Las especies químicas (átomos, moléculas, iones ) se unen para formar otras especies químicas con menor contenido energético, es decir más estables




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fecha de publicación11.08.2016
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T.3. ENLACE QUÍMICO

Las especies químicas (átomos, moléculas, iones..) se unen para formar otras especies químicas con menor contenido energético, es decir más estables.

Para explicar el enlace químico, Lewis propuso en 1916, algunas ideas básicas:

1.- Los electrones del nivel más externo (capa de valencia) son los que intervienen fundamentalmente en el enlace químico.

2.- Estos electrones unas veces se transfieren de un átomo a otro (enlace iónico) y otras se comparten (enlace covalente) para adquirir una estructura de gas noble con 8 electrones en el último nivel (octeto), aunque existen excepciones a esta regla.

3.- Los elementos de transición difícilmente alcanzan la estructura de gas noble y se limitan a otras configuraciones estables (orbitales d llenos o semillenos).

Enlace Iónico

Este tipo de enlace se da entre elementos de muy distinta electronegatividad y consiste en una transferencia de electrones desde el elemento más electropositivo al más electronegativo, formándose iones de diferente signo que se atraen por fuerzas eléctricas.

Se llama valencia iónica o electrovalencia al nº de electrones que gana o pierde un átomo de ese elemento para formar un compuesto iónico. Así, la electrovalencia del Mg al formar el óxido correspondiente MgO es 2+ y la del oxígeno es 2-.

Mg-2e------Mg2+ O +2e--------O2-

1.- Justifica la fórmula del sulfuro de plata y del cloruro de bario.

Los compuestos iónicos no están formados por moléculas aisladas. Cada ion está rodeado de un nº determinado de iones de signo opuesto, llamado índice de coordinación, formando una estructura de red con geometrías diferentes: cúbica, hexagonal…

La formación de redes cristalinas iónicas es un proceso exotérmico (estable). Se llama Energía Reticular o de Red (U R ) a la energía que se desprende en la formación de 1 mol de compuesto iónico a partir de 1 mol de iones de distinto signo, en estado gaseoso.

Cl- (g) + Na+ (g) ………………NaCl (s) - UR

Uno de los métodos para calcularla es el ciclo de Born-Haber (basado en la ley de Hess que nos dice que la variación de energía que tiene lugar en una reacc. química es la misma tanto si la reacción se da en una sola etapa o en varias).

2.- Cálculo de la energía reticular del cloruro de sodio.

3.- Cálculo de la E. reticular del MgO

4.- Cálculo de la E. de red del KBr

5.- ¿Cómo va a influir el radio del ion y su carga en la estabilidad del compuesto iónico? ¿Cuándo serán mayores las fuerzas de atracción?

6.-Justifica si la energía reticular del NaF será mayor o menor que la del NaCl.

7.-Ordena de mayor a menor punto de fusión: BaCl2, MgCl2, CaCl2.

8.-Ordena de mayor a menor solubilidad: CsBr, NaBr, KBr.

9.- Escribe las propiedades de los compuestos iónicos justificándolas según el tipo de enlace.

10.- Realiza las cuestiones de IQPAU: 7, 10, 17.

Enlace covalente. Geometría molecular

Existen algunas excepciones a la teoría de Lewis:

* Octeto incompleto (elementos del grupo 13 B, Al… se rodean de 6 e, como BF3, AlCl3 ), SnCl2, NO2, NO……..

*Octeto ampliado (elementos como S, P….se rodean de más de 8 e, como SF6, PCl5, SO42-)),…

Las estructuras de Lewis presentan los símbolos de los elementos químicos y una serie de puntos que significan los electrones de valencia, los electrones que se comparten o los que quedan libres.

Para escribir una estructura de Lewis:

a) Calcula el nº total de electrones de valencia de la estructura (si es un ion habrá que sumar o restar electrones según la carga del ion). b) Identifica el átomo central (o átomos centrales) y los átomos terminales: el central está unido a dos o más átomos y suelen ser los menos electronegativos. El átomo de C lo es casi siempre.

c) Escribe un esqueleto de la estructura mediante enlaces covalentes simples (un solo trazo), sitúa 2 e- en cada enlace. d) Comenzando por los átomos terminales y terminando por el átomo central se asignan los electrones a cada átomo hasta completar octeto. Los átomos centrales del 2º periodo cierran con 8 electrones (excepto Be con 4 e- y B con 6e-) y los del 3º en adelante pueden alojar más de 8 al tener orbitales d vacios.

f) Calcular la carga formal de cada átomo, comenzando por el central. Si la carga formal del átomo central es igual a la carga neta de la molécula o si es negativa, la estructura es correcta.

Nota: Las cargas formales son cargas aparentes que aparecen sobre algunos de los átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual nº de electrones al enlace covalente que los une: es el nº de electrones de valencia en el átomo libre menos el nº de electrones asignado a ese átomo en la estructura.

g) En caso contrario, se modifica la estructura desplazando electrones libres de los ligandos hacia el átomo central para formar enlaces covalentes múltiples (hasta completar octeto para átomos 2º periodo, y para el resto hasta que se anule la carga formal o se hayan formado 2 dobles enlaces). Se ha de llegar a una estructura sin cargas o con las mínimas cargas formales.

Realiza las estructuras de Lewis de CS2, OF2, PCl3, O22-, O3, SO2

Cuando pueden escribirse 2 ó más estructuras de Lewis aceptables se dice que existe resonancia y la estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras aceptables (todas ellas con el mismo esqueleto). A cada una de las formas se le llama “forma canónica”.

En otros casos hay que acudir al concepto de enlace covalente coordinado o dativo para poder explicar la formación de la estructura de Lewis. En este enlace, el par de electrones del enlace procede de un átomo central que dispone de un par no enlazante que es cedido para compartirlo con otro átomo ligando que tiene una zona vacía. El enlace dativo se representa mediante una flecha que se dirige desde el átomo dador del par de electrones al átomo receptor. Así podemos explicar la formación del ion amonio, NH4+, a partir de la formación de un enlace dativo entre el NH3y el ion H+, en donde el N del amoníaco cede un par no enlazante al ion hidrógeno que al no disponer éste de su electrón de valencia tiene una zona vacía. El NH3, especie que cede el par de electrones, se denomina base de Lewis, mientras que el H+, que acepta el par, se denomina ácido de Lewis:


Al final no hay distinción entre el enlace dativo y los otros enlaces, todos son covalentes, pero es una herramienta que permite explicar de forma intuitiva la formación de algunas estructuras. Lo dicho para el ion amonio también se aplica a la formación del ion oxonio, H3O+

*La teoría de Lewis no dice nada sobre la geometría de las moléculas. Para predecir la geometría utilizamos la Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) : “Una molécula adopta la geometría de mínima repulsión entre los electrones de la capa de valencia, siendo la repulsión máxima entre pares de electrones libres y mínima entre pares de electrones enlazados”.

Según el número de pares de electrones alrededor del átomo central (un enlace doble o triple se cuenta como un único par), se establece una geometría electrónica (lineal para dos pares de e-, triangular para 3 pares, tetraédrica para 4 pares, bipirámide-triangular para 5 pares…) que luego se ve modificada por las posibles repulsiones de los pares de electrones libres, hasta llegar a la geometría de la molécula o geometría molecular.

Tipo de

molécula


Átomo Central (A)

Geometría de la

Molécula-(G.electrónica)

Ejemplos

*AX2

Sin par de e libres

Lineal

BeCl2 , BeH2 , CO2, CS2,

AX2 E

1 par de e libres

Angular –(trigonal)

SO2 , SnCl2 , (NO2 )-

AX2 E2

2 par de e libres

Angular-(tetraédrica)

H2O, OF2 , H2S, SCl2, ClO2-

*AX3

Sin par de e libres

Triangular plana

BF3, SO3, NO3-, CO32-


AX3E

1 par de e libres

Pirámide base triangular-(tetraédrica)

NH3, PCl3, H3O+, SO32-, ClO3-

*AX4

Sin par de e libres

Tetraédrica

CH4, SiF4, NH4+ CCl4, SO42-

AX4E

1 par de e libres

Bipirámide triangular

SF4

AX5

Sin par de e libres

Bipirámide triangular

PCl5

AX6

Sin par de e libres

Octaedro

SF6

Como se observa en el cuadro, la geometría de los pares de electrones o electrónica y la geometría molecular sólo coinciden cuando todos los grupos de electrones son enlazantes (no hay pares de e- libres) y las moléculas son del tipo AXn.

Si existen electrones libres, la geometría electrónica y la molecular no coinciden: moléculas tipo AXnEm .

**La aplicación de la mecánica cuántica al estudio de los enlaces está basada en la interacción entre orbitales atómicos. Así, según la Teoría de enlace de valencia (T.E.V), para que se origine un enlace covalente se ha de dar un solapamiento entre los orbitales atómicos con electrones desapareados de los correspondientes átomos. Hay dos tipos de solapamiento, uno frontal (entre orbitales s, entre orbitales s y p, entre orbitales p con solapamiento frontal) que origina enlaces (enlaces covalentes sencillo) y otro lateral (entre orbitales p paralelos) que origina enlaces (enlaces covalentes múltiples).

Se llama covalencia (valencia covalente) de un elemento, al nº de enlaces covalentes que puede formar un átomo de dicho elemento y es por tanto igual al nº de electrones desapareados de que dispone o puede disponer.

1.- ¿Cuál será la covalencia del oxígeno y del nitrógeno?

¿Se puede explicar la geometría de las moléculas covalentes a partir de la geometría de los orbitales atómicos?

Ej. Molécula H2S

  1. Dibuja el diagrama de “cajitas” u orbitales del nivel de valencia para ambos átomos



  1. Representa los orbitales 3p del azufre y los 1s del hidrógeno que son los que están implicados en el enlace



  1. Representamos el solapamiento de los orbitales especificando si son enlaces .

Otros ejemplos: H2 O, NH3 ¿Cuáles serían los ángulos de enlace que según TEV tendrían estas moléculas? ¿Cómo se explica que el ángulo de enlace en el agua tenga un valor de 104.5º y en el amoniaco sea de 107º?

Ej. Molécula de CH4 ¿Cuál será la covalencia del carbono?

En caso de que no haya los suficientes electrones desapareados para justificar el nº de enlaces se da una “ promoción electrónica en el átomo central: los electrones que están apareados en la capa de valencia pasan a ocupar orbitales de mayor energía y así se consigue el nº de electrones desapareados necesarios para formar el nº de enlaces correspondientes. A continuación se recombinan entre sí los orbitales atómicos del átomo central originando unos orbitales híbridos de igual energía entre sí, de mayor tamaño que los orbitales atómicos y que se situarán en el espacio de manera que la repulsión sea mínima.

Existen varias hibridaciones posibles, pero las más frecuentes son las llamadas hibridaciones sp, sp2 y sp3.

http://www.liceoagb.es/quimiorg/indestructura.html

Para saber qué tipo de hibridación corresponde al átomo central:

a) se escribe la estructura de Lewis

b) se aplica la TRPECV para decidir la geometría electrónica

c) se selecciona el tipo de hibridación correspondiente a esa geometría.

Y si además se quiere conocer la geometría molecular, se ha de tener en cuenta las repulsiones que ejercen los pares de electrones libres, según la TRPECV.

2.-Comprueba si la hibridación sp3 sirve para explicar la geometría molecular de las moléculas de H2O y NH3.

3.- ¿Cómo es la hibridación en moléculas con enlaces múltiples? O2, N2, eteno, etino, benceno

4.-Realiza las cuestiones de IQPAU: 3, 8, 12, 16, 18, 19, 20, 21, 28.

SUSTANCIAS COVALENTES

Hay dos tipos, las formadas por:

1.- Moléculas covalentes que pueden ser de dos clases:

a) Moléculas polares (con enlaces polares): H2O , NH3, SO2, CHCl3 ……..

b) Moléculas apolares, bien porque sus enlaces covalentes sean apolares (O2, Cl2,......), o bien porque a pesar de tener enlaces polares resulte un momento dipolar total nulo debido a la geometría de la molécula ( CCl4, CO2 ……….)

Escribe las propiedades de las sustancias formadas por moléculas covalentes

2.- Redes covalentes: Formadas por átomos unidos por enlace covalente. Ejemplos: Diamante (C), grafito (C), cuarzo (SiO2).

Escribe las propiedades de este tipo de compuestos y justifica por qué sólo el grafito es conductor.

ENLACES ENTRE MOLÉCULAS (INTERMOLECULARES)

Hay de dos tipos de enlaces: Fuerzas de Van der Waals y enlace de hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals

a) Fuerzas dipolo permanente- dipolo permanente: aumentan con la polaridad de la molécula (los pares de electrones de enlace se desplazan hacia el átomo más electronegativo) y así se justificaría que sus temperaturas de fusión y ebullición fuesen más elevadas ( H2S> H2Se>H2Te, ya que la electronegatividad aumenta a medida que subimos en el grupo. Esto sin considerar las fuerzas de London que estudiaremos a continuación).

b) Enlace intermolecular entre moléculas apolares que forman dipolos instantáneos (fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido). Se les llama también fuerzas de London o de dispersión y representan desplazamientos globales de electrones en las moléculas y por ello también se pueden dar en moléculas polares. Estas fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula (longitud) y con su masa molecular, debido a que cuanto más grande sea la molécula se forman más fácilmente los dipolos instantáneos al encontrarse los electrones más lejos del núcleo. Por ej. El I2 es sólido frente al Br2 que es líquido, porque el yodo al tener mayor masa molecular establece entre sus moléculas unas fuerzas de London mayores que las que se establecen entre las moléculas de bromo. El pentano tiene mayor punto de ebullición que el 2,2-dimetilpropano.

Son las fuerzas menos intensas de todas las intermoleculares y existen en todos los tipos de moléculas. También se dan entre átomos. Por ejemplo en los gases nobles: el punto de ebullición del Rn es el mayor de todos los gases nobles. A veces, si la masa molecular es importante predominan sobre las fuerzas dipolo-dipolo. Por ej. Los puntos de ebullición del HCl
c) Fuerzas dipolo-dipolo inducido que se dan cuando una molécula polar se pone en contacto con una molécula apolar e induce en ésta un pequeño dipolo y así se establece una atracción entre el dipolo permanente y el dipolo inducido. Es el caso del oxígeno disuelto en el agua.

d) Fuerzas ion-dipolo donde un ion se ve rodeado de moléculas polares orientadas según la carga del ion. Es lo que ocurre en la disolución de un cristal iónico.

Enlace de hidrógeno que se da entre moléculas polares que contienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño (N, O, F). Este tipo de fuerza intermolecular es la más fuerte de todas las intermoleculares. Esto se nota en las mayores temperaturas de fusión y ebullición que presentan las sustancias que contienen este tipo de enlaces intermoleculares ( H2O, HF, NH3, alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos, aminas, amidas, ADN….).

1.-¿Qué tipo de enlaces se rompen al fundir o vaporizar: amoniaco, cloro, grafito, cloruro de potasio, agua, cloruro de hidrógeno, yodo, dióxido de azufre, hierro, metano, cinc? Justifica

2.-Realiza las cuestiones de IQPAU: 1,5,14,15,25,26,31

Enlace metálico

1.-Describe brevemente en qué consiste este enlace

2.-Justifica cada una de las propiedades de los metales, teniendo en cuenta este enlace.

Como repaso global realiza las cuestiones de IQPAU: 2,4,6,9,11,13,22,23,34,32,33,34.


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