Enlace Químico 2º Bach - Clases a la Carta · 2017. 11. 10. · Bárbara Cánovas Conesa 637 720...

Bárbara Cánovas Conesa

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Enlace Químico

Enlace Químico

Todos los átomos forman enlaces entre ellos para formar moléculas, sólo existen dos excepciones: los gases nobles y

ciertos metales en estado de vapor.

Iónico Covalente Metálico

Fuerzas electrostáticas unen iones

con carga opuesta

Dos átomos comparten electrones Átomos metálicos se unen

quedando los electrones libres en una

estructura tridimensional

Teoría de Lewis

Capa de Valencia

Capa más externa de los átomos. Donde se

encuentran los electrones que intervienen en los enlaces

Diagrama de Puntos de Lewis

Cada punto representa un electrón de valencia

Regla del Octeto

Los átomos tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados por 8 electrones de valencia (estructura

de gas noble: máxima estabilidad)

Excepción: los elementos de transición es muy difícil que alcancen la estructura de gas noble por la gran cantidad de

electrones que hay en el orbital d. Son más estables cuando están semillenos. Para formar aniones: 1º pierden los

electrones s y 2º los electrones d

Enlace

espontáneo

Configuración electrónica

más estable

La Molécula representa un estado de menor

energía que los átomos aislados

Enlace Iónico

En el enlace iónico un átomo cede electrones y otro átomo los gana, ambos para adquirir la configuración de gas noble

(regla del octeto). Se establece entre elementos de electronegatividades muy diferentes (un metal y un no metal)

Elementos Neutros Iniciales Iones Estables formados

Na: 1s2 2s2p6 3s1 Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5 Na+: 1s2 2s2p6 Cl-: 1s2 2s2p6 3s2p6

Electrovalencia ó Valencia Iónica

Es el número de electrones que se ganan o se pierden al formar un enlace iónico: Na +1 Cl - 1

En condiciones normales los iones Na+ y Cl- forman una red iónica ordenada que se extiende indefinidamente

Li Be B C N O F Ne

Na + Cl [Na]+1[Cl]-1

Fuerza Electrostática

Na + Cl

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Química _ 2º Bachillerato

Índice de Coordinación

En una red cristalina, es el número de iones que rodea a cada ión del signo contrario

NaCl IC = 6 CsCl IC = 8 CaF2 IC (Ca) = 8/IC (F) = 4

Ciclo de Born-Haber

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) + 411 kJ/mol

Sublimación Separación de los átomos del metal Na (s) + Es Na (g) ES = 109 kJ/mol

Ionización Pérdida de un electrón Na (g) + Ei Na+ (g) + e EI = 496 kJ/mol

Disociación Rotura de la molécula del no metal 1

2 Cl (g) +

Ed

2 Cl (g) ED =

1

2·122 kJ/mol

Afinidad Captación de 1 electrón Cl (g) + e- Cl- (g) + Eaf AE = - 348 kJ/mol

Energía Desprendida = Eaf = 348 kJ/mol Energía Suministrada = ES + EI+ 1

2 ED = 727 kJ/mol

NaCl Cl

Cs

F

Ca

+ ESublimación + EIonización

+ EDisociación - EAfinidad Electrónica

Na (s) Na (g)

Cl2 (g) Cl (g)

- EReticular

NaCl+

++

++

+ +

++

+

++

-

-

--

--

-- -

--

Na+ + e- + Cl (g)

Na+ (g) + Cl- (g) Na (g) + Cl (g)

Na (g) + ½ Cl2 (g)

Na (s) + ½ Cl2 (g)

NaCl (s)

+ 496 J

+ 122 J

+ 109 J

- 348 J

- 790 J

Neto = - 411 J



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Enlace Químico

Energía Reticular: energía necesaria para separar totalmente las partículas de 1 mol de una sustancia en estado

cristalino

ER (NaCl) = - 790 kJ/mol

ER Estabilidad del Cristal

Directamente proporcional a las cargas de los iones

Inversamente proporcional a los radios atómicos

𝐸𝑅 = − 𝐾 · 𝑞 · 𝑞′

𝑅2

Energía Total Desprendida (Q) = ER - (ES + EI + 1

2 ED) = - 411 kJ/mol

𝑄 = 𝑆 + 1

2 𝐷 + 𝐸𝑖 + 𝐴𝑒 + 𝐸𝑅

Enlace Covalente

El enlace covalente se establece entre elementos electronegativos (no metales) a los que les falta electrones para

alcanzar la configuración de gas noble, por lo que ambos átomos comparten electrones.

Interacciones:

Atracción electrón – núcleo Repulsión electrón – electrón Repulsión núcleo – núcleo

Enlace Covalente Múltiple

Se comparten más de un par de electrones

Longitud de enlace Orden de enlace Energía de Enlace

Enlace

Distancia entre los núcleos de los átomos implicados en el enlace covalente

Pares de electrones compartidos

Cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes de una especie gaseosa.

Simple

Simple > Doble > Triple

1

Simple < Doble < Triple Doble 2

Triple 3

Coordinado o Dativo

El par de electrones los aporta un mismo átomo

Estructuras de Lewis para moléculas

1º. Se calculan los electrones necesarios para cumplir la regla del octeto

2º. Se calculan los electrones de valencia

1) Anión: se suman las cargas 2) Catión: se restan

Pares no enlazantes

H2O H O H

O2 O O O = O

H3O+ H – O – H + H+ H – O – H

H+



3º. Se calculan los pares enlazantes y no enlazantes

4º. Se elige el átomo central

1) El que no se repita

2) Mayor nº de electrones de valencia

3) El menos electronegativo

5º. Se forman los enlaces

1) El átomo central con los más EN

2) Los más EN con el resto

3) Si quedan átomos sin unir, se unen al átomo central

6º. Si existen electrones desapareados en átomos adyacentes, se forman dobles o triples enlaces

7º. Si hay electrones libres se colocan en el átomo central

8º. Las moléculas con doble enlace presentan el fenómeno de resonancia

SO2Cl2

5 át × 8 e-= 40 e- {

S = 6 e-×1 = 6 e-

O = 6 e-×2 =12 e-

Cl = 7 e-×2 =14 e-

= 32 e- →40 e-- 32 e-= 8 e-→ 4 par enl.

32 e- - 8 e-= 24 e-→ 12 par no enl.

Carga Formal

Nos indica qué estructura de Lewis es más probable

C.F = nº e- át. aislado - nº e- no enlazantes - 1

2 nº e- enlazantes

{C : 4 – 0 -

8

2 = 0

S : 6 – 4 - 4

2 = 0

Estructuras más estables Estructuras poco probables

Moléculas Neutras : ∑ C.F =0

Iones : ∑ C.F =±q

Pequeñas C.F

A igualdad de C.F más probable C.F < 0 átomos con

EN

C.F simétricas

C.F ≥ ±2

C.F de igual signo en átomos contiguos

C.F de distinto signo en átomos muy

separados

C.F no cuadra con la EN

Resonancia

Es un fenómeno que explica las longitudes verdaderas de enlace que no coinciden con las teóricas (dobles < sencillos):

Dobles < Resonantes < Sencillos

En las estructuras resonantes (no reales) todos los enlaces tienen la misma longitud

Orden enlace promedio = (1 + 2) enlaces

2 estructuras =

3

2

Los electrones que forman el enlace doble entre N=O no tienen una posición definida, sino que están deslocalizados

Cl

O – S – O

Cl

S = C = S

N O=O NO = O



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Enlace Químico

Excepciones a la regla del Octeto

Número Impar de electrones Octeto Incompleto Octeto Expandido

Elementos del grupo II A y III A Elementos a partir del periodo 3º

(orbitales d)

Geometría Molecular

Teoría de la Repulsión entre pares de electrones de la Capa de Valencia

La geometría molecular la podemos estudiar experimentalmente midiendo el ángulo y la longitud de enlace. Sin

embargo, podemos hacer un estudio teórico mediante la TRPECV, según la cual “los pares de electrones se repelen entre sí

(más los no enlazantes): se disponen lo más alejados posible en el espacio”.

Pares de Electrones de A

Geometría Electrónica

Ángulos de enlace


Tipo de Molécula


Ejemplos

2 180º AX2 Lineal BeH2 BeF2

3

120º

AX3 Trigonal Plana BF3

AX2E Angular NO2-

4

109.5º

AX4 Tetraédrica NH4

+ SiF4 CCl4

AX3E Piramidal Triangular

NH3 H3O+ PCl3

AX2E2 Angular H2O F2O

AXE3 Lineal HF F2

HCl

N O=

F – B – F

Fl

F

F

F – S – F

F

\

\

F

/

F

F /



Pares de Electrones de A

Geometría Electrónica

Ángulos de enlace


Tipo de Molécula


Ejemplos

5

90º 120º

AX5 Bipirámide

Trigonal PCl5

AX4E Balancín o Tetraedro

distorsionado SF4

AX3E2 Forma de T ClF3

AX2E3 Lineal XeF2

6

90º

AX6 Octaédrica SF6

AX5E Piramidal Cuadrada

BrF5

AX4E2 Cuadrada Plana XeF4

Los pares de electrones libres se extienden más que los pares de electrones enlazantes: la repulsión entre dos pares

libres es mayor que entre dos pares enlazantes. Las fuerzas repulsivas

Par Solitario – Par Solitario > Par Solitario – Par Enlazante > Par Enlazante – Par Enlazante

Los ángulos de enlace están condicionados por la presencia de pares de electrones no enlazantes en la molécula

109.5º 107º 104.5º

Los enlaces múltiples, al tener mayor densidad electrónica, también afectan a los ángulos de enlace

109.5º 122º 116º

180º

H

H – C – H

H

N

H

\

H/

H

OHH

H

H – C – H

H

C C=

H

HH

HH – C C – H



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Enlace Químico

En moléculas con más de un átomo central se describe la geometría de cada átomo central

Número de dominio de electrones

4 3 4

Tipo de Molécula AX4 AX3 AX4


Tetraédrica Trigonal Plana Tetraédrica

Teoría del Enlace de Valencia

Según esta teoría, para que se forme un enlace covalente

entre dos átomos, han de solaparse un orbital atómico de uno

de los átomos con un orbital atómico del otro átomo y para que

ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo

electrón y además de espines opuestos.

Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los

átomos cuando la energía potencial del sistema ha disminuido

al mínimo (máximo solapamiento).

Según la ley de conservación de la energía, se libera energía

en forma de calor (reacción exotérmica).

Átomos separados Se acercan Se unen Si se acercaran más

EP = 0 EP EP = mínima EP >0

La covalencia es el número de electrones desapareados. No explica moléculas paramagnéticas con todos los electrones

apareados (O2).

Orbitales Híbridos

Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo, se combinan,

preparándose para la formación de un enlace covalente. Conservan las mismas características que los orbitales atómicos

sin hibridar, al tener la misma forma y energía y distinta orientación, la repulsión es mínima.

El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. Los orbitales atómicos sin

hibridar pueden ser usados por el átomo para formar otros enlaces.

Hay distintos tipos de enlace:

Enlace sigma () Enlace pi () Enlace Sencillo

Enlace covalente Enlace covalente

Solapamiento frontal Solapamiento lateral Enlace Doble

Densidad electrónica concentrada sobre los núcleos

Densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los

núcleos

+

Enlace Triple

+ +

H

H – C

H

C

O=

H

C – H

H

C

H

HH

C

O=

C

H

HH

=+

s s

=+

p s =+

p ½ p

½

Mecánica Cuántica

Máxima Probabilidad de

encontrar los electrones

del enlace

Orbitales con 1 electrón

desapareado.

Los átomos se aproximan uno al otro

Área de

Solapamiento

Se produce el enlace



Orbitales Atómicos Orbitales Híbridos

Nº orbitales híbridos

Forma Ángulo

1 s + 3 p sp3 4 Tetraedro 109.5º

1 s + 2 p sp2 3 Plana 120º

1s + 1 p sp 2 Lineal 180º

1 s + 3 p + 1d sp3d 5 Bipirámide Trigonal 90º

120º

1 s + 3 p + 2 d sp3d2 6 Octaedro

(Octeto Expandido) 90º

Enlaces Dobles (sp2) Enlaces Triples (sp)

Polaridad de las Moléculas

Cuando dos átomos comparten electrones de manera desigual, resulta un enlace polar, se produce una separación de

cargas y, por tanto, un dipolo: las cargas negativas están desplazadas hacia el elemento más electronegativo. Cuanto mayor

sea la diferencia de electronegatividad, mayor carácter iónico tendrá el enlace y por tanto, mayor polaridad tendrá el

enlace.

≠ EN { > 1.7 → Iónico < 1 → Covalente

Compuesto Iónico

Covalente Polar

Mayor densidad electrónica alrededor del elementos más EN

Covalente Apolar

Igual densidad electrónica

CC

H

H

H

H

116,6º

121,7º

CC HH

180º

Na Cl

-+ ++

-

H Cl

+-

+ -

Cl

-

+-

Cl

-



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Enlace Químico

Momento Dipolar

Es una magnitud vectorial con origen en el átomo menos electronegativo. Simboliza el desplazamiento de la densidad

electrónica hacia dicho átomo, creándose cargas parciales (δ). Es una medida cuantitativa de la polaridad de un enlace:

μ = q · R > 0 (1 debye D = 3.336·10-30 C·m)

El momento dipolar de la molécula completa es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces individuales.

Sirve para distinguir entre isómeros estructurales

H2O

Lineal Apolar Angular Polar

μ = 0

μ 0

Moléculas Apolares con enlaces Polares

Distribuciones muy simétricas (Lineal, Trigonal plana, Tetraédrica, Bipirámide Trigonal y Octaédrica)

Cuando los átomos X unidos a un átomo central sean idénticos: se anulan los dipolos de enlace

Si en el metano (CH4: APOLAR) sustituimos un hidrógeno por un clorol: CH3Cl (POLAR)

Fuerzas Intermoleculares

El estado en el que se encuentra una sustancia a una temperatura y presión determinadas, depende de la energía

cinética de las partículas (repulsiva) y de las fuerzas de atracción entre las moléculas.

Las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces (fuerzas intramoleculares).

Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas muy débiles. Aumentan con el volumen molecular

1. DE ORIENTACIÓN O DIPOLO-DIPOLO (entre dipolos permanentes: moléculas polares)

: Fuerzas dipolo-dipolo : Punto de Ebullición

2. DE INDUCCIÓN (entre un dipolo permanente y uno inducido)

3. DE DISPERSIÓN Ó FUERZAS LONDON (entre dipolos inducidos). Están presentes en

todas las sustancias

La polarizabilidad es la facilidad con la que la distribución de carga de un

ión o una molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico, formándose un dipolo

inducido. Depende de:

nº electrones : masa molar : polarizabilidad

Forma molecular

Fuerzas Ión-Dipolo

Es una fuerza intermolecular que se da cuando los iones de una sustancia interactúan con los dipolos de una molécula

covalente polar. Depende por un lado de la carga y el tamaño del ión, y por otro lado del tamaño y de la magnitud del

momento dipolar de la molécula polar. En estas moléculas polares se suman a las fuerzas de dispersión.

H - O - H+ + O

HH

B

F

F

F

+

-

+

-

+

+

-

+ - +-

+

-


0 Química _ 2º Bachillerato

Enlaces o Puentes de Hidrógeno

Es una unión electrostática (dipolo-dipolo) entre un átomo de hidrógeno (N-HO-HF-H

) y un átomo electronegativo (NOF

). De

todas las fuerzas intermoleculares es la más energética. Es un caso especial de la interacción dipolo-dipolo, puede ser

intermolecular o puede darse también dentro de una misma molécula, llamándose en este caso puente de hidrógeno

intramolecular (biomoléculas).

Se suma a las fuerzas de dispersión. Su gran fortaleza es debida a:

La gran electronegatividad del átomo al que está unido el hidrógeno ocasiona que el enlace con éste sea muy

polar, teniendo un elevado momento dipolar

El pequeño tamaño que tiene el átomo de hidrógeno permite que la longitud del enlace (distancia dipolo-dipolo)

sea muy pequeña.

Enlace Metálico

El enlace metálico se da entre elementos metálicos, tienen baja energía de ionización, lo que les permite ceder

fácilmente electrones. Además, tienen orbitales de valencia vacíos (orbitales d) lo que quiere decir que los electrones se

mueven con facilidad, confiriéndoles a estos elementos la capacidad de conducir la electricidad.

Forman redes metálicas con un índice de coordinación elevado, lo que les confiere una gran densidad

Modelo de la Nube Electrónica

Es el modelo más sencillo:

1. Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente.

2. Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del

tamaño de los cationes del metal.

3. Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red

cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando

la carga positiva.

4. El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no

puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes.

El modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube

electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la

conductividad eléctrica de los metales.

Teoría de Bandas

La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los orbitales moleculares. Se considera

el enlace metálico como un caso extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de

forma conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares

con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan lo que se franja de denomina una

“banda de energía”.

Gran nº de OM con pequeña diferencia energética forman un conjunto OM banda de energía

(H2O)2

O

H

H

O

H

H

n OM

n OA

Átomos

aislados

Átomos en el cristal

E

+

+

- ---

+

++

++

-

--

--

-


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1 Enlace Químico

Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas

que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los

electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se

llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.

Banda de Valencia donde están los electrones. Requieren muy poca energía para promocionarse a niveles superiores

Banda de Conducción vacía, superior a la anterior

Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las sustancias conductoras sino también de

las semiconductoras y las aislantes.

En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción

que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir,

que los electrones están casi libres pudiendo conducir la corriente eléctrica.

En los semiconductores y en los aislantes, la banda de valencia no se solapa con la de conducción. Hay una zona

intermedia llamada banda prohibida.

En los semiconductores, como el Silicio o el Germanio, la anchura de la banda prohibida no es muy grande y los

electrones con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción, por esa razón, los semiconductores

conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es tan ancha que ningún

electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre vacía.

Conductores (metales) Aislantes Semiconductores

Banda de valencia parcialmente

desocupada

Banda de conducción solapada

con la primera

Los electrones de la capa de

valencia no pueden pasar a la capa

de conducción

La diferencia de energía entre

ambas bandas no es elevada.

Los electrones pueden pasar a la

capa de conducción (: Tª)

Huecos positivos que contribuyen

a la conducción eléctrica

3s

3p

Na Mg

Banda de

Conducción

Banda de

Valencia

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Conductor

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Aislante

Banda

ProhibidaE

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Semiconductor

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Conductor

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Aislante

Banda

ProhibidaE

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Semiconductor

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Conductor

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Aislante

Banda

ProhibidaE

Banda de

Valencia

Banda de

Conducción

Semiconductor


2 Química _ 2º Bachillerato

Sustancias Iónicas

Propiedades Interpretación

Sólidos a Tª ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición

Existe fuerte atracción entre los iones de distinto signo y se necesita mucha energía para romper la red cristalina

Se fracturan al golpearlos, formando cristales de menor tamaño (duros y qebradizos)

Al golpear el cristal se desplazan los iones y quedan enfrentados los de igual carga, repeliéndose

En general, se disuelven en H2O y disolventes polares

Las moléculas de H2O pueden atraer y separar los iones deshaciendo la red iónica

No coducen la corriente eléctrica en esta sólido, pero sí en estado líquido o en disolución

Los iones están localizados en la red, pero al pasar al estado líquido adquieren movilidad, lo que posibilita el paso de la corriente eléctrica

Sustancias Covalentes

Covalentes Moleculares (H2, Br2, H2O, NH3, moléculas orgánicas)


Bajos puntos de fusión y ebullición La fuerza del enlace entre átomos es grande, pero la fuerza que mantiene unidas las moléculas es débil

No se disuelven en H2O En su estructura no hay iones capaces de ser atraídos por las moléculas de H2O

No conducen la corriente eléctrica (algunas lo hacen débilmente)

No existen cargas eléctricas en su estructura (algunas veces se forman cargas al reaccionar con el H2O)

Redes Covalentes [Diamante (C), Cuarzo (SiO2), Si2C, BN]

A Tª ambiente son sólidos muy duros con alto punto de fusión El enlace entre los átomos es muy fuerte, por lo que se necesita mucha

energía para romper la red metálica. Poco solubes en cualquier tipo de disolvente

No conducen la corriente eléctrica (salvo el grafito)

No existen cargas eléctricas en su estructura

Sustancias Metálicas


Sólidos a Tª ambiente Se necesita bastante energía para romper la red cristalina metálica

Conducen la corriente eléctrica como sólidos y como líquidos

Los e- de la capa exterior se desplazan en el interior del metal

Son deformables Al deformarlos no hay repulsión entre cargas y no se fracturan

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