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Química 2º bachillerato el enlace

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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- , SO4

2-, 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.


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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: 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”.

2ac

ac2

21

)rr(

q.q.k

d

q.q.kF

+==


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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.

Cl – F – Cs+ Ca2+

I.C. (Cs+) = I.C. (Cl –) = 8 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:

Na+(g) + Cl –(g) Er

→ 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.


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� La energía reticular se puede calcular teóricamente con la ecuación: ac

ac

rr

q.qAEr

+−=

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.

Ejemplo: Formación del NaCl(s) a partir de Cl2(g) y Na(s). 1/2 Cl2(g) + Na(s) Qf→ NaCl(s)

Qf = calor de formación del NaCl Es = energía de sublimación Ea = electroafinidad Ed = energía de disociación Ei = energía de ionización Er = energía reticular

1/2 Cl2(g) + Na (s) 1/2 Cl2 (g) + Na(s) 1/2 Ed > 0 Es > 0 1/2 Ed Es Cl (g) Na(g) Cl (g) Na (g) Qf < 0 Qf Ea Ei Ea < 0 Ei > 0 Cl –(g) Na+(g) Cl –(g) Na+(g) Er < 0 Er NaCl (s) NaCl (s)

En esta ecuación la energía desprendida < 0 y la energía absorbida > 0

Ejercicio 1. Haz un diagrama del ciclo de Born-Haber para el CaF2.

Qf = 1/2 Ed + Ea + Es + Ei + Er Er = Qf – (1/2 Ed +Ea +Es+Ei)


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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.


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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:


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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:

hidrógeno ( H2 ) •H + H× •H H× o H – H

cloro ( Cl2 ) :

••

••

Cl. + x

××

××Cl x

x −

−

•Cl−

−

× Cl o Cl – Cl

agua (H2O) ×H .

.H× o H – O – H

amoniaco (NH3)

×H . .H× o H – N – H

H H .. ión amonio (NH4

+) H – N – H + H + H + H H – N – H H

oxígeno (O2) ••

••O •

• xx

××

××O

••

••O

××

××O O O

nitrógeno (N2) •• N

•

••

x

xx N

xx

•• N N

xx N N

• Los enlaces iónicos también se pueden explicar con la teoría de Lewis.

Ejemplo: CaCl2

:••

••

Cl.

××

Ca :••

••

Cl. ⇒ Cl − Ca2 + Cl −

••

••

O

••

•×N


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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: O – Cl – O 26 – 6 = 20 e no compartidos 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: O – N – O – H 24 – 10 = 14 e no compartidos O se han compartido 8 e, por lo que deben

compartirse otros 2 e , con formación de −

−O – N –

−

−O – H

−

−O = N –

−

−O – H

un doble enlace en dos posiciones posibles O −O


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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.

Para el hidrógeno (H2), la longitud de enlace es 0,74 0

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.


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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

-


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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

Bipirámide trigonal

90º y 120º

PCl5

6

Octaédrica

90º

SF6

Ejemplos: Be Cl2 Cl x . Be . x Cl nº de pares de e

- del Be = 2 ⇒ molécula Lineal ⇒ α = 180º F x x F

BF3 .

•B

. nº de pares de e- del B = 3 ⇒ Triangular plana

x

F ⇒ α = 120º


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CH4 H nº de pares de e- del C = 4 ⇒ Tetraédrica C H H ⇒ α = 109,5º 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 nº de pares de e

- del N = 4 ⇒ Disposición tetraédrica, H H pero un par no está compartido (no unido a H) ⇒

H Pirámide trigonal α teórico=109,5º , α real=106,6º , por la repulsión del par de electrones solitario H2O O nº de pares de e

- del O = 4 ⇒ Disposición tetraédrica, pero dos pares no están compartidos ⇒ Angular

H H α teórico=109,5º , α real=104,5º por la repulsión de los pares de electrones solitarios

Cl2O O el O tiene 4 pares de electrones ⇒ disposición tetraédrica, Cl Cl pero 2 pares son no compartidos y por tanto es Angular • 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 cada átomo de C tiene “3 pares de electrones” ⇒ H H 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, O O pero 1 par es no compartido y por tanto es Angular


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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.

La configuración del N es 1s2 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.


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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] =1s

2 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


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* Molécula de nitrógeno, N2: [N] = 1s

2 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 [H] = 1s1 90º 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


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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 → 1s2 2(sp)2

; ; 2s 2p 2s 2p sp p [F] = 1s2 2s2 2p5


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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 → 1s2 2(sp2)3

; ; 2s 2p 2s 2p sp2 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 → 1s2 2(sp3)4

; ; 2s 2p 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 1e- desapareado) de los átomos de H, resultando una molécula tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5º.


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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 2p sp3 [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 2p sp3 [H] = 1s1

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.


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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 2p sp3

[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 2p 2s 2p sp2 p

[H] = 1s1 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 2p 2s 2p sp p

[H] = 1s1


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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 sp sp sp2 sp2 sp2 sp3

Estas consideraciones están en concordancia con los datos experimentales:

- Longitud de enlace: C – C 1,54 0

A - Energía de enlace: C – C 347 kJ/mol

C = C 1,34 0

A C=C 598 “

C≡C 1,20 0

A C≡C 811 “ • 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:


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La explicación por orbitales es la siguiente: [C] = 1s2 2s2 2p2

2s 2px 2py 2pz 2s 2px 2py 2pz híbridos sp

2 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


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→→

=µ d.q

+q d -q

→

µ

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:

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.


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Veamos algunos ejemplos:

δ+

H δ−

F →

µ ≠ 0 δ−

Cl

δ+4

C δ−

F δ+2

Be δ−

F 1

→

µ 2

→

µ δ−

Cl δ−

Cl

→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ = 0 δ−

Cl →

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ + 4

→

µ = 0

δ−2

O

δ−

F 1

→

µ δ+

H δ+

H δ−

F δ+3

B 3

→

µ →

µ = 1

→

µ + 2

→

µ ≠ 0

δ−

F 2

→

µ δ−3

N

→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ = 0 δ+

H δ+

H

δ+

H

→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ ≠ 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.


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Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo VIA, comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados.

δ−2

O δ−2

O

δ+

H δ+

H δ+

H δ+

H

δ− 2

O

δ+

H δ+

H δ+

H δ+

H

δ−2

O AGUA δ−2

O

δ+

H δ+

H F F F F Punto de ebullición H H H 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.


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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..


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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 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.

Según la escala de Pauling, la relación entre el porcentaje de carácter iónico y la electronegatividad viene dada por la gráfica: 4. - ENLACE METÁLICO 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.

0

20

40

60

80

100

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3

diferencia de EN

% de caracter ió

nico


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- 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


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• 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:

Covalente Molecular

Covalente

Atómica (red)

Iónica

Metálica

Partículas constituyentes

Moléculas

Átomos

Cationes y Aniones

Cationes y electrones

Fuerzas de enlace entre las partículas

Van der Waals Enlace de H

Electrones compartidos

(enl. covalente)

Atracción

electrostática catión – anión (enl. iónico)

Atracción cationes-electrones

(enl. metálico)

Mecánicas Eléctricas Propiedades Pto. fus, y eb. Solubilidad

Muy blandas Aisladoras

Bajo o moderado Disolv. polares o

apolares

Muy duras Aisladoras Muy alto Insoluble

Duras y frágiles

Aisladoras Alto

Disolv. polares

Duras o blandas Conductoras

Moderado o alto Insoluble

Ejemplos

Cl2 , H2O

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)


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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:

Sustancia

Punto de fusión (ºC)

Conductividad eléctrica en estado sólido , estado líquido

Solubilidad en agua

Tipo de sustancia

Solubilidad en CCl4

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


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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.


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AUTOEVALUACIÓN

1.- Indica la respuesta correcta: ( I: enlace iónico , C: enlace covalente , M: enlace metálico , N: gas noble):

HBr H2 Mg NaI Ar a) b) c) d)

C I C C

N C C C

C M I M

I C I I

N C N N

2.- Con los compuestos iónicos que pueden formarse con los elementos de la tabla, ¿cuál tendría mayor energía reticular?: Br - I - Na+ K+

Radios (pm) 195 216 98 133 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.

6.- ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá mayor punto de fusión:

a) Mg F2 b) Mg I2 c) Mg Br2 d) Mg Cl2

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.


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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 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 a) sp2 2) eteno b) sp 3) acetona c) sp3 4) amoniaco d) otro tipo 5) agua 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) 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 2) SiF4 b) lineal 3) PCl3 c) piramidal 4) F2O d) tetraédrica 19.- A la vista de las siguientes representaciones y datos adjuntos, indica a qué compuestos corresponden: Datos: 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. d 2. c 3. d 4. c 5. b, e, f 6. 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


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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.


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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

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