Si dos de estos dipolos se aproximan, se produce la atracción electrostática entre el
extremo positivo de un dipolo y el negativo del otro A - δ  H +δ ..... A - δ  H +δ. El enlace
de H se representa con una línea de puntos para diferenciarlo del enlace covalente normal.
Debido a la fortaleza de este tipo de enlace se pueden explicar el comportamiento
anómalo de los puntos de fusión y ebullición de los hidruros: H2O, NH3 y HF, demasiados
altos respecto a los demás hidruros de sus grupos. También se forman enlaces de H en los
alcoholes, fenoles, etc.
página
23
Química 2º bachillerato
el enlace
Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo VIA,
comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados.
−2δ
−2δ
O
O
+δ
+δ
+δ
+δ
H
H
H
H
−2δ
O
+δ
+δ
+δ
H
H
H
+δ
H
−2δ
−2δ
O
+δ
H
H
F
Punto de ebullición
O
AGUA
+δ
H
F
H
F
H
F
H
Por extrapolación al agua le debería corresponder un punto de ebullición de –80ºC,
sin embargo, es mucho mayor, 100ºC, lo cuál indica que las fuerzas intermoleculares en su
caso son mucho más intensas que en el resto de los hidruros del grupo. Esta fortaleza todavía
es mayor en el HF por la mayor diferencia de electronegatividad, y hace que a temperatura
ambiente no se encuentre en forma de moléculas discretas, sino polimerizado como (HF)n ,
valiendo n de 2 a 6, aunque a partir de 100ºC se encuentra sólo como HF.
Enlaces o fuerzas de Van der Waals
También son de naturaleza dipolar aunque más débiles que el enlace de Hidrógeno.
Pueden ser de dos tipos:
Dipolo permanente - Dipolo permanente (de orientación o de Keeson), se producen en las
moléculas polares como HCl, H2S, etc., estableciéndose la interacción entre los polos
opuestos de los dipolos vecinos, dando lugar a la orientación de las moléculas.
Cl - δ  H +δ ..... Cl - δ  H +δ
La fortaleza aumenta con la intensidad del dipolo.
Dipolo instantáneo – Dipolo inducido (de dispersión o de London),
se producen en las moléculas apolares, como O2, N2, Cl2, etc..
Debido al movimiento electrónico, en un instante determinado la
distribución de la nube electrónica en la molécula es asimétrica, es
decir, los electrones se concentran en una zona, originándose un
dipolo con una determinada orientación (de vida muy corta, ya que
un instante después la orientación del dipolo cambia), lo que
induce en las moléculas vecinas otra deformación, otros dipolos, y
se originan fuerzas de atracción entre ellos.
Estas interacciones también se dan en las moléculas polares reforzando los efectos
de las fuerzas de orientación y, de hecho, son más importantes.
página
24
Química 2º bachillerato
el enlace
Las fuerzas intermoleculares de Van der Waals son fuerzas débiles, más débiles que
los enlaces de hidrógeno, enlaces iónicos y enlaces covalentes, pero aumentan con la masa
(volumen) molecular, ya que entonces se deforman más fácilmente las nubes electrónicas,
pudiendo originar dipolos más intensos, lo cuál se pone de manifiesto en los puntos de
ebullición de los halógenos:
F2 (–188ºC) , Cl2 (–34ºC), Br2 (58,8ºC), I2 (184,5ºC).
3.9. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Los compuestos en los que sus átomos están unidos por enlaces covalentes pueden
ser de dos tipos, con propiedades muy distintas:
Sustancias covalentes moleculares: los átomos están enlazados formando moléculas entre
las que se establecen débiles fuerzas de Van de Waals, por lo que:
- Los puntos de fusión y ebullición son bajos, por lo que a temperatura ambiente suelen ser
gases (Cl2), aunque también las hay líquidas (H2O, Br2) y sólidas (I2), dependiendo de la
intensidad de las fuerzas de Van de Waals.
- Las sustancias más polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no se
disuelven en disolventes apolares (éter, benceno, CCl4), mientras que las sustancias
apolares solo se disuelven en disolventes apolares. “Semejante disuelve a semejante”
Ejemplo:
HCl + H2O → H+(aq) + Cl−(aq)
- No conducen la corriente eléctrica, ya que no tienen electrones ni iones con libertad de
movimiento,
- Ejemplos: He , H2 , CH4 , Cl2 , H2O , CO2 , HCl , NH3 , SO3, etc.
Estructura del hielo
Sustancias covalentes atómicas o redes atómicas: los átomos se enlazan entre sí mediante
enlaces covalentes muy fuertes, dando lugar a moléculas gigantes o redes macromoleculares,
formadas por un número muy elevado de átomos iguales o distintos, debido a lo cuál:
- Los puntos de fusión y ebullición son muy altos, por lo que a temperatura ambiente son
sólidos muy duros.
- Son insolubles en cualquier disolvente.
- No conducen la corriente eléctrica.
- En general, están formados a partir de C o de Si y de algunos elementos de la diagonal del
S.P..
página
25
Química 2º bachillerato
el enlace
Ejemplos:
El diamante está formado por átomos de C, que adoptan hibridación sp3, unidos
tetraédricamente en las tres direcciones del espacio mediante enlaces covalentes.
El grafito está formado por átomos de C, con hibridación sp2, formando hexágonos
unidos en dos direcciones a modo de láminas, en las cuales los átomos de C están unidos por
enlaces covalentes, mientras que las láminas están unidas entre sí por fuerzas de Van der
Waals, lo que explica que se pueda exfoliar y utilizar como lubricante.
El SiO2 (sílice), que forma minerales como el cuarzo, ópalo, etc., tiene una
estructura tetraédrica con el Si (híbridos sp3) como átomo central, siendo todos los enlaces
covalentes.
diamante
grafito
3.10. - TRANSICIÓN ENTRE EL ENLACE IÓNICO Y EL COVALENTE
Según la escala de Pauling, la relación entre el
porcentaje de carácter iónico y la electronegatividad
viene dada por la gráfica:
% de caracter iónico
Se puede considerar que los enlaces covalentes polares son parcialmente iónicos;
este carácter iónico se acentúa cuanto mayor sea la polaridad del enlace, y en consecuencia las
propiedades se asemejan más. De acuerdo con esto, se podría decir que hay un único tipo de
enlace iónico-covalente, siendo los enlaces covalentes puros (apolares) y los enlaces iónicos
sus casos extremos.
100
80
60
40
20
0
0
4. - ENLACE METÁLICO
0,5
1
1,5
2
2,5
3
diferencia de EN
Propiedades de los metales
- Los puntos de fusión y ebullición varían mucho, aunque son moderados o altos (en general
más bajos que los de los sólidos iónicos y más altos que los de los compuestos covalentes
moleculares), por lo que a temperatura ambiente son sólidos, salvo el Hg que es líquido.
- Son dúctiles y maleables, es decir, se pueden estirar en hilos o formar láminas.
- Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la gran libertad de
movimiento de los electrones.
página
26
Química 2º bachillerato
el enlace
- Tienen brillo metálico; con sus superficies pulidas no absorben prácticamente la luz, sino
que la reflejan, de ahí su color plateado.
- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de luz (efecto fotoeléctrico) o en
forma de calor (efecto termoiónico).
• Estas propiedades de los metales no se pueden explicar considerando que el enlace es
covalente, porque quedarían muchos orbitales de la capa de valencia vacíos y el conjunto
sería muy inestable y, además, los electrones no tendrían apenas movilidad; tampoco puede
ser iónico porque los metales no forman aniones, sólo forman cationes. Ante esta dificultad
para explicar las propiedades, surgió el modelo del mar de electrones, llamado también
del gas electrónico o de la nube electrónica, que dice:
Los metales están formados por sus cationes que ocupan los nudos de un retículo
cristalino, bañados por un mar (gas, nube) de electrones. Estos electrones son los que se
desprendieron al formarse los cationes, que ya no pertenecen a un átomo concreto, sino al
conjunto de la red y se mueven libremente por los huecos que dejan los cationes. El conjunto
resulta estable por las atracciones electrostáticas que se establecen entre los cationes y los
electrones de la nube electrónica.
Las redes cristalinas que forman los metales son principalmente tres:
- Cúbica centrada en el cuerpo (I.C.= 8). Ej: Li, Na, K, Ba, Fe, etc.
- Cúbica centrada en las caras (I.C.= 12). Ej: Ca, Sr, Fe, Ni, Cu, Ag, Au ,etc.
- Hexagonal compacta (I.C.=12). Ej: Be, Mg, Co, Zn, etc.
cúbica centrada en el cuerpo
cúbica centrada en las caras
hexagonal compacta
página
27
Química 2º bachillerato
el enlace
• El enlace metálico sólo se puede dar en los metales, ya que los elementos deben tener baja
E.I. para formar fácilmente los cationes, y orbitales de valencia vacíos para que los
electrones se muevan con facilidad. Esta teoría es muy sencilla y no puede explicar ciertos
aspectos de la conductividad por lo que se amplió con el modelo de bandas (no interesa en
este curso).
Resumen de los tipos de sustancias:
Partículas constituyentes
Fuerzas de enlace entre las
partículas
Propiedades
Ejemplos
Covalente
Molecular
Covalente
Atómica (red)
Iónica
Metálica
Moléculas
Átomos
Cationes y
Aniones
Cationes y
electrones
Van der Waals
Enlace de H
Mecánicas
Muy blandas
Eléctricas
Aisladoras
Pto. fus, y eb. Bajo o moderado
Solubilidad
Disolv. polares o
apolares
Cl2 , H2O
Electrones
Atracción
compartidos
electrostática
(enl. covalente) catión – anión
(enl. iónico)
Atracción
cationeselectrones
(enl. metálico)
Muy duras
Aisladoras
Muy alto
Insoluble
Duras y frágiles Duras o blandas
Aisladoras
Conductoras
Alto
Moderado o alto
Disolv. polares
Insoluble
SiO2 , Ge
NaCl , K2CO3
Na , Fe
Puntos de fusión y de ebullición:
Covalente atómico > Iónico > Metálico > Covalente molecular > Covalente molecular
(Enlaces de H)
(Van der Waals)
página
28
Química 2º bachillerato
el enlace
EJERCICIOS Y CUESTIONES
1.- Indica el tipo de enlace que se forma entre:
a) Átomos con elevado potencial de ionización y elevada afinidad electrónica.
b) Átomos de bajo potencial de ionización y baja afinidad electrónica.
c) Un átomo de bajo potencial de ionización y otro de elevada afinidad electrónica.
2.- Explica mediante diagramas de Lewis, la formación de los siguientes compuestos: BaS ,
MgF2 , PH3 , H2S , CH3COCH3 , HCN.
3.- De las siguientes moléculas: NO, C2H4, N2, CCl4 y SO2, indica: a) en qué moléculas todos
los enlaces son sencillos; b) en qué moléculas existe algún enlace múltiple; c) en qué
moléculas existe algún enlace triple; d) en qué moléculas existe un número impar de
electrones.
4.- Los iones H3O+ y BF −4 se forman por las reacciones: H2O + H+ y BF3 + F-,
respectivamente. Escribe sus estructuras con diagramas de Lewis. ¿Qué tipos de enlace se
forman?.
5.- Identifica todos los tipos de enlace que se deben encontrar en un cristal de sulfato de litio.
6.- Explica las valencias iónicas del Mg , Al y S, así como las covalencias del O, S, F y Cl.
7.- Si la molécula de BI3 es apolar, ¿cuál puede ser su geometría?. Explica por la teoría del
enlace valencia los enlaces formados y ángulos de enlace.
8.- ¿ Es polar la molécula de SiH3F ?. Explícalo.
9.- Escribe mediante diagramas de puntos la molécula de peróxido de hidrógeno H2O2.
Sabiendo que su momento dipolar no es nulo, ¿qué se puede deducir en cuanto a su
geometría?. Explícalo por orbitales.
10.- A la vista de la tabla, indica el tipo de sustancia y cuáles serán solubles en CCl4:
Conductividad eléctrica en
estado sólido , estado líquido
Solubilidad
en agua
Sustancia
Punto de
fusión (ºC)
1
1600
Mala
Mala
No
2
612
Mala
Buena
Si
3
662
Buena
Buena
No
4
1500
Buena
Buena
No
5
- 70
Mala
Mala
No
6
680
Mala
Buena
Si
7
- 110
Mala
Mala
No
Tipo de
sustancia
Solubilidad
en CCl4
página
29
Química 2º bachillerato
el enlace
11.- Uno de estos compuestos NCl5 y PCl5 no puede existir. Según la teoría del enlace
valencia, ¿cuál es y por qué?.
12.- Razona la veracidad o falsedad de la afirmación: " El cloruro de sodio y el cloruro de
hidrógeno, puesto que originan iones en disolución acuosa, pertenecen a la categoría de
sólidos iónicos".
13.- ¿ Por qué, a presión y temperatura ambientales, el SiO2 es un sólido muy duro y de alto
punto de fusión y el CO2 es un gas?.
14.- Ordena razonadamente según sus puntos de fusión crecientes los siguientes compuestos
iónicos: KF , RbI , RbF , CaF2 .
15.- Ordena de mayor a menor energía reticular los compuestos: CaO, KI, KF y CaS, e indica
cuál será el más duro y el de mayor punto de fusión.
16.- Predice el orden creciente de los puntos de fusión de las siguientes sustancias: óxido de
dicloro, cloro, cloruro de sodio y tetracloruro de carbono.
17.- Razona de las siguientes moléculas las que presentan enlace de hidrógeno
H2S , HF , HBr , CH3OH , CH4 , H2
18.- ¿Por qué el punto de ebullición del etanol es considerablemente superior al del etano?.
19.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y 29, respectivamente, indica
el tipo de enlace que formarían: A-A, B-B, C-C y A-B.
20.- Se tienen cuatro elementos A, B, C y D situados en el mismo periodo. Su estructura de
valencia es de 1, 3, 5 y 7 electrones, respectivamente. Indica:
a) ¿Qué fórmula tendrán los compuestos de A con D y de B con D ?.
b) ¿Qué características tendrá el compuesto formado por C y D?.
21.- Sabiendo que el punto de ebullición del N2 es - 196 ºC y que el del CCl4 es de 77 ºC, y
que sus energías de enlace son 940 kJ/mol para el N ≡ N y 335 kJ/mol para el C-Cl, indica lo
que puedes deducir acerca de las fuerzas de Van de Waals que presentan estas moléculas.
22.- Dadas las siguientes sustancias: cloruro potásico, agua, cloro, sodio, amoniaco y dióxido
de carbono, explica:
a) Tipo de enlace que presenta cada una.
b) ¿Cuáles formarán moléculas y cuáles cristales?
c) ¿Qué moléculas serán polares?.
23.- Explica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del
fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno.
24.- Las energías de enlace para cloro, bromo y yodo siguen el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras
que los puntos de fusión I2 > Br2 > Cl2, de tal forma que a temperatura ambiente el cloro es
gas, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Razona este comportamiento.
página
30
Química 2º bachillerato
el enlace
AUTOEVALUACIÓN
1.- Indica la respuesta correcta:
( I: enlace iónico , C: enlace covalente ,
M: enlace metálico , N: gas noble):
a)
b)
c)
d)
HBr
C
I
C
C
H2
N
C
C
C
Mg
C
M
I
M
NaI
I
C
I
I
6.- ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá
mayor punto de fusión:
a) Mg F2
b) Mg I2
c) Mg Br2
d) Mg Cl2
Ar
N
C
N
N
2.- Con los compuestos iónicos que pueden
formarse con los elementos de la tabla, ¿cuál
tendría mayor energía reticular?:
Radios (pm)
Br 195
I216
Na+
98
K+
133
a) KBr , b) NaI , c) NaBr , d) KI
3.- Las fuerzas que hay que vencer para
disolver cloruro de potasio en agua son:
a) Fuerzas de Van der Waals.
b) Los puentes de hidrógeno del agua.
c) La energía reticular.
d) Las fuerzas de tipo electrostático.
4.- En la unión entre el flúor y el bario:
a) Cada átomo cede un electrón y se
comparte el par de electrones.
b) Un átomo de bario cede dos electrones
a un átomo de flúor.
c) Un átomo de bario cede dos electrones
a dos átomos de flúor.
d) Dos átomos de flúor ceden un electrón
a un átomo de bario.
5.- En un enlace iónico:
a) El elemento de alta afinidad electrónica
se encuentra en estado sólido.
b) El elemento de baja energía de
ionización cede electrones.
c) El metal se disocia.
d) El no metal se sublima.
e) Los átomos se unen por fuerzas
electrostáticas.
f) La energía reticular depende del
tamaño de los iones.
7.- En un compuesto formado por enlace
metálico:
a) Se comparten electrones.
b) Existen electrones deslocalizados.
c) Existen iones positivos.
d) Los átomos se une por fuerzas de Van
der Waals.
e) El enlace persiste cuando se funde el
metal.
8.- Conocidos los siguientes valores
(expresados en kJ/mol) :
Q f (KBr) = -391,7 , A.E. (Br) = -337,3
E.I. (K) = 418 ,
E.S. (K) = 89,9
E.D. (Br2) = 223,2
La energía reticular del KBr es:
a) 785,5 kJ/mol
b) – 162,1
“
c) 673,9
“
d) – 673,9
“
9.- Indica en qué apartado coloca a los
siguientes haluros (compuestos iónicos) en
orden creciente de solubilidad:
a) CaF2 < CaCl2 < CaBr2 < CaI2, porque la
solubilidad crece al aumentar el tamaño
del anión.
b) CaI2 < CaBr2 < CaCl2 < CaF2, porque la
solubilidad crece al disminuir el
tamaño del anión.
c) CaF2 = CaCl2 = CaBr2 = CaI2, porque la
solubilidad depende del catión.
d) CaF2 < CaCl2 < CaBr2 < CaI2, porque la
solubilidad depende de la masa
molecular.
10.- Las características de los compuestos
iónicos son:
a) Conducen la electricidad en estado
sólido.
b) Puntos de fusión y ebullición altos.
c) Solubles en disolventes polares.
d) Son quebradizos.
página
31
Química 2º bachillerato
el enlace
11.- Indica para la molécula de acetileno, las
afirmaciones que son ciertas:
a) La hibridación del C es sp2.
b) La hibridación del C es sp3.
c) La hibridación del C es sp.
d) Existe algún enlace doble.
e) Existe algún enlace triple.
f) Existe un par de electrones sin
compartir.
12.- Indica en cuáles de las siguientes
sustancias existen enlaces coordinados:
a) NH4+ , b) BF3 , c) H3O+ , d) O2
13.- Indica en cuáles de las siguientes
sustancias existen enlaces puente de
hidrógeno y cuáles de ellas son polares:
a) HF , b) HI , c) Cl2 , d) H2 O , e) CH4
a) H – Cl , b) Cl – Cl , c) H – H
d) C – C , e) C – O , f) H – O
Datos: Electronegatividades de los elementos:
O = 3,5 , Cl = 3 , C = 2,5 , H = 2,1
18.- Según el MRPEV, empareja:
1) HI
a) angular
b) lineal
2) SiF4
3) PCl3
c) piramidal
4) F2O
d) tetraédrica
19.- A la vista de las siguientes
representaciones y datos adjuntos, indica a
qué compuestos corresponden:
14.- Indica en qué moléculas hay enlaces
múltiples:
a) Br2 , b) H2O , c) O2 , d) CO2 ,
e) H – COOH , f) NH3
15.- Relaciona los compuestos con las
hibridaciones:
1) Metano
2) eteno
3) acetona
4) amoniaco
5) agua
a) sp2
b) sp
c) sp3
d) otro tipo
Datos:
16.- ¿En cuáles de las siguientes sustancias
las fuerzas de atracción entre las moléculas
son principalmente fuerzas de Van der Waals:
a) H2 , b) H2O , c) etanol , d) KBr ,
e) SiO2
17.- ¿Cuáles de los siguientes enlaces son
polares y a cuáles de ellos le corresponde
mayor polaridad?:
a) Elemento del segundo periodo con el H.
b) Dos átomos del mismo elemento del
tercer periodo.
20.- Ordena de menor a mayor punto de
fusión las siguientes sustancias:
a) F2 , b) Ne , c) HF , d) HCl ,
e) H2O , f) Fe
Soluciones:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
d
c
d
c
b, e, f
a
7. b, c
8. d
9. a
10. b, c, d
11. c, e
12. a, c
13. a, d // a,b,d
14. c, d, e
15. 1-c, 2-a,
3-a, 4-c, 5-c
16. a
17. a, e, f // f
18. 1-b, 2-d,
3-c, 4-a
19. a-F , b-Cl
20. b, a, d, c, e, f
página
32
Química 2º bachillerato
el enlace
CUESTIONES COMPLEMENTARIAS
1.- Indica la configuración electrónica de los elementos A, B y C cuyos números atómicos son
respectivamente 12, 15 y 17. Comenta la naturaleza de los enlaces de los compuestos
obtenidos al combinarse: A con C y B con C. Indica la formula de los compuestos formados.
2.- Indica, justificando cada respuesta, qué tipos de sólidos podrán formar las siguientes
sustancias, poniendo un ejemplo de cada una de ellas: a) Su disolución acuosa no conduce la
corriente eléctrica. b) Es insoluble en agua. c) En estado sólido no es conductor, pero sí en
disolución o fundido. d) Es muy duro y tiene un alto punto de fusión.
3.- Contesta razonadamente las siguientes cuestiones:
a) ¿Por qué el agua es líquida en c.n. y el sulfuro de hidrógeno es gas?.
b) ¿Quién tiene mayor punto de fusión: fluoruro sódico o bromuro potásico?
c) ¿Quién es más soluble en agua: yoduro de cesio u óxido cálcico?.
4.- Explica si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El retículo cristalino de los metales sólo consta de iones positivos y negativos.
b) Los electrones de valencia de los metales no pertenecen a átomos fijos.
c) Los orbitales híbridos son moleculares.
5.- Tres elementos A , B y C tienen números atómicos de 9 , 13 y 19. Se desea saber a partir
de su configuración electrónica :
a) Clasificación en metales y no metales.
b) Fórmula de los compuestos que A puede formar con todos ellos.
c) Ordena los compuestos anteriores del más iónico al más covalente.
6.- Ordena razonadamente los siguientes compuestos de menor a mayor punto de fusión:
yodo, neón , sodio , cloruro sódico.
7.- ¿Cuáles de las siguientes moléculas tendrán momento dipolar?:
HF , F2 , ICl , BeH2 , BF3 , PCl3 y BrF
8.- De las siguientes sustancias indica y justifica cuál tiene menor punto de ebullición:
HF , HCl , HBr , HI , H2O , NH3
9.- Un compuesto conduce la electricidad en disolución y fundido pero no en estado sólido.
¿Qué tipo de enlace presenta?. Explica estos hechos.
10.- Escribe la estructura de Lewis de las siguientes especies químicas:
SCl2 , NO2- , CO2 , CHI3 , H3O+ , C2H4
11.- Describe la geometría de las moléculas de agua y trifluoruro de fósforo. Razona cuál de
ellas presentará ángulos de enlace menores y cuál mayor punto de ebullición.
12.- Justifica todas las posibles covalencias y electrovalencias que presenta el elemento nº 15
del sistema periódico.
página
33
Química 2º bachillerato
el enlace
13.- Razona si el butano líquido, como el que hay en las bombonas domésticas, es conductor.
14.- ¿Qué son orbitales híbridos?. Razona la hibridación de los siguientes compuestos:
BeCl2 ; BH3 ; CH4.
El enlace en la Web
http://usuarios.lycos.es/ptro2/
http://www.paleontologia.co.uk/paleopag/sections_frame.php?area=ch&page=chemist_tema4.htm
http://www.google.es/search?hl=es&q=Mol%C3%A9culas+Hibridaci%C3%B3n&meta
http://bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/general1/geometria/tabla.html
http://www.uc.cl/quimica/agua/estructura.htm
http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/fuerzas_intermolec_tabla.htm
http://www.xtal.iqfr.csic.es/Cristalografia/parte_01.html
página
34