El Enlace Quimico, Fuerzas Intermoleculares

7/24/2019 El Enlace Quimico, Fuerzas Intermoleculares

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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 nose 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 loconsiguen 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 dllenos o semillenos.

Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formartres 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 decationes y aniones, por tanto, tiene lugar entre un metal de los grupos IA y IIA que tienen bajaE.I. y forman fácilmente cationes, y un no metal de los grupos VIA y VIIA que tienen altaA.E. , con gran tendencia a formar aniones.También forman este tipo de enlace las sales de metales de baja E.I.. que tienen aniones

poliatómicos voluminosos como NO3- , ClO4

- , SO42-, etc.,

- Enlace covalente: se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida,siendo E.N. (A) – E.N. (B) ≤ 1,7; es decir, entre dos no metales que tienen alta A.E. y ambostienen 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 menoselectronegativo (metal) al átomo más electronegativo (no metal), originándose iones con cargade 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 , r c y r a son, respectivamente, las cargas y los radios de los iones y kes la cte electrostática de Coulomb, cuyo valor depende del medio en que se encuentren (en elvacío 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 sodioy 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 anterioresPara los no metales la v.i. = valencia negativa “ “ “

2.2. CRISTALES IÓNICOS

Al formarse el enlace iónico no surgen moléculas sino redes tridimensionales ocristales; 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 lascaras, desplazadas una de la otra media arista. En conjunto podemos suponer que la celdillaunidad, 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 uncubo, 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 uncubo grande dividido en ocho cubos pequeños, estando los iones Cl – y Na+ ocupando losvértices 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

)r r (

q.q.k

d

q.q.k F

+==





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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 ióndel mismo elemento ocupa los vértices de un cubo, mientras que el centro del mismo estáocupado 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 Ca

2+

, 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 pordos factores: el tamaño relativo de los iones y la relación entre las cargas (fórmula delcompuesto). Cuanto mayor sea el catión (r c / r a), de mayor número de aniones se puederodear y tiende a aumentar el I.C., y por otra parte, como los cristales son eléctricamenteneutros, en los compuestos de fórmula 1:1 como NaCl, el I.C. de ambos iones tiene queser 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 yllevarlos 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 mayorenergía 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

r r

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 partirde otros calores más fáciles de calcular. Se basa en la ley de Hess que establece que, el calorde 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 cristaliónico 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 = electroafinidadEd = 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 < 0Qf 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 loscationes 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 algolpearlos se distorsiona la red, enfrentándoseiones del mismo signo, lo que produce repulsionesentre ellos y se pueden partir en láminas.

- Sólo son solubles en disolventes polares, como elagua, el alcohol, etc. Cada ión atrae al polo decarga opuesta del disolvente; si esta fuerza es

mayor que las fuerzas atractivas entre los iones dela red el sólido se disolverá. También se puede

justificar en términos energéticos: La energíaliberada en la unión de los iones con lasmoléculas del disolvente se llama energía desolvatación (hidratación en el caso del agua), quesi es superior a la energía reticular, se consigueromper los enlaces y el sólido se disuelve,quedando los iones separados unos de otros yrodeados 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 corrienteeléctrica, ya que los electrones están fijos,

pero sí la conducen si están fundidos o endisolución, puesto que los iones gozan delibertad de movimiento y pueden desplazarseatraídos por la carga contraria de ungenerador. Esta conducción no es por

electrones sino por iones y se llamaconducción electrolítica.

ánodo (+) (-) cátodo

Cl – Na+

Disolución de NaCl en agua

- Numerosos compuestos iónicos al formarse incorporan moléculas de agua a sus iones dela 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 terminaciónhidratado.

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 dosátomos que se unen, mientras que los electrones que no participan en el enlace se llaman noenlazantes o solitarios.

* La formación del enlace covalente se puede ver en un diagrama energético (fig.1): Cuandoexisten 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 atracciónde un núcleo sobre la nube electrónica del otro, cada vez mayor, produciéndose unadisminución energética hasta alcanzar un mínimo de energía, que se corresponde con lasituación más estable. Si se siguen acercando más los átomos, las fuerzas repulsivas entre lasnubes 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 porlo que nunca llegarían a formar enlace (fig.2); es el caso de los gases nobles que se presentanen 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 unsolo átomo. Ej: H3O

+.

Para explicar el enlace covalente han surgido diversas teorías:

Fig.1 Fig.2



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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, distribuidosalrededor 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 x

x •• N N x

x 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 planteadificultades. Sin embargo, para moléculas e iones más complejos es conveniente seguir lassiguientes reglas:

Se suman los electrones de valencia de todos los átomos, teniendo presente que si se tratade un anión además hay que sumar tantos electrones como cargas tenga, y si es un catión sequitan tantos electrones como cargas.

Se calcula el número de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan la regladel octeto (el átomo de H sólo debe tener dos electrones).

Se calcula el número de electrones compartidos, restando al número de electronesnecesarios 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. ElHidrógeno 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 compartirsees mayor que los ya compartidos en la estructura básica.

Se colocan los electrones restantes no compartidos (e de valencia – e compartidos) paracompletar el octeto de los átomos. Si se trata de iones, la carga del ión se pone comosuperíndice 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 valencia4 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 queforman 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 parámetrosmoleculares 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 porenlace 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. Pararomper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita, es preciso aportar unaenergía 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 0,740

A y la energía de enlace 430kJ/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 dosátomos. 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 deLewis 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 regladel octeto:

Ninguna por separado es válida, ya que el ozono tiene dos enlaces idénticos, concarácter intermedio (longitud y energía de enlace) entre el simple y el doble. La fórmulacorrecta es una mezcla, combinación o hibridación de ambas, que se denomina híbrido deresonancia.

Cada fórmula resonante se suele representar entre corchetes:

La resonancia no es una oscilación entre una estructura y otra. En todo momento, laestructura 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 lasfórmulas resonantes. Así, en el O3 el orden de enlace O – O es 3/2, es decir, el promedio entre1 (que tiene en una estructura) y 2 (que tiene en la otra). En el ión nitrato NO3

-, el orden deenlace 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 conestructuras resonantes es mayor que el de los compuestos representados por una estructuraúnica, es decir, son más estables. La causa es, por tanto, que la deslocalización de loselectrones estabiliza las moléculas de los compuestos, fortaleciendo sus enlaces. El exceso deenergía 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 ENTRELOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (MRPEV):

Este método, basado en la teoría de Lewis, considera que la geometría de lasmoléculas 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 paresde electr. del

átomo central

Disposición de los pares de electrones

(Geometría)

Ángulode enlace

teórico

Ejemplo

2 Lineal 180º Be Cl2

3 Triangular plana 120º BF3

4 Tetraédrica 109,5º CH4

5Bipirámide 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

xF ⇒ α = 120º



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CH4 Hnº de pares de e- del C = 4 ⇒ Tetraédrica

CH H ⇒ α = 109,5º

H

• Si el átomo central tiene pares no compartidos, la disposición de los pares de electronesse deduce de forma semejante, pero la geometría de la molécula no resulta la misma, yademás se modifican los ángulos teóricos de enlace por la mayor repulsión que ejercenlos pares solitarios (no enlazantes) sobre los pares enlazantes. De forma general, larepulsión 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 espacialde los pares de electrones se consideran como si fuesen enlaces sencillos:

C2H4 H HC = 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 lamisma 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. Loselectrones, al formarse la molécula, continúan ocupando los orbitales atómicos de los átomosindividuales.

Ejemplo:

+ ⇒

H H H – H

Ahora bien, para que se pueda formar el enlace, el solapamiento de los orbitales tiene queser 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 regiónde máxima densidad electrónica rodea al eje internuclear.

- enlace pi (π): Tiene lugar por el solapamiento lateral de los orbitales, y en ellos hay unaregión de densidad electrónica nula a lo largo del eje internuclear.

Los orbitales s, por ser esféricos, no tienen ninguna dirección preferente desolapamiento, pero los orbitales p sí, ya que están orientados en las tres direcciones de los ejescoordenados, 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] =1s2 2s2 2p5 ,

El átomo de flúor tiene un electrón desapareado en un orbital p, por lo que al acercar los 2átomos 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 electronesdesapareados en los orbitales p, por lo que al acercarlos átomos se produce un solapamiento frontal,originándose un enlace σ p+p, y un solapamientolateral (enlace π p+p), dando lugar a un dobleenlace. O = O



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* Molécula de nitrógeno, N2: [N] = 1s2 2s2 2p3 ,2s 2p

El átomo de Nitrógeno tiene tres electrones

desapareados en los orbitales p, por lo que alacercar los átomos se produce un solapamientofrontal originándose un enlace σ p+p y dossolapamientos laterales (enlaces π p+p), dandolugar 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), sonlineales.

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 esangular, con los ángulos teóricos de enlace de 90º, aunque experimentalmente son algomayores, 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 + s3s 3p

S H S H

[H] = 1s1 90ºH H

• Sin embargo, en varias moléculas los datos experimentales no concuerdan con los datosteóricos, 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 estaforma tener dos electrones desapareados, que se pueden

unir a los electrones desapareados de los orbitales p de losátomos de flúor, dando lugar a una molécula angular condos enlaces: σ s + p y σ p + p, de diferente longitud deenlace y ángulos de enlace de 90º.

Ahora bien, los datos experimentales demuestran que el ángulo de enlace es de 180º y lasdos longitudes de enlace son iguales. Para subsanar estas dificultades surgió la teoría de lahibridación:

“ Algunos átomos centrales al enlazarse no participan con orbitales puros (s, p, d.. ), sinoque 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 repulsioneselectrónicas 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, ylos orbitales híbridos resultantes tienen la misma forma que los orbitales p, pero con uno delos 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, disposiciónlineal (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 cadauno de los orbitales p (con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando una moléculalineal 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 vérticesde 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 Bforma un enlace σ sp2+p, con cada uno de los orbitales p(con 1e- desapareado) de los átomos de F, resultando unamolécula triangular plana (trigonal), con ángulos deenlace 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 losvértices 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 conángulos 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 elángulo 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 loscuatro orbitales híbridos, dos se unen a dos átomos de H y los otros dos contienen un par deelectrones sin compartir.

[O] = 1s22s22p4 → 1s2 2(sp3)6 ;

2s 2p sp3 [H] = 1s1

Se forman dos enlaces O-H de tipo σ sp3+sresultando una molécula angular conángulos teóricos de enlace de 109,5º, ycomo consecuencia de la repulsión de los

pares no enlazantes sobre los H, lamolécula 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 teóricosde 109,5º. De los cuatro orbitales híbridos, tres se unen a tres átomos de H y el cuarto contieneun 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 Nen el vértice con ángulos teóricos deenlace de 109,5º, y como consecuenciade la repulsión del par no enlazante, lamolécula se cierra hasta los 106,6º,menos que en el agua, por tener unsólo 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 unorbital 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+pC – H , 4 enlaces σ sp2+ s

La molécula tiene geometría trigonal plana.. (ángulos de enlace de 120º)

H H

C = CH 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 psin 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+pC – 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 distintahibridación:

- 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 1,540

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

C = C 1,340

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, notienen 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 unanillo hexagonal plano con los átomos de C en los vértices, unidos a un H, y con tres doblesenlaces alternos:

Sin embargo, los datos experimentales demuestran que todos los enlaces son iguales y sulongitud y energía de enlace es intermedia entre un enlace sencillo y uno doble. La explicaciónque se le dio a este hecho fue considerar que la estructura real del benceno es un híbrido deresonancia 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 moléculaes 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 sp2 2p

El C presenta hibridación sp2, quedando un orbital p semilleno. Con los orbitales

híbridos cada átomo de C forma enlacesσ

sp

2

+sp

2

con otros 2 átomos de C y 1 enlaceσ 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 planodel 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 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 lamisma electronegatividad, los electrones compartidos de enlace están igualmente atraídos porlos 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 decarga negativa en dicho extremo, mientras que en el otro extremo hay una cierta deficienciaelectrónica, por lo que aparece la misma densidad de carga pero positiva, originándose undipolo 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 cargade 1 electrón, ya que entonces el enlace sería iónico.

La polaridad de un enlace viene determinada por el momento dipolar →

µ (mu) que es unamagnitud vectorial:

Módulo: el producto de la carga de uno de los polos (ambos tienen el mismo valor, pero designo 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 moléculaes 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 lamolécula también lo es.

2) Moléculas poliatómicas: Si los enlaces son apolares la molécula también lo es, pero si losenlaces son polares la molécula puede ser polar o apolar. Así, las moléculas simétricas sonsiempre 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 asimétricascon enlaces polares son polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero.



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Veamos algunos ejemplos:

δ+

Hδ−

F→

µ ≠ 0δ−

Cl

δ+4Cδ−

Fδ+2

Beδ−

F 1

→

µ 2

→

µ δ−

Clδ−

Cl→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ = 0δ−

Cl→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ + 4

→

µ = 0

δ−2O

δ−

F 1

→

µ δ+

Hδ+

Hδ−

F

δ+3

B 3

→

µ

→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ ≠ 0δ−

F 2

→

µ δ−3

N→

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ = 0δ+

Hδ+

Hδ+

H →

µ = 1

→

µ + 2

→

µ + 3

→

µ ≠ 0

3.8.- FUERZAS INTERMOLECULARES

En los compuestos covalentes además de los enlaces entre átomos, también hayenlaces entre moléculas, ya que de no ser así todas estas sustancias se encontrarían en estadogaseoso a cualquier temperatura. Estas fuerzas intermoleculares se deben a las interaccionesentre 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 grantamaño del átomo de Cl que impide un buen solapamiento.

La gran electronegatividad del otro átomo (F,O,N), hace que la nube electrónica estámuy deformada originándose un dipolo muy intenso (el H prácticamente actúa como protónH+). Si dos de estos dipolos se aproximan, se produce la atracción electrostática entre elextremo positivo de un dipolo y el negativo del otro A - δ H +δ ..... A - δ H +δ. El enlacede 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 comportamientoanómalo de los puntos de fusión y ebullición de los hidruros: H2O, NH3 y HF, demasiadosaltos respecto a los demás hidruros de sus grupos. También se forman enlaces de H en losalcoholes, 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−2O

δ−2O

δ+H δ+H δ+H δ+H δ− 2

O δ+

H δ+

H δ+

H δ+

H δ−2

O AGUAδ−2

O δ+

H δ+

H

F F F FPunto 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 sucaso son mucho más intensas que en el resto de los hidruros del grupo. Esta fortaleza todavíaes mayor en el HF por la mayor diferencia de electronegatividad, y hace que a temperaturaambiente 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 lasmoléculas polares como HCl, H2S, etc., estableciéndose la interacción entre los polosopuestos 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 ladistribución de la nube electrónica en la molécula es asimétrica, esdecir, los electrones se concentran en una zona, originándose undipolo con una determinada orientación (de vida muy corta, ya queun instante después la orientación del dipolo cambia), lo queinduce en las moléculas vecinas otra deformación, otros dipolos, yse originan fuerzas de atracción entre ellos.

Estas interacciones también se dan en las moléculas polares reforzando los efectosde 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 quelos 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 deebullición de los halógenos: F2 (–188ºC) , Cl2 (–34ºC), Br 2 (58,8ºC), I2 (184,5ºC).

3.9. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

Los compuestos en los que sus átomos están unidos por enlaces covalentes puedenser de dos tipos, con propiedades muy distintas:

Sustancias covalentes moleculares: los átomos están enlazados formando moléculas entrelas 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, Br 2) y sólidas (I2), dependiendo de laintensidad de las fuerzas de Van de Waals.

- Las sustancias más polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no sedisuelven en disolventes apolares (éter, benceno, CCl4), mientras que las sustanciasapolares 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 demovimiento,

- 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 medianteenlaces 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 sonsólidos 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 delS.P..



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Ejemplos:

El diamante está formado por átomos de C, que adoptan hibridación sp 3, unidostetraédricamente 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 porenlaces covalentes, mientras que las láminas están unidas entre sí por fuerzas de Van derWaals, lo que explica que se pueda exfoliar y utilizar como lubricante.

El SiO2 ( sílice), que forma minerales como el cuarzo, ópalo, etc., tiene unaestructura tetraédrica con el Si (híbridos sp3) como átomo central, siendo todos los enlacescovalentes.

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 deenlace iónico-covalente, siendo los enlaces covalentes puros (apolares) y los enlaces iónicossus 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 generalmás bajos que los de los sólidos iónicos y más altos que los de los compuestos covalentesmoleculares), 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

% d

e c a r a c t e r i ó n i c o



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- Tienen brillo metálico; con sus superficies pulidas no absorben prácticamente la luz, sinoque la reflejan, de ahí su color plateado.

- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de luz (efecto fotoeléctrico) o enforma de calor (efecto termoiónico).

• Estas propiedades de los metales no se pueden explicar considerando que el enlace escovalente, porque quedarían muchos orbitales de la capa de valencia vacíos y el conjuntosería muy inestable y, además, los electrones no tendrían apenas movilidad; tampoco puedeser 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 tambiéndel gas electrónico o de la nube electrónica, que dice:

Los metales están formados por sus cationes que ocupan los nudos de un retículocristalino, bañados por un mar (gas, nube) de electrones. Estos electrones son los que sedesprendieron al formarse los cationes, que ya no pertenecen a un átomo concreto, sino alconjunto 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 loselectrones 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 bajaE.I. para formar fácilmente los cationes, y orbitales de valencia vacíos para que loselectrones se muevan con facilidad. Esta teoría es muy sencilla y no puede explicar ciertosaspectos de la conductividad por lo que se amplió con el modelo de bandas (no interesa eneste curso).

Resumen de los tipos de sustancias:

CovalenteMolecular

CovalenteAtómica (red)

Iónica Metálica

Partículas constituyentes Moléculas Átomos Cationes y

Aniones

Cationes y

electrones

Fuerzas de enlace entre las partículas

Van der WaalsEnlace de H

Electronescompartidos

(enl. covalente)

Atracciónelectrostática

catión – anión(enl. iónico)

Atraccióncationes-electrones

(enl. metálico)

MecánicasEléctricas

Propiedades Pto. fus, y eb.Solubilidad

Muy blandasAisladoras

Bajo o moderadoDisolv. polares o

apolares

Muy durasAisladorasMuy altoInsoluble

Duras y frágilesAisladoras

AltoDisolv. polares

Duras o blandasConductoras

Moderado o altoInsoluble

Ejemplos Cl2 , H2O SiO2 , Ge NaCl , K 2CO3 Na , Fe

Puntos de fusión y de ebullición:

Covalente atómico > Iónico > Metálico > Covalente molecular > Covalente molecular(Enlaces de H) (Van der Waals)



TEORÍA DE BANDAS

La teoría de bandas se basa en el hecho de que los átomos que conforman un metalcontiene orbitales atómicos, los cuales pueden estar llenos o vacíos. Si tenemos una gran

cantidad de átomos muy juntos entre ellos, la superposición de orbitales da lugar aregiones, las cuales se denominan bandas.

Analicemos el caso de magnesio, un metal con número atómico 12. Su configuraciónelectrónica es [Ne]3s2, esto quiere decir que cada átomo tiene dos electrones de valenciaubicados en el orbital 3s, quedando los orbitales del subnivel 3p vacíos. Por tanto, alconsiderar el metal como muchos átomos de magnesio juntos, podemos imaginar laaparición de bandas, que no son más que muchos orbitales superpuestos. Una banda,correspondiente a la superposición de los orbitales 3s, estará llena de electrones y sellamará BANDA DE VALENCIA (porque contiene a los electrones de valencia). La

banda formada por los orbitales del subnivel 3p está adyacente, pero vacía. Esta banda sedenomina BANDA DE CONDUCCIÓN.

En todo metal, las bandas de valencia y de conducción están muy próximas entre sí, y laenergía necesaria para que un electrón pase de la banda de valencia a la de conducción esdespreciable. Para que un metal conduzca la corriente, debe ocurrir el salto de electronesde la banda de valencia a la banda de conducción.

Sin embargo, hay algunos elementos de la tabla que se comportan como semiconductores.Estas especies son conductoras de la corriente y el calor sólo bajo ciertas condiciones.Ejemplo de semiconductores son el silicio (Si) y el germanio (Ge). Y, además, otros

elementos de la tabla se comportan como aislantes, es decir, no conducen nunca lacorriente eléctrica. Un ejemplo es el azufre (S). ¿Por qué ocurre esto?



En estos casos, es de esperar que la separación entre las bandas de valencia y deconducción sea mayor. En el caso de los semiconductores, la separación (Gap en inglés)es apreciable, pero es posible que un electrón pase a la banda de conducción al aplicarlecierta energía. En el caso de los aislantes, este salto no es posible, dada la gran diferenciaenergética que hay entre ambas bandas.

Dopaje

Los semiconductores han ganado una gran importancia en los últimos tiempos, más aúncon el desarrollo de la energía solar. Los paneles solares están basados en silicio, unmaterial semiconductor. Pero ¿por qué se usa silicio, si sabemos que es un material queconduce poco la corriente?

Debemos recordar que un semiconductor conduce la corriente por aplicación de energía,que bien puede ser la energía que recibimos del sol. Pero también, podemos mejorar laconductividad del semiconductor por un proceso denominado dopaje. El dopaje consisteen introducir impurezas dentro del semiconductor para modificar su comportamiento. Lasimpurezas en mención son pequeñas cantidades de otros elementos químicos. Estascantidades son tan pequeñas, que puede existir un átomo de la impureza por cada cienmillones de átomos del semiconductor.

Analicemos al silicio, elemento del grupo 4 de la tabla. ¿Qué pasaría si reemplazamos un

átomo de silicio por un átomo de fósforo? Dado que el fósforo es un elemento delsiguiente grupo, tiene un electrón de valencia extra. Esto quiere decir que en la redmetálica del silicio tendremos un electrón extra, que puede moverse por toda la red y, portanto, conducir la corriente eléctrica. El proceso de añadir al silicio un elemento con unelectrón de valencia extra se denomina DOPAJE NEGATIVO, ya que existe un excesode electrones dentro de la red metálica.



Por otro lado, la inserción de un átomo del grupo 3 dentro de la red del silicio producirá

un “hueco” dentro de la estructura, justo donde estaba el electrón del átomo de silicioextraído. Este “hueco” mejorará también la conductividad, ya que los electrones

adyacentes pueden desplazarse hacia el hueco, originándose movimiento de electrones,lo cual es imprescindible para la conductividad. El proceso de añadir al silicio unelemento con un electrón de valencia menos se denomina DOPAJE POSITIVO, ya queen este caso hay un déficit de electrones con respecto al semiconductor de partida. Unejemplo lo constituye el dopaje de silicio con boro.

El Enlace Quimico, Fuerzas Intermoleculares

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