UNIDAD 4: ENLACE QUÍMICO

UNIDAD 4: ENLACE QUÍMICO

1. El enlace químico1.1 Teorías de Kössel y Lewis1.2 Enlace y energía de estabilización1.3 Tipos de enlace

2. Enlace iónico2.1 Iones y enlace iónico2.2 Redes cristalinas2.3 Energía reticular2.4 Propiedades de los compuestos iónicos

3. Enlace metálico3.1 Teorías del enlace metálico: modelo de la nube electrónica y modelo de bandas.3.2 Propiedades de las sustancias metálicas

4. Enlace covalente4.1 Teorías del enlace covalente

A) Teoría de LewisB) Teoría del enlace de valenciaC) Hibridación de Orbitales

4.2 Geometría molecular A) Método de orbitales híbridos B)Método de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia(RPECV).

4.3 Polaridad del enlace5. Fuerzas intermoleculares

5.1 Fuerzas de Van der Waals5.2 Enlace de hidrógeno

6. Cristales covalentes7. Sustancias moleculares

1. EL ENLACE QUÍMICO

El enlace químico es el responsable de la unión estable entre dos átomos y se basa en lasfuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos en la molécula.

Debido a estas fuerzas atractivas, los átomos resultan ser más estables cuando están unidosa otros átomos que en solitario; aunque esto no se cumple en el caso de los gases nobles, que sonlos únicos que se encuentran en estado atómico en la naturaleza.

Desde un punto de vista electrónico, los enlaces se forman mediante una transferencia total oparcial de electrones entre los átomos.

1.1. Teorías de Kossel y Lewis

A lo largo del siglo XIX surgieron varias teorías que trataban de explicar la naturaleza delenlace químico. El modelo atómico de Bohr y el sistema periódico, llevó simultáneamente a Kossel yLewis a enunciar sus teorías.

Kossel describió la naturaleza del enlace iónico como un intercambio de electrones; Lewis ladel enlace covalente mediante la compartición de electrones.

Ambas teorías suponen que tras la transferencia de electrones, los dos átomos completan suúltima capa electrónica con 8 electrones (ns2 np6). Esta es la Regla del Octeto de electrones. Elhecho de completar el nivel electrónico le confiere a los átomos que forman el enlace una estabilidadespecial.

Esta regla no siempre se cumple:

El H sólo admite 2 electrones (1s2) Octeto expandido: Los elementos a partir del tercer período admiten hasta 10

electrones más (3d10)

Tema 4 IES Chan do Monte

Octeto incompleto: Otros elementos son más estables con menos electrones, como elBoro que se rodea de 6 y el Berilio, con 4.

1.2. Enlace y energía de estabilización

La estabilidad energética que adquieren los átomos cuando forman el enlace se puedevisualizar mediante las Curvas de Morse, que representan la energía de los átomos que forman elenlace a medida que se van acercando.

de d

Ee

Cuando dos átomos están separados a una distancia lo suficientemente grande, no existenfuerzas atractivas ni repulsivas entre ellos, es decir, su energía es nula.

A medida que estos átomos comienzan a acercarse, aparecen fuerzas de atracción entrecada núcleo y los electrones del otro átomo, y esto hace que la energía disminuya (las fuerzasatractivas llevan asociada una energía negativa). Pero si seguimos acercándolos, llega un momentoen que aparecen fuerzas de repulsión entre los electrones de ambos átomos, y la energía vuelve aaumentar.

Hay por tanto, una distancia intermedia, llamada distancia de enlace (de), a la cual se produceun mínimo de energía, llamada energía de enlace (Ee), que es la energía que se desprende alestabilizarse ambos átomos.

1.3. Tipos de enlace

Iónico Interatómico Covalente Metálico Intermolecular

2. ENLACE IÓNICO

2.1. Iones y enlace iónico

Los iones fueron descubiertos por Faraday, y explicados por Arrhenius que en su teoría de laelectrolisis afirmaba que los electrolitos en disolución se disociaban en dos iones de cargas opuestas.

EE repulsión

E atracción


El enlace iónico de estos electrolitos, está formado por iones de distinto signo unidos porfuerzas electrostáticas.

Este tipo de enlace se forma entre un elemento metálico (electropositivo) y uno no metálico(electronegativo) y cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre ellos, más iónico seráel enlace.

De esta manera, en un primer paso se produciría el intercambio de electrones para formarselos dos iones, y en un segundo paso estos iones quedarían unidos por fuerzas electrostáticasatractivas.

Denominamos electrovalencia, al número de electrones que toma o cede un átomo paraconvertirse en ión. Por ejemplo, para formarse el cloruro sódico:

Na 1s22s22p63s1 Na+ 1s22p6 ev = +1Cl 1s22s22p63s23p5 Cl- 1s22s22p63s23p6 ev = -1

2.2. Cristales iónicos

Los compuestos iónicos no forman moléculas aisladas formadas por 2 átomos o 3, sino queforman redes tridimensionales en las que los iones + y – se colocan alternos, unidos por fuerzaselectrostáticas.

El empaquetamiento de los cationes y aniones en esa red ocurre de forma que los iones delmismo signo queden lo más alejados posible, y los de signo opuesto, lo más cercanos posible.Además depende del tamaño relativo de los cationes y los aniones.

Llamamos índice de coordinación al número de iones de un signo que rodea a cada ión designo opuesto.

Ejemplo: red de NaCl• Se trata de una red cúbica centrada en

las caras: los iones de un signo, secolocan en los vértices y el centro de lascaras del cubo. Los iones de signoopuesto se sitúan en el centro de cadaarista y en el centro del cubo.

El índice de coordinación tanto para elNa como para el Cl es el mismo: 6.

Red de CsCl:• Red cúbica centrada en el cuerpo: los

iones de un signo se colocan en losvértices del cubo y los de signo opuesto,en el centro del cubo.

• El índice de coordinación tanto para Cscomo para Cl es 8.

e-


2.3. Energía reticular

Cuando se forma una sustancia iónica por enlace entre los iones, se produce unaestabilización que se traduce en una liberación de energía. En el caso de las sustancias iónicas, alformarse la red tridimensional, se libera una energía que denominamos energía reticular:

“ Es la energía que se libera cuando se forma 1 mol de cristal iónico, a partir de sus ionesconstituyentes, en estado gaseoso, separados una distancia infinita, que se van acercandohasta formar un cristal estable”

Cuanto mayor sea la energía reticular, en valor absoluto, más estable será el cristal.El valor de la energía reticular se puede obtener por dos métodos: de forma teórica (ecuación

de Born) o de forma experimental (ciclo de Born-Haber).

Ecuación de Born-Landé. Considerando las energías electrostáticas que existen enel cristal, tanto atractivas como repulsivas, Born dedujo un fórmula que permitecalcular de forma teórica la energía reticular:

Uret = - K Z+ Z- e2 NA A 1 - 1/n d0

Uret energía reticular Z+ carga del catión Z- carga del anión NA número de Avogadro A constante de Madelung, depende de la geometría del cristal. n constante de Born, o factor de compresibilidad, tabulado d0 distancia internuclear al átomo más cercano

De esta ecuación se deduce que cuanto mayor sea la carga de los iones, y menorsea la distancia entre ellos, la energía reticular será más negativa, es decir, que elcristal será más estable.

Ciclo de Born – Haber. La energía reticular también se puede calcular de formaindirecta mediante medidas experimentales. Este método se basa en un principiotermodinámico que se estudiará más adelante, pero que se basa en que la energíade un proceso es la misma tanto si se hace en un paso, como si se hace en varios, yaque los reactivos y productos son los mismos; por tanto se calcula el calor delproceso de formación del cristal, a través de una serie de procesos, cada uno conenergías sencillas de medir experimentalmente.

Ejemplo: energía reticular del NaCl

Ef = Esub + Ei + 1/2Edis + AE + Uret

Uret = Ef - Esub - Ei - 1/2Edis - AE

Como la energía de formación, la afinidad electrónica, la energía de ionización, la energíade sublimación y la de disociación, están tabuladas, basta con despejar la energíareticular de la fórmula.


2.4. Propiedades de las sustancias iónicas

Dureza: se define como la resistencia de un cuerpo a ser rayado por otro. Las sustanciasiónicas son difíciles de rayar, porque eso supondría abrir un surco entre los iones, rompiendolas fuerzas electrostáticas, que son muy fuertes.

Fragilidad: es la facilidad para romperse. Es fácil que se rompan porque un golpe seco haceque las capas de iones se desplacen enfentando a los iones del mismo signo, que se repelen,lo cual provoca la rotura del cristal

Puntos de fusión y ebullición: son muy elevados porque las fuerzas que unen a los iones sonmuy fuertes. Esto permite que los materiales iónicos se usen como materiales refractarios (p,ej. parar recubrir hornos).

Solubilidad: Hay una regla que dice queIGUAL DISUELVE A IGUAL. Las sustanciasiónicas sólo se disuelven por tanto, endisolventes polares, es decir, que tengan unacierta separación de carga. La ruptura delcristal en disolución se debe al fenómeno desolvatación: consiste en que los dipolos deldisolvente se unen con los iones del cristal,de forma que pueden llegar a arrancarlos dela estructura cristalina. Cuando el disolventees el agua, a este fenómeno se le llamahidratación.

Conductividad eléctrica: la condición para que exista una corriente eléctrica, es que existancargas móviles. Por tanto, la red iónica sólida no es conductora.

Sin embargo, en disolución o fundidas, los iones se encuentran libres y se transforman enbuenos conductores (aunque no tan buenos como los metales).

Conductividad térmica: El calor se transmite a través de la agitación térmica de las partículasde la red; como los iones están en posiciones fijas en el cristal, no transmiten bien el calor deesta forma; si se funden, las partículas si podrán moverse y se transmitirá mejor el calor.

3. ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos constituyen la mayoría de los elementos conocidos, y se unen entresí mediante los enlaces metálicos, que se disponen en el espacio en una red tridimensional.

Los metales por tanto están formados por una red cristalina formada por átomos metálicosunidos entre sí por enlaces metálicos, y empaquetados de la forma más compacta posible.

3.1. Teorías del enlace metálico

Las sustancias metálicas se caracterizan por ser buenas conductoras de electricidad, de locual se deduce que han de tener cargas libres. Para explicar la naturaleza de este enlace, se hanpropuesto varios modelos.

Teoría de la nube electrónica: este es un modelo puramente descriptivo y muy intuitivo,en el que se describe a los metales como una red cristalina formada por cationes metálicos,que han cedido sus electrones de valencia. Estos electrones se encuentran deslocalizadospor todo el cristal, actuando como “cemento” para impedir que los cationes se repelan entresí.


Modelo de bandas: Este modelo se obtuvo al aplicar la mecánica cuántica al modelo de lanube electrónica. Interpreta la conductividad eléctrica de los metales.Este modelo supone que en la red cristalina, los átomos se encuentran muy cercanos y susorbitales atómicos se superponen dando lugar a una “banda” de niveles energéticos, muypróximos entre sí, en los que se sitúan los electrones de valencia.

Estas bandas explican la conductividad de los metales.

A. Conductores. En el caso del litio, como cada átomo de litio tiene un electrón, ycada orbital 1s tiene cabida para 2 electrones, la banda 1s, que será la banda devalencia, estará semillena. Así los electrones tienen espacio para moversecuando se aplica un campo eléctrico sobre el metal.En el caso de metales como el Mg, que tienen 2 electrones en la banda devalencia 2s llena, como la banda 2p, llamada banda de conducción tiene casi lamisma energía, los electrones se pueden mover por ella con libertad.En el caso de los conductores, su conductividad disminuye al aumentar latemperatura, ya que la agitación térmica de los cationes impide el flujo deelectrones.

Litio Magnesio

B. Semiconductores: tienen la banda de valencia llena, y la banda de conducciónvacia. La diferencia de energía entre ambasbandas es tan pequeña que los electrones saltana ella tan sólo aportando un poco de energía enforma de calor. Es el caso del Si y el Ge.

La conductividad de los semiconductores esmayor al aumentar la temperatura, porque loselectrones saltan mejor a la banda de conducción.


C. Aislantes: la diferencia energética entre la bandade valencia y la de conducción es tan grande quelos electrones no pueden saltar a ella con lo cualno hay movilidad. Es el caso del diamante,aunque no se trate de un metal, sino de un sólidocovalente.

3.2. Propiedades de los metales

Propiedades mecánicas: son dúctiles (se extienden en hilos finos, como el cobre),maleables (en láminas finas, como el “pan de oro”) y son resistentes a la tracción. Estaspropiedades se explican en base a su estructura, ya que los desplazamientos de unascapas de átomos respecto a otras, no rompen la estructura, gracias a los electrones queactúan como cementadores.

Dureza: es variable, desde el sodio que es muy blando, al cromo, que raya el vidrio.

Puntos de fusión y de ebullición: aunque suelen ser sólidos a temperatura ambiente, suspuntos de fusión son muy variables: desde el mercurio (Tf = -39ºC) que es líquido, alWolframio (Tf = 3400ºC) que se usa en los filamentos de las bombillas.

Conductividad eléctrica: es variable, como hemos visto. Los conductores tienen unaelevada conductividad gracias a la movilidad de os electrones. P ej, el Cu, Ag y Au son muybuenos conductores.

Conductividad térmica: transmiten bien el calor ya que los electrones son móviles y loscationes tienen más movilidad que en el caso de las redes iónicas.

Solubilidad: sólo son solubles en otros metales. Las disoluciones de un metal en otro sellaman aleaciones (p. ej el bronce; las amalgamas, en las que se usa mercurio comodisolvente…)

4. ENLACE COVALENTE

Veíamos que el enlace iónico se formaba por las fuerzas atractivas que se crean entre ionescon cargas opuestas, una vez que estos han ganado o perdido electrones en base a sus diferenciasde electronegatividad.

Sin embargo en el enlace covalente los átomos que se unen tienen una electronegatividadmuy parecida, de modo que no hay intercambio de electrones, sino que comparten sus electrones.

El enlace covalente se forma entre elementos no metálicos, que son todos muyelectronegativos (incluído el Hidrógeno).

4.1. Teorías del enlace covalente

Una de las primeras teorías que surgió para explicar el enlace covalente fue la Teoría deLewis, que se basa en la Regla del Octeto, y posteriormente, en 1927, Heitler y London desarrollaronla Teoría del Enlace de Valencia, que aplica la mecánica cuántica.

A) Teoría de Lewis

Basándose en la Regla del octeto Lewis postuló que :“Los elementos que forman un enlace covalente, comparten sus electrones de modo que su capade valencia adquiera la configuración de gas noble (capa llena)”


Para representar de forma sencilla las moléculas covalentes, Lewis introdujo LOSDIAGRAMAS DE LEWIS, con una simbología cuyas reglas son:

• Los electrones se representan con puntos• Los enlaces con rayas• Cada átomo se representa escribiendo su símbolo, rodeado de todos los electrones de

valencia de su última capa (H 1, O 6, N 5, Be 2....), y los electrones apareados se colocanjuntos.

.H. :Ö: :N: .Be.

• Se cuenta el número de electrones que necesita cada átomo para completar la capa devalencia. Por cada e que necesita, formará un enlace.

• Enlace sencillo: se comparte un par de electrones. (cada electrón viene de un átomo)

H2 H. + H. H -H así cada H tiene 2e en la última capa. Enlace SENCILLO .. .. .. ..Cl2 :Cl: + :Cl: :Cl-Cl: cada Cl tiene 8e en la última capa! ¨ ¨

• Enlace múltiple: a veces es necesario compartir varios pares de electrones para alcanzar elocteto. Los enlaces múltiples son más fuertes y más cortos que el sencillo.

.. .. .. ..O2 :O: + :O: :O=O: Forman un enlace DOBLE . . N2 :N: + :N: :N≡N: Forman un enlace TRIPLE

• Enlace covalente coordinado o dativo: se produce cuando el par de electrones lo aporta solouno de los átomos (donor), mientras el otro ofrece orbitales vacíos (aceptor). Esto ocurrecuando tenemos un átomo de la molécula incompleto y otro completo, que cede un par deelectrones al primero. .. :F:

_ . .. .. _ .. .. _BF4 .B. + 3 :F. + :F: :F – B F: ¨ ¨ ¨ :F: ¨ F H F HBF3NH3 F - B + :N-H F-B N-H F H F H

H +H3O+ H O –H

• Carga formal de un átomo en una molécula: se calcula como la diferencia entre los electronespropios del átomo en la molécula, y los electrones de valencia.

Carga = e de valencia – e propios en molécula

La carga sólo será aceptable si está de acuerdo con la electronegatividad del átomo, y siempre ycuando no sea muy elevada.Hay una excepción, el CO, en el que la carga del C es –1 y la del O es +1.

:C≡O:


• Estructuras de resonancia: a veces una molécula se puede representar mediante variasestructuras de Lewis totalmente equivalentes. La estructura real no es ninguna de ellas, sinouna intermedia entre ellas. P ej, el caso de HNO3 y del benceno:

Esa estructura intermedia se llama híbrido de resonancia, y está formada por variasestructuras canónicas. Cuando una molécula tiene la posibilidad de tenerresonancia, es más estable; esa estabilidad adicional es lo que se llama energía deresonancia.Esta situación se puede producir cuando hay enlaces múltiples.

La teoría de Lewis explica de forma sencilla cómo se pueden formar los enlaces sencillos,dobles y triples, y las estructuras de resonancia.

Se llama Covalencia, o valencia covalente de un átomo, al número de enlaces covalentes

que puede formar.El O de H2O tiene covalencia 2, mientras que cada H tiene covalencia 1.

B) Teoría del Enlace de Valencia

La teoría de Lewis sin embargo no explica los aspectos energéticos del enlace covalente ni lageometría de las moléculas. Estos y otros aspectos sí los explica la T.E.V., que se basa en lamecánica cuántica.

Esta teoría supone que:• Cuando dos átomos van a formar un enlace, se aproximan, de forma que sus orbitales

semiocupados se solapan. Cada orbital atómico semiocupado podrá formar un enlacecovalente

• Al solaparse, los dos electrones aparean sus espines quedando en la zona intermedia entrelos átomos.

• Al aparearse, la energía disminuye, de forma que los átomos se estabilizan y se forma elenlace.

• En el enlace covalente intervienen los orbitales de la capa de valencia. A veces los orbitalescon dos electrones, pueden promocionar 1e para obtener más e desapareados con los queformar más enlaces

El último punto explica la covalencia de muchos átomos:

Be 1s22s2 covalencia 2B 1s22s22p1 covalencia 3Cl 3s23p5 covalencia 1 “ 3 “ 5 “ 7


Veamos la forma en la que se producen los emparejamientos de orbitales con unos ejemplos:

Enlaces sencillos:Cl-Cl Cl Cl

Al solapamiento entre dos orbitales que se produce en el eje de los dos átomos, se le llamaenlace sigma (σ)

Enlaces doblesCH2=CH2 H C C H

Entre los dos carbonos hay dos enlaces, por tanto es un enlace doble. Los orbitales que sesolapan en el eje forman un enlace sigma, y los que se solapan lateralmente, un enlace tipo pi (π).En el enlace π el solapamiento es alrededor del eje del enlace.

Enlaces triples:

N≡N N N

En el enlace triple, hay un solapamiento frontal que produce un enlace tipo sigma, y dossolapamientos laterales que producen dos enlaces tipo Pi.

C) Orbitales híbridos

La TEV es capaz de explicar la formación de enlaces sencillos, dobles y triples, pero noexplica la geometría de muchas moléculas. Por ejemplo, el CH4 según esto, debería tener un enlacemás corto (s-s) y tres largos (s-p), u estos enlaces deberían formar 90º entre sí. Sin embargoexperimentalmente se sabía que los 4 enlaces eran igual de largos y con geometría tetraédrica.

Este hecho lo explica el modelo de Orbitales Híbridos. Lo desarrollaremos tomando comoejemplo el metano, CH4.


En primer lugar, como ya vimos, el carbono debe promocionar uno de sus electroness al subnivel p, para tener 4 e desapareados. Así puede formar 4 enlaces.

C: 2s 2p 2s 2p

Considerando los orbitales en los que están los electrones desapareados del C, seformarán 4 enlaces sigma con 4 átomos de H.

CHHHH

En teoría se formarían 3 enlaces s—p perpendiculares y un enlace s—s más corto. Paraexplicar la geometría tetraédrica real supondremos que en el C, antes de unirse con los H, se produceuna recombinación de los orbitales s y p, para dar lugar a 4 orbitales “híbridos” de característicasintermedias entre el s y los p. Por tanto se llaman orbitales híbridos sp 3, y están orientados de formaregular hacia los vértices de un tetraedro.

Así el C tiene 4 orbitales sp3, que se unen a 4 H, dando 4 enlaces idénticos de geometríatetraédrica.

s p sp3

Tipos de hibridaciones más comunes:

sp3: es la que forma el C en el metano. Se forma a partir de 1 orbital s y 3 orbitales p. sp2: son 3 orbitales híbridos que se forman al combinar 1 orbital s y dos orbitales p.

Se disponen hacia los vértices de un triángulo equilátero. P. ej, en el eteno H2C=CH2

Cada C está unido a otro C y dos H dando lugar a tres enlaces en total, dispuestosen un triángulo. Para ello, combina el orbital s con 2 orbitales p para dar 3 orbitaleshíbridos sp2, triangulares, con los cuales se une al otro C y a los dos H, medianteenlaces sigma. Sobra un orbital p de cada C perpendicular al plano del triángulo, conel cual se forma el enlace pi entre los C.

s p sp2 p puro


sp: son dos orbitales híbridos que se forman al combinar un orbital s y uno p, que sedisponen en línea recta (lineal). P.ej en el etino (acetileno).En el etino, cada C forma dos enlaces: con 1H y con el otro C. Estos enlaces están

dispuestos de forma que la molécula es lineal. Para explicarlo se supone que cada Cadopta una hibridación sp, y esos dos orbitales los usa para formar enlace con el H y elC. A cada C le sobran 2 orbitales p que quedan perpendiculares al eje, con los cualesforma 2 enlaces pi, y así forma el enlace triple C-C.

s p sp p puros

4.2. Geometría molecular

El enlace covalente tiene carácter direccional, que viene dado por la dirección en la que sesolapan los orbitales. Para predecir la geometría de una molécula podemos aplicar el Método deOrbitales Híbridos o el métodos de Repulsión de los pares de e de la Capa de Valencia (RPECV), quese basa en las estructuras de Lewis.

A) método de hibridación de orbitales

A partir de la hibridación de los orbitales atómicos del átomo central de una molécula seobtiene la disposición de los pares de electrones que hay a su alrededor:

Hibridación Geometría Ángulo Ejemplosp Lineal 180º BeH2

sp2 Triangular plana 120º BH3

sp3 Tetraédrica 109,5º CH4

B) método RPECV

Este método, se limita a colocar los pares de electrones de la capa de valencia del átomocentral, tanto propios como de los enlaces, de forma que estén lo más alejados en el espacio. Portanto se aplica esta teoría a las estructuras de Lewis para estudiar como se disponen espacialmentelos pares de electrones.

Se obtienen las mismas geometrías que con el método anterior. Pero además este métodotiene en cuenta de qué tipo son los pares de electrones: si todos los pares de e son de enlace, lamolécula es regular, pero si hay algún par no enlazado (propio del átomo), la molécula es irregular.

Esto se debe a que los pares de electrones no compartidos (PNC) como ocupan mayorvolumen, producen unas repulsiones más fuertes y distorsionan la geometría molecular.


Las repulsiones entre pares de electrones (compartidos y no compartidos) tienen unaintensidad decreciente, en el sentido que se indica a continuación:

PNC-PNC > PNC-PC > PC-PC

Ejemplo: NH3. Por ser tetraédrica el ángulo HNH debería ser 109,5º pero experimentalmentese observa que es 107º. Esto es debido a que el par de electrones no enlazante del N es másvoluminoso y repele a los otros pares de los enlaces, haciendo que los enlaces se acerquen y secierre el ángulo.

En el agua como hay 2 pares de electrones no enlazantes las repulsiones son mayores y elángulo HOH es 104º.

N.º Paresde e

Tipo demolécula

Paresenlazantes

Pares noenlazantes

Geometría Ejemplo

2 AB2 2 Lineal 180º

3

AB3 3

Trigonalplana 120º

:AB2 2 1 Angular <120º

4

AB3 4 Tetraédrica 109,5º

:AB3 3 1

Pirámidetrigonal 107º

:ÄB2 2 2 Angular 104,5º

*Cuando apliquemos el método de orbitales híbridos para conocer la geometría molecular, alfinal consideraremos la existencia de pares de electrones no compartidos, para puntualizar sila geometría es regular o si está distorsionada por las repulsiones.

4.3. Polaridad

En primer lugar definiremos la polaridad a nivel de enlace y luego a nivel de una molécula.

Enlace apolar: es aquel que se da entre átomos iguales, o que tienen la mismaelectronegatividad. P ej: O=O, H-H...


Enlace polar: se produce entre átomos que tienen una diferencia deelectronegatividad superior a 0,4. En un enlace así, el átomo más electronegativo tirahacia sí de los electrones del enlace, de forma que tiene a los electrones más sobreél, y tiene un diferencial de carga negativa (δ-). El otro átomo por tanto, se quedarácon una cierta carga positiva (δ+). P ej: H-Cl, C=O, H-O ...

En los enlaces polares se forma por tanto una separación de carga, que da lugar a dos poloseléctricos de signo opuesto: es lo que se llama dipolo.

δ+ μ δ-

El momento dipolar μ de un dipolo, es un vector que indica la intensidad de la separación de

cargas. Su módulo se obtiene multiplicando la carga de un polo por la distancia entre los polos

μ = q . d 3,33 .10-30 C.m = 1 Debye ( D)

Su sentido es desde la carga + a la carga -.

H Clδ- δ-

Se puede calcular el tanto por ciento de carácter iónico de un enlace covalente, dividiendo elmomento dipolar experimental entre el momento dipolar que tendría el enlace en caso de sertotalmente iónico, y multiplicando por 100:

μ real% carácter iónico = . 100

μ teórica

Ejemplo: el momento dipolar del HCl medido experimentalmente es 1,07 D y su longitud deenlace es 1,27 A. Calcula el porcentaje de carácter iónico.

Si el enlace fuera iónico totalmente: H+Cl- cada polo tendría una carga entera, de 1,6.10-19 C,debido al electrón que se transfiere.

μ teórica = q . d = 1,6 . 10-19 C . 1,27 . 10-10m = 6,1 D

% carácter iónico = (1,07 / 6,1) . 100 = 17,5 % de carácter iónico

Una molécula que esté formada por varios enlaces, podrá ser polar o apolar dependiendo dela geometría:

Enlace MoléculaApolar Apolar O=O

Polar

Polar

Apolar

μ


5. FUERZAS INTERMOLECULARES

La existencia de estas fuerzas se dedujo al observar que algunas moléculas covalentes o queincluso sustancias atómicas, como los gases nobles, se podían licuar. El hecho de que el Helio sepueda licuar demuestra que hay fuerzas débiles que unen a estos átomos sin ser un enlacequímico en sí. Estas fuerzas son mucho más débiles que el resto de los enlaces químicos (aprox <40 kJ/mol).Hay varios tipos.

5.1. Fuerzas de Van der Waals

Son fuerzas electrostáticas entre moléculas polares y apolares.Varían entre 1 – 7 kJ/mol.Pueden ser de varios tipos según la polaridad de las moléculas implicadas.

a) Dipolo – dipolo (orientación): tiene lugar por atracción entre los polos de moléculas polares. Pej: H2S, CH3F.

b) Dipolo – Dipolo Inducido (inducción): ocurre en mezclas en las que hay presentes moléculaspolares y apolares. Lo que ocurre es que la molécula polar induce la aparición de un dipolo enla apolar, y quedarán unidos por fuerzas electrostáticas. P ej: H2O + CH4.

c) Dipolo instantáneo – Dipolo inducido (Dispersión o de London): ocurre entre moléculasapolares. En una molécula apolar puede ocurrir que debido al movimiento de los electrones,de vez en cuando éstos se acumulen en una zona de la molécula, creando un dipoloinstantáneo; este dipolo generará un dipolo inducido en la molécula vecina, quedando los dosunidos por fuerzas de atracción. P ej: F2.Cuanto mayor sea la molécula, mayor es su polarizabilidad (capacidad para formar dipolos) yentonces las Fuerzas de London serán más intensas.

F2 < Cl2 < Br2 < I2

T eb(ºC) -18,8 –34 58 184 Gas sólido

5.2. Enlaces (puentes) de Hidrógeno

Se trata de un tipo de enlace dipolo – dipolo especialmente fuerteAparece cuanto hay un H unido covalentemente a F, O, N (átomos pequeños yelectronegativos). Los átomos de F, O y N atraen tanto el par de electrones del enlace con elH que el H prácticamente queda como un catión H+ y los átomos de F, O, N como aniones.Las fuerzas entre los aniones y cationes intermoleculares es lo que llamamos puente dehidrógeno.

Son enlaces direccionales (a diferencia de las fuerzas de VDW), y esto es responsable demuchas propiedades. Por ejemplo, la dilatación anómala del agua (el hielo tiene más volumenque el agua líquida) se debe a que esn el hielo hay más puentes de H que en el líquido, lo


cual obliga a las moléculas de agua a colocarse de forma cristalina, a mayor distancia que enel líquido.

Estos enlaces son los responsables de que los hidruros de F, O y N tengan unastemperaturas de fusión y ebullición mucho mayores de lo esperado.

H2Te H2Se H2S H2OTeb(ºC) -1,8 -41,5 -60,8 +100

VDW a mayor tamaño la fuerza es mas intensa

También aparecen en otras moléculascon estos grupos O-H, N-H y F-H.Otros ejemplos de la importancia de lospuentes de H aparte del agua, son laestructura de doble cadenacomplementaria de ADN (lacomplementariedad se basa en lospuentes de H entre las basesnitrogenadas) y la estructura secundaria,terciaria y cuaternaria de las proteínas.

Enlace de H


6. CRISTALES COVALENTES

Son redes cristalinas tridimensionales unidas por enlaces covalentes.El ejemplo más paradigmático es el carbono que tiene dos formas alotrópicas: el diamante yel grafito.

Otros ejemplos son la sílice (SiO2) en los que cada átomo de Si se rodea de 4 oxígenos deforma similar al diamante; el carborundo (CSi), BN, AlN…

Propiedades:• Insolubles• Duros y frágiles• Altas Tf y Teb• Aislantes eléctricos y térmicos

7. SUSTANCIAS MOLECULARES

Son moléculas discretas unidas por fuerzas intermolecularesLas moléculas con posibilidad de formar puentes de H tienen propiedades especiales con

respecto a su grupo (como vimos con las Tf y Teb)Sus propiedades dependen de las fuerzas intermoleculares que se establecen entre las

moléculas: Blandos y no mecanizables Bajas Tf (suelen ser gaseosas a temperatura ambiente) Al aumentar el tamaño de la molécula aumentan las fuerzas de VDW, y por tanto

aumenta su Tf y >Teb Aislantes térmicos y eléctricos Solubilidad:

• Sustancias polares: se disuelven en disolventes polares. P ej el HCl se disuelve enH2O, etanol (CH3-CH2-OH) …Las sustancias polares son especialmente solubles si pueden formar puentes deH con el disolvente (etanol en agua).

• Las sustancias apolares (ej I2) se disuelven en disolventes apolares como el CCl4 yotros hidrocarburos (CH).

IGUAL DISUELVE A IGUAL

UNIDAD 4: ENLACE QUÍMICO

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