1.- Átomos unidos por enlace quÍmico · misma configuración que los gases nobles. para ello los...

QUÍMICA - 2º Bachillerato Tema 4.- Enlace Químico [1]

En la naturaleza existen algunas sustancias formadas por átomos aislados (como los gases nobles),

pero la inmensa mayoría están constituidas por agrupaciones de átomos, que pueden ser de unos pocos

(formando moléculas) o de un número muy grande y perfectamente ordenados (formando redes cristalinas).

Además estas agrupaciones pueden ser de átomos del mismo tipo (O2, diamante, Au, S8) o de elementos

distintos (NaCl, H2O).

1.- ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE QUÍMICO

1.1.- ENLACE QUÍMICO.

Cualquier forma de unión entre átomos es lo que constituye el enlace químico.

Un enlace químico se forma porque el balance energético es favorable, es decir los átomos cuando

están unidos forman un sistema más estable que cuando están separados, y por tanto supone un estado de

menor energía.

Los átomos quedan unidos por fuerzas electrostáticas entre los núcleos y las cortezas electrónicas. Al

unirse, las cortezas electrónicas se redistribuyen de manera que las atracciones eléctricas superan a las

repulsiones.

Los átomos se unen para poder obtener una configuración electrónica estable, intentan conseguir la

misma configuración que los gases nobles. Para ello los átomos pueden:

* Transferirse totalmente electrones de uno a otro, formando iones que se unirán por fuerzas

electrostáticas, dando lugar a enlaces iónicos.

* Compartir electrones entre ellos, dando lugar a enlaces covalentes y formando moléculas

individuales.

* Compartir electrones de manera colectiva con otros átomos del mismo elemento, dando lugar a

enlaces metálicos.

1.2.- FORMACIÓN DE ENLACES Y ESTABILIDAD ENERGÉTICA. Comentario del diagrama de energía correspondiente a la

formación de la molécula de H2:

- Los átomos separados (r=∞) no interaccionan entre ellos y

tienen un nivel energético de valor 0.

- A medida que se acercan se atraen el núcleo de uno con el

electrón del otro, con lo que la energía va disminuyendo

hasta llegar a un mínimo, donde se obtiene la máxima

estabilidad. A la distancia a la que ocurre esta situación se

llama distancia de enlace y la energía perdida se llama

energía de enlace.

- Si continuasen acercándose más, predominarían las fuerzas

repulsivas entre núcleos y entre electrones, con lo cual sería

más inestable el sistema y la energía aumentaría.

1.3.- TIPOS DE ENLACE QUÍMICO Los enlaces se suelen clasificar en tres tipos en función de la electronegatividad de los elementos que

se unen:


- Enlace iónico o electrovalente: debido a la atracción electrostática entre iones. Es típico de la unión

de metales (baja electronegatividad) con no metales (alta electronegatividad) por transferencia de

electrones del primero al segundo. Ejemplos: KCl, NaF…

- Enlace covalente. Es característico de las uniones entre no metales (alta electronegatividad). Se

debe a la compartición de pares de electrones. Ejemplos: NH3, H2O…

- Enlace metálico: Es característico entre los átomos de un mismo metal (baja electronegatividad).

Se debe a la compartición colectiva de electrones entre todos los átomos del metal.

No obstante, como veremos más adelante, el fundamental es el covalente y los otros dos se pueden

considerar casos especiales de éste. 2.- ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se debe a la atracción electrostática que se origina entre iones de carga opuesta.

2.1.- FORMACIÓN DE PARES IÓNICOS. Estos iones pueden ser monoatómicos como F-, S2-, K+... o poliatómicos como SO4

2-, NH4+ ... (en

estos últimos casos los átomos del ion están unidos entre sí por enlaces covalentes).

El caso más simple es el de elementos de electronegatividad muy diferente, es decir entre un metal y

un no metal. El elemento electropositivo cede uno o varios electrones al elemento electronegativo

formándose un anión y un catión, los cuales quedan unidos por atracción electrostática.

Ejemplo: Na: 1s22s22p63s1 pierde un electron: Na+: 1s22s22p6

Cl: 1s22s22p63s23p5 gana un electrón: Cl− : 1s22s22p63s23p6

La formación del enlace iónico, como de cualquier enlace, es un proceso que lleva a una situación de

mayor estabilidad y menor energía, por lo que es un proceso exotérmico. La energía necesaria para ionizar

los átomos se compensa con creces con la liberada al formarse el enlace.

2.2.- VALENCIA IÓNICA

La valencia iónica o electrovalencia: se puede definir como el número de electrones que gana o pierde

un átomo para convertirse en ion y producir un enlace iónico. Si da electrones, la valencia es negativa y si

los recibe, es positiva. Por ejemplo, en el CaCl2, el Ca tiene valencia iónica +2 y el Cl tiene -1.

2.3.- REDES IÓNICAS Se dice que el enlace iónico es colectivo porque los iones no están emparejados de dos en dos sino

que cada ion positivo atrae a los iones negativos vecinos, rodeándose de ellos (y viceversa con cada ion

negativo), formando empaquetamientos tridimensionales ordenados llamados redes cristalinas, en los

vértices de las cuales están situados los iones.

Estas redes cristalinas están formadas por la repetición

de una celda unidad en las tres dimensiones.

Al número de iones de un signo que rodean a un ión de

signo contrario se llama número o índice de coordinación

(Ic), que puede ser igual o distinto para los dos átomos,

dependiendo de la fórmula.

Ejemplos: NaCl Ic = 6 para ambos iones (da lugar a una estructura cúbica centrada en las caras)

CsCl Ic = 8 para ambos iones (da lugar a una estructura cúbica centrada en el cuerpo)

CaF2 Ic(Ca2+) = 8 Ic(F-) = 4

Los compuestos iónicos, por tanto, no forman moléculas y las fórmulas con las que se les

representan indican únicamente la proporción de átomos que hay de cada clase en esa sustancia iónica, es

decir la fórmula de un compuesto iónico es siempre una fórmula empírica. Por ello en estos casos se habla

de masa fórmula en lugar de masa molecular.

Na+ + Cl− NaCl

NaCl CsCl CaF2


2.4.- ENERGÍA RETICULAR La energía reticular es la energía necesaria para separar totalmente un mol de partículas en estado

sólido (cristalino) y transformarlas en iones gaseosos. En el proceso inverso se liberará una energía

exactamente igual, por lo que su valor coincide con la energía liberada en la formación del cristal a partir

de sus iones.

Cuanto mayor sea la energía reticular más estable es el cristal.

Es una medida de la fuerza con que se atraen los iones del compuesto iónico, por lo que cuanto mayor

sea, más elevadas serán sus temperaturas de fusión y ebullición y también su dureza (Se puede comprobar

viendo la tabla 3 de pág. 98 del libro).

2.5.- FÓRMULA DE BORN-LANDÉ

En 1918 Born y Landé dedujeron que la

energía reticular podría calcularse aproximadamente

mediante la expresión siguiente:

N = nº de Avogadro A = Cte. de Madelung (depende de la estructura de la red)

e = Carga del e- Z = Carga de cada uno de los iones

ro = Distancia entre iones n = Factor de compresibilidad (vale alrededor de 9). Depende de la

K = Constante de Coulomb configuración externa de los iones.

Observamos que la energía reticular básicamente depende de dos factores: aumenta con la carga de

los iones (Z+ y Z−) y disminuye con la distancia (ro) entre los iones. Por tanto, será mayor (en valor

absoluto) cuanto más carga tengan y más pequeños sean los iones.

2.6.- CICLO DE BORN-HABER La fórmula de Born-Landé nos permite hacer un cálculo teórico aproximado de la energía reticular.

Para un cálculo más preciso se recurre a estudiar la estabilidad de un sólido iónico en relación con los

elementos que lo forman en su estado normal. Si la formación de dicho compuesto supone una disminución

de energía supondrá que el compuesto es más estable que los elementos.

Los diferentes procesos energéticos que conducen a la formación del enlace iónico es lo que se conoce

como ciclo de Born-Haber.

Como ejemplo vamos a ver el caso de la formación del NaCl: Na (s) + ½ Cl2 (g) — NaCl (s)

+S +I

Na(s) Na(g) Na+(g) -U

NaCl(s)

+ +D/2 -A +

½ Cl2(g) Cl(g) Cl-(g)

Q

El balance energético es: Energía de Formación (Q) = Energía de Sublimación (S) + + Energía de Ionización (I) + ½ Energía de Disociación (D) + Afinidad Electrónica (A) + Energía Reticular (U)

Para el NaCl : - 411 = 109 + 496 + 122 - 348 - 790 (en kJ/mol)

* El valor de la afinidad electrónica puede ser positivo o negativo, según el caso. Los valores de la energía reticular y de la energía de

formación serán siempre negativos y los de energías de sublimación, ionización y disociación serán siempre positivos.

La energía de formación es la energía desprendida en la formación de un mol de sustancia iónica a

partir de sus elementos en estado estándar.

La formación de un enlace iónico es un proceso exotérmico ya que Q < 0. Por tanto, el enlace iónico

se produce porque lleva a una situación de menor energía, y por tanto a mayor estabilidad.

2· · · · 11

o

K N A Z Z eU

r n

+ -

o

Z Z-cte

r


2.7.- PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS. En primer lugar, hemos de recordar que el enlace iónico no sólo se da en las sales binarias de un

metal con un no metal, sino que también se puede dar en otras sustancias que forman iones como óxidos

metálicos (Li2O), oxisales (Ca(NO3)2) e hidróxidos (KOH).

Las propiedades de estos compuestos están relacionadas con las intensas fuerzas eléctricas entre sus

iones y son las siguientes:

- No forman moléculas individuales sino redes iónicas cristalinas. Recuerda que su fórmula realmente es

una fórmula empírica, pues lo que nos indica es la proporción entre iones que tiene el compuesto.

- Estado de agregación: Los puntos de fusión y ebullición son elevados: Puesto que la atracción entre

iones de signo contrario es muy fuerte se necesitará mucha energía para romper la red. Por tanto, son

sólidos en condiciones ordinarias.

- Dureza: Son duros debido a las elevadas fuerzas

de atracción entre iones. A mayor energía

reticular su dureza será mayor.

- Fragilidad: Son frágiles y quebradizos puesto

que al golpear y distorsionarse el cristal, una

capa de iones se desplaza sobre otra,

poniéndose en contacto iones del mismo

signo y produciéndose una repulsión entre

ellos (ver dibujo ).

- Solubilidad: Para disolverlos se necesitan

disolventes muy polares, como el agua. La

disolución consiste en que las moléculas de

disolvente rodean a los iones superficiales del

cristal y debilitan sus fuerzas de cohesión con

los otros iones vecinos. Si los iones tienen una

carga elevada (+2, -2, +3, -3 ...) las fuerzas

atractivas entre iones serán grandes y será

insoluble en agua y con un punto de fusión

elevado (Ejemplos: BaSO4, AlPO4).

- Conductividad eléctrica: No conducen la

electricidad en estado sólido (pues no tienen

movilidad los electrones ni los iones) pero son

muy buenos conductores cuando están fundidos

o en disolución.

La dureza y las temperaturas de fusión y ebullición aumentan conforme aumenta la energía reticular

de los compuestos iónicos, mientras que la solubilidad disminuye al aumentar la energía reticular.

3.- ENLACE COVALENTE

3.1.- MODELO DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE.

Según Lewis, el enlace covalente se produce por la compartición de pares de electrones externos

(electrones de la capa de valencia) de los átomos no metálicos. Los electrones internos no participan.

Las configuraciones electrónicas de los gases nobles (ns2np6), con su capa de valencia completa con

8 electrones ( a excepción del helio), representan máxima estabilidad, por lo que son químicamente inertes.

Los demás elementos, al no tener completa la capa de valencia, presentan mayor o menor reactividad.

Dichos elementos ganan estabilidad ganando, cediendo o compartiendo electrones, para llegar a tener

estructura de gas noble, lo que se conoce como regla del octeto. (Esta regla no se usa en elementos de transición)


Los electrones que forman el enlace se llaman compartidos o enlazantes y los demás son los electrones

no compartidos, solitarios o no enlazantes.

3.2.- ESTRUCTURAS DE LEWIS

Para describir los enlaces covalentes de las moléculas se utiliza la representación mediante estructuras

o diagramas de Lewis.

Consiste en que cada elemento se rodea de tantos puntos o cruces como electrones de valencia posee.

También se suele emplear una raya para sustituir a cada dos puntos o dos cruces. Los pares enlazantes se

sitúan entre los elementos que los comparten y los no enlazantes se sitúan alrededor del elemento

correspondiente.

Los elementos, una vez enlazados, quedarán rodeados por ocho puntos, ocho cruces o cuatro rayas,

de los cuales unos serán compartidos o enlazantes y otros serán no compartidos, solitarios o no enlazantes.

Reglas para representar las estructuras de Lewis.

En los casos sencillos, que son los que vamos a estudiar, no se necesitan. No obstante es conveniente

leerlas y tenerlas en cuenta en casos complejos. (vienen en pág. 101 del libro)

3.3.- TIPOS DE ENLACES COVALENTES a) Enlace covalente normal.

En él cada átomo no metálico aporta la mitad de los electrones al enlace.

Si comparten un par de electrones el enlace será sencillo (orden de enlace 1), si compartes dos pares

será doble (orden de enlace 2) y si comparten tres pares será triple (orden de enlace 3).

Cuanto mayor es el orden de enlace dicho enlace es más fuerte y su longitud es menor.

Ejemplos:

Cl2 : 1s22s22p63s23p5 7 e− de valencia Cl Cl Cl − Cl Comparten 1 par de electrones

H2O : O: 1s22s22p4 6 e− de valencia H O H H − O − H Comparten 1 par de electrones (Dos enlaces sencillos) H N H H − N − H

NH3: N: 1s22s22p3 5 e− de valencia Comparten 1 par de electrones

H H (Tres enlaces sencillos)

H H

CH4 : C:1s22s22p2 4 e− de valencia H C H H − C − H Comparten 1 par de electrones

(Cuatro enlaces sencillos) H H

O2: O O O = O Comparten 2 pares de electrones (Un enlace doble)

N2: N N N N Comparten 3 pares de electrones (Un enlace triple) CO2: O C O O = C = O Comparten 2 pares de electrones (Dos enlaces dobles)

HCN: H C N H – C C con N comparten 3 pares y

C con H comparten 1 par

Excepciones a la regla del octeto.

La regla del octeto se cumple muy bien en moléculas orgánicas, sin embargo en otros compuestos,

como regla que es, tiene excepciones.


Por ejemplo:

- Casos de especies con número impar de electrones: O2Cl, NO y NO2.

Vemos como en el caso del NO el O sí cumple la regla del octeto, pero el N no la cumple.

- Casos en que el átomo central se queda con menos de 8 electrones (hipovalencia): BeCl2 y BF3

- Casos en que el átomo central se queda con más de 8 electrones (hipervalencia): PCl5 y SF6

- A los elementos de transición les resulta difícil alcanzar dicha estructura de gas noble, pues tienen

los orbitales “d” incompletos (necesitarían intercambiar muchos electrones). Una de las

configuraciones más estables para ellos es cuando los orbitales “d” están semillenos (con 5

electrones) o llenos (con 10 electrones).

b) Enlace covalente dativo o coordinado. Se produce cuando el par de electrones es suministrado por un solo átomo y el otro dispone un orbital

vacío donde situarlos. Es covalente porque comparten los dos electrones entre ambos átomos, aunque sea

uno sólo de ellos el que los haya aportado.

Se representa por una flecha que sale del elemento donador hacia el aceptor.

Ejemplos: iones hidronio y amonio y SO2.

H + H + S

H — O — H H — N — H O O

H

Una vez formado el enlace covalente coordinado, no tiene por qué ser diferente de un enlace covalente

normal (así, los cuatro enlaces en el amonio son totalmente iguales e indistinguibles).

3.4.- POLARIDAD DE LOS ENLACES COVALENTES Cuando el enlace covalente se da entre dos átomos iguales (H2, Cl2 ...) los pares de electrones que lo

forman estarán compartidos al 50 % por ambos núcleos y el enlace será apolar.

Pero si los dos átomos son distintos (HCl, CO…), el par de electrones estarán más cerca del átomo

más electronegativo, es decir la nube electrónica será más densa alrededor de este último y se dice que el

enlace es polar. Se crea un dipolo eléctrico puesto que el centro de las cargas positivas no coincide con el

centro de las negativas, y por tanto un átomo se queda con una carga parcial positiva (+) y otro con carga

parcial negativa (). Dicho dipolo se suele representar con una flecha desde el átomo menos al más

electronegativo.

La intensidad del dipolo se mide con la magnitud momento dipolar ():

�⃗� = 𝑞 · 𝑑 Unidades: C·m (en el S.I.) o Debye (unidades electrostáticas)

Si los átomos tienen electronegatividad muy distinta, ya no hablaremos de cargas parciales sino

totales y habremos pasado al enlace iónico.

+ +

F : F (Covalente Apolar) H : F (Covalente Polar) Na :F (Iónico)


Por tanto, existe un cambio gradual entre el enlace covalente puro (apolar) y el enlace iónico, y podemos

considerar al enlace iónico como un caso extremo de enlace covalente en el que la polaridad es máxima,

donde ya no se comparten electrones sino que se produce una cesión y captura de los mismos.

En general, hemos de decir que un enlace tendrá cierto carácter iónico y cierto carácter covalente. A

mayor diferencia de electronegatividad, mayor polaridad y mayor carácter iónico.

Pauling estableció como regla (tiene excepciones) que cuando la diferencia de electronegatividad es

superior a 1,7 el enlace será fundamentalmente iónico y en caso contrario será fundamentalmente covalente.

Veámoslo con unos ejemplos:

Compuesto Enlace Diferencia de Electronegat. % Carácter iónico % Carácter covalente

F2 F - F 0,0 0 100

OF2 O - F 0,5 6 94

NF3 N - F 1,0 22 78

CF4 C - F 1,5 43 57

BF3 B - F 2,0 63 37

BeF2 Be - F 2,5 79 21

LiF Li - F 3,0 89 11

3.5.- PARÁMETROS MOLECULARES O DE ENLACE. a) Longitud de enlace.

A mayor orden de enlace los átomos están más fuertemente unidos, con lo cual están más cerca y por

tanto la longitud de enlace es menor. Por eso un enlace triple es más corto que uno doble o uno sencillo.

Ejemplo con los enlaces C-C (154 pm), C=C (133 pm) y CC (120 pm).

b) Energía de enlace. Es una medida de la fortaleza de un enlace. A mayor orden de enlace éste será más fuerte y más

energía es necesario para romperlo. Por eso un enlace triple es más difícil romper que uno doble.

Ejemplo con los enlaces C-C (347 kJ/mol), C=C (611 kJ/mol) y CC (837 kJ/mol).

* También podemos ver otro ejemplo de longitudes y energías del enlace entre N y O en la pág. 104.

3.6.- RESONANCIA

A veces una estructura no se puede representar con una sola fórmula de Lewis, pues dicha estructura

es intermedia o híbrida entre varias fórmulas. Se dice que la estructura real es resonante entre esas varias.

Cada híbrido de resonancia se escribe entre corchetes y se separa de los otros mediante una flecha de

dos puntas.

Ejemplos: ozono benceno

En estos casos el orden de enlace puede ser un número decimal (en los ejemplos es 1,5 pues todos los

enlaces son intermedios entre sencillos y dobles).

3.7.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

Las sustancias con enlaces covalentes pueden ser de dos tipos, con estructura y propiedades

diferentes.

a) Sustancias covalentes moleculares.

Son sustancias formadas por moléculas individuales dentro de las cuales los átomos están unidos

por enlaces covalentes. Por ejemplo: Cl2, CH4, HCl, CO2, H2O ...

Las uniones entre átomos son fuertes puesto que son enlaces, pero las uniones entre moléculas

(fuerzas intermoleculares, que estudiaremos más adelante) son débiles.

* Estado de agregación: La mayoría son gases, algunas líquidas (Br2, H2O, etanol) y las que son

sólidas (I2, S8,,alcanfor [heptanona]) tienen bajos puntos de fusión y ebullición y son blandas.

• • • • • •

• •• •

: O O=O

• •• • • •

• • • •

O:O=O


* Solubilidad: Las polares serán solubles en disolventes polares, como el agua, y las apolares son

solubles en disolventes apolares, como el éter o el benceno.

* Conductividad eléctrica: No conducen la corriente eléctrica pues ni forman iones ni sus electrones

tienen movilidad.

b) Sustancias covalentes atómicas o reticulares. Son sustancias formadas por una red cristalina atómica, en la que los enlaces entre los átomos son

covalentes. Por tanto, no existen moléculas discretas y la fórmula de estas sustancias solo indica

la proporción entre átomos que componen la sustancia. Suelen presentar este tipo de estructuras

los elementos situados en la “escalera” de la tabla periódica (los semimetales).

Como ejemplos tenemos la sílice (SiO2), el diamante (C) o el grafito (C), en los que los átomos

forman estructuras tetraédricas. También están AlN, SiC (carborundo), NB, Ge, Si.

* Estado de agregación: Presentan puntos de fusión altísimos, por lo que son sólidos en condiciones

ordinarias. Son muy rígidos y su dureza es muy elevada, pues se necesitaría romper enlaces

covalentes (que son los más fuertes) para separar los átomos.

* Solubilidad: Son insolubles en todos los disolventes.

* Conductividad eléctrica: No son conductores pues no presentan iones ni movimiento de electrones.

El grafito es una excepción, pues tiene electrones libres entre las capas de carbono.

4.- TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

Dentro de la mecánica cuántica hay dos teorías para tratar el enlace: la teoría del enlace de valencia

(TEV) y la teoría de los orbitales moleculares (TOM).

La TEV, aunque menos rigurosa conceptualmente, es más intuitiva y se corresponde mejor con el

concepto clásico de enlace químico. Aunque muy simplificada, es la que vamos a seguir.

En esta teoría se supone que los átomos que forman parte de la molécula conservan su independencia

y mantienen inalterados todos sus orbitales atómicos, excepto los que intervienen en el enlace.

El enlace se explica por la superposición o solapamiento entre un orbital de cada átomo. Para que se

produzca el enlace cada uno de estos orbitales debe tener un electrón desapareado y la formación del enlace

covalente consiste en el apareamiento de dichos electrones con espines contrarios. Los electrones de la

región de solapamiento son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unidos a los

átomos en el enlace.

Según esta teoría, no importa que la configuración electrónica resultante no sea la de un gas noble.

4.1.- SIMETRÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES. El solapamiento de orbitales atómicos puede producirse de dos formas distintas:

- Solapamiento frontal o lineal: cuando

los orbitales se solapan siguiendo la

línea de los núcleos. El tipo de enlace

se denomina sigma (). Es el caso de

solapamiento entre dos orbitales “s”,

entre uno “s” y otro “p” o entre dos

“p” de manera lineal.

(Ver figura de la derecha).


- Solapamiento lateral: cuando los orbitales se

solapan perpendicularmente a la línea que une los

núcleos. Este tipo de enlace se llama pi () y es

más débil que el sigma. Es el caso de

solapamiento lateral entre dos orbitales tipo “p”.

(Ver figura de la derecha)

Todos los enlaces sencillos son de tipo sigma, los enlaces dobles están formados por un enlace

sigma más uno de tipo pi y los enlaces triples están formados por un enlace sigma y dos enlaces pi.

4.2.- EJEMPLOS DE LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA. La formación del enlace en la molécula de hidrógeno tendría lugar de esta forma:

En el caso de la molécula de oxígeno, cada átomo de

oxigeno posee dos electrones desapareados en los orbitales “p”

(pues su configuración acaba en 2p2) y se solaparían dos

orbitales de tipo “p”, pero uno de los solapamientos sería frontal

(orbitales rosas) y el otro lateral (orbitales verdes), dando lugar

a un enlace y a otro , por tanto un enlace doble. Los orbitales

azules no solapan puesto que están vacios, no tienen electrones.

Para el caso del nitrógeno (N2), como cada N tiene un

electrón desapareado en cada uno de los orbitales “p” (pues su configuración acaba en 2p3), solaparían los

tres orbitales “p” de cada átomo, dando lugar a un solapamiento frontal y dos laterales, tal y como se aprecia

en el dibujo. En este caso tendremos la formación de un enlace triple (la suma de un y dos )

Formación del enlace triple en la molécula de nitrógeno. Hay un solapamiento frontal (azul) y dos laterales (verde y rojo)


4.3.- COVALENCIA. (No viene en el libro)

La covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo de

dicho elemento, y que será igual al número de electrones desapareados de que dispone o puede disponer.

Esta valencia, al contrario que la electrovalencia, no tiene signo.

Para poder explicar la covalencia de algunos átomos hemos de admitir que su configuración

electrónica se modifica antes de producirse el enlace. Se produce una promoción de electrones a orbitales

de superior energía, pero ha de tenerse en cuenta que dicha promoción sólo puede realizarse dentro del

mismo nivel energético, es decir siempre que no cambie el número cuántico principal. En este caso la

diferencia de energía entre orbitales se compensa con la estabilidad que se obtiene al producirse el enlace,

mientras que si varía el número cuántico principal la diferencia de energía entre orbitales será demasiado

grande y no se podrá compensar con la formación del enlace.

Ejemplos:

O (Z=8): 1s22s22p4 Covalencia 2 (pues tiene 2 e− desapareados)

1s 2s 2p

S (Z=16): 1s22s22p63s23p4 Covalencia 2

1s 2s 2p 3s 3p

Un e− 3p pasa a 3d __ __ __ __ Covalencia 4

1s 2s 2p 3s 3p 3d

Otro e− 3s pasa a 3d __ __ __ Covalencia 6

1s 2s 2p 3s 3p 3d

C (Z=6): 1s22s22p2 => 1s22s12p3 __ => Covalencia 4

1s 2s 2p 1s 2s 2p

B (Z=5): 1s22s22p1 => 1s22s12p2 __ __ => __ Covalencia 3

1s 2s 2p 1s 2s 2p

Ne (Z=10): 1s22s22p6 Muy difícil promocionar 1 e- al 3s → Covalencia 0

1s 2s 2p

5.- TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS.

Esta teoría surgió para explicar las discrepancias entre los ángulos de las moléculas predichos por la

TEV y los ángulos medidos experimentalmente.

5.1.- HIBRIDACIÓN: CONCEPTO Y TIPOS.

La teoría del enlace de valencia explica la geometría de las moléculas basándose en el carácter

direccional de los orbitales que se solapan para formar el enlace covalente.

Ejemplo: Cl2 (Z=17): …3s23p5

Tiene un solo electrón desapareado en un orbital “p”

Se solapan un orbital “p” con otro “p” del otro átomo. El

solapamiento es frontal, se forma un enlace y la

molécula Cl2 es lineal.


Para poder explicar la geometría de otros compuestos se introduce el concepto de la hibridación,

según la cual, al acercarse los átomos para formar el enlace covalente los orbitales atómicos puros de ambos

se modifican, de forma que se originan otros orbitales atómicos distintos denominados orbitales híbridos.

Las características más importantes de estos orbitales híbridos son:

a) Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinen.

b) Todos los orbitales híbridos de un mismo tipo tienen la misma forma y energía, pero distinta

orientación espacial.

c) Los enlaces que forman con ellos son más fuertes que los que forman los orbitales atómicos puros.

Tipos de orbitales híbridos.

* Hibridación sp: Ejemplo: BeCl2

Experimentalmente se sabe, que su geometría es lineal, así como

que los dos enlaces berilio-cloro son idénticos. Sin embargo, si

consideramos la configuración electrónica del berilio, que tiene un

número atómico de 4 (Z = 4):

Vemos que no tiene electrones desapareados, pues su capa de valencia, n=2, está formada por un orbital 2s

que está completo. Así pues, cabe preguntarse: ¿cómo es posible que el berilio forme dos enlaces covalentes

si, según la teoría del enlace de valencia (TEV), los orbitales que forman enlace

covalente deben estar semiocupados? Para justificar esto se acepta que un

electrón del orbital 2s promociona a un orbital 2p vacío, que es relativamente

accesible. Este hecho se justifica porque, aunque hay que aportar energía para

que se produzca esta promoción, este aporte energético es compensado por la

formación posterior de dos enlaces covalentes, en cuya formación se desprende

mayor cantidad de energía. Por tanto, el berilo pasa de un estado fundamental a

un estado excitado:

Esto explicaría que se formen dos enlaces covalentes, pero no que sean idénticos. Si los orbitales atómicos

que se enlazan ahora son el 2s y el 2p con los orbitales p del cloro, estos enlaces serán distintos. Por ello,

Pauling propuso el concepto de hibridación de orbitales atómicos.

El orbital 2s y el orbital 2p del berilio se hibridan (se mezclan) para dar dos

orbitales iguales que llamamos híbridos sp. Los dos híbridos sp son

equivalentes en forma y energía, y tienen propiedades intermedias entre un

orbital s y un orbital p (50% de contribución de cada uno de ellos). Una vez

producida la hibridación, podemos escribir la configuración del berilio

como:

La forma aproximada de cada orbital híbrido sp será de dos lóbulos desiguales:

Una vez que se han hibridado los orbitales 2s y 2p para dar dos híbridos sp, estos se colocarán lo más

separados posible para minimizar la repulsión entre ellos, es decir, 180º, disposición lineal (como se sabe

experimentalmente que es el cloruro de berilio). Cada uno de estos híbridos tendrá ahora un electrón

desapareado con el cual se podrá solapar con un orbital p del cloro. Este solapamiento es frontal (en el

mismo eje del enlace) por lo que se trata de un enlace simple de tipo sigma (σ). El diagrama para dicha

molécula será:

http://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-modelo-del-enlace-de-valencia/


* Hibridación sp2. Ejemplo: BF3

Experimentalmente sabemos que tiene una geometría trigonal plana, es decir, que los 3 enlaces B-F se

hallan en el mismo plano, formando entre sí ángulos de 120º. Además, según estos datos experimentales,

se sabe que los tres enlaces B-F son idénticos (distancia de enlace, energía de enlace).

En primer lugar, consideremos la configuración electrónica del boro,

que tiene un número atómico Z = 5, es decir, cinco electrones. Así:

Como vemos, el boro tiene únicamente un electrón desapareado en el

orbital 2p. Según esto, únicamente podría formar un enlace covalente, ya que

la Teoría del Enlace de Valencia establece que los orbitales atómicos deben

estar semillenos (un único electrón) para poder solapar con los orbitales

atómicos de los otros átomos y formar el enlace covalente.

Entonces, ¿cómo es posible que el boro forme tres enlaces covalentes? Para

explicar por qué el boro forma tres enlaces covalentes, debemos admitir la

promoción de un electrón desde el orbital 2s a un orbital 2p vacío; pasará, por

tanto, de un estado fundamental a un estado excitado, según vemos:

Aunque esta promoción del electrón desde el orbital 2s a un 2p vacío requiere

un aporte de energía adicional, se verá compensado por la posterior

formación de tres enlaces boro-flúor en lugar de un único enlace, que es el

que podría formar el boro en estado fundamental.

Una vez considerada la promoción del electrón, podemos justificar la

formación de tres enlaces, pero no el hecho de que estos sean exactamente

iguales. No obstante, es un hecho experimental que los tres enlaces

covalentes boro-flúor son idénticos. Para justificar esto, se recurre al

concepto de hibridación de orbitales atómicos. Así, los tres orbitales

atómicos semiocupados, el s y los dos orbitales p, se hibridan o combinan

entre sí para dar 3 orbitales híbridos sp2, equivalentes entre sí en forma y en

energía.

Cada híbrido sp2 tendrá un electrón desapareado con el que podrá formar un

enlace covalente por solapamiento con un orbital p del flúor. Los tres híbridos

sp2 se dirigen siempre a los vértices de un hipotético triángulo equilátero. Se

hallen en un mismo plano, formando entre ellos un ángulo de 120º.

Finalmente, el lóbulo mayor de cada híbrido sp2 solapa frontalmente (en el

mismo eje del enlace, se trata, por tanto, de un enlace simple de tipo

sigma, σ) con el orbital 2p semilleno de un átomo de flúor, dando lugar a un

enlace σ (sp2-p).


* Hibridación sp3. Ejemplo: CH4

Según datos experimentales, la molécula es apolar y presenta geometría tetraédrica (ángulos de 109,5º),

formando cuatro enlaces C-H que son idénticos entre sí. Si estudiamos el enlace en mayor profundidad,

para explicar que los cuatro enlaces C-H sean idénticos, debemos

recurrir a la hibridación de orbitales atómicos.

Consideremos en primer lugar la configuración electrónica del

carbono:

Según esta configuración, el compuesto que el C y el H deberían formar sería

de estequiometría CH2 y no CH4, ya que el carbono únicamente presenta dos

orbitales semiocupados que pueden formar enlace covalente. Como en el caso

de la hibridación sp del cloruro de berilio, BeCl2, y de la hibridación sp2 del

trifluoruro de boro, BF3, se acepta que un electrón del orbital 2s promociona

al orbital 2p vacío. Es decir, el átomo de carbono pasa de un estado

fundamental a un estado excitado, ya que el salto electrónico requiere un

aporte de energía:

En estado excitado el carbono podrá formar cuatro enlaces C-H, pues ya tiene

cuatro electrones desapareados. Sin embargo, estos cuatro enlaces no serían

equivalentes, porque estarían formados por orbitales distintos (1 orbital s y 3

orbitales p, y los 3 enlaces p forman entre sí un ángulo de 90º, son

perpendiculares). ¿Cómo es, entonces, que los cuatro enlaces C-H son iguales y

forman un ángulo de 109,5º? Pues es posible porque los cuatro orbitales atómicos

se hibridan (se combinan) para dar cuatro orbitales híbridos sp3.

Se les llama híbridos sp3 porque proceden de la combinación de 1 orbital s y 3

orbitales p. Los cuatro híbridos sp3 son equivalentes en forma y en energía, y se

dirigen a los vértices de un hipotético tetraedro. Ahora estos cuatro híbridos sp3

pueden solapar cada uno de ellos con el orbital 1s del átomo de hidrógeno, para dar

los cuatro enlaces sigma (σ) simples (solapamiento frontal). El ángulo de enlace del

tetraedro es, en efecto, 109,5º, tal y como se determina de forma experimental para

el carbono.

La geometría de la molécula de metano la podemos dibujar, por tanto:

En la siguiente tabla se recoge el resumen de los tres tipos de hibridación que hemos visto:


Aunque hemos tomado como ejemplo de hibridación sp3 la molécula de metano, en la cual los cuatro

orbitales híbridos formaban enlace químico, no siempre es así. Un orbital híbrido también puede albergar

pares libres, como ocurre con la molécula de amoniaco o con la molécula de agua; esto se debe a que

también se pueden hibridar orbitales que se hallan totalmente ocupados.

Veamos el caso del amoniaco (NH3):

La configuración electrónica del nitrógeno es:

Como vemos, el nitrógeno no requiere la promoción de ningún electrón para formar tres enlaces

covalentes y dar la molécula de NH3, pues ya tiene tres electrones desapareados. Sin embargo, si formase

dichos enlaces con los orbitales p, puesto que dichos orbitales forman entre sí ángulos de 90º (cada orbital

p se halla situado sobre un eje cartesiano), los ángulos formados por los enlaces N-H también serían de 90º.

No obstante, se sabe por datos experimentales que la molécula de NH3 tiene geometría de pirámide

trigonal y que los ángulos entre N-H son de 107,3º, no de 90º. Es decir, presenta unos ángulos muy cercanos

a los de un tetraedro regular, que son 109,5º. Esto se puede explicar recurriendo a la hibridación sp3 del

orbital 2s y los tres orbitales 2p del nitrógeno, a pesar de que el orbital 2s está completo. Así, esta

hibridación dará lugar a cuatro orbitales híbridos sp3

equivalentes y dirigidos hacia los vértices de un tetraedro.

Como en total tenemos cinco electrones, uno de los híbridos

sp3 albergará un par de electrones libre, y los otros tres un

electrón solitario. Serán estos orbitales híbridos sp3 con un

único electrón los que formarán enlace covalente solapando

cada uno de ellos con el orbital 1s de un átomo de hidrógeno.

Como hemos dicho, por tanto, los 4 híbridos se dirigen a

los vértices de un tetraedro, lo cual no significa que la geometría

de la molécula sea tetraédrica, sino que es de pirámide trigonal

(a la hora de considerar la geometría molecular, únicamente se

tienen en cuenta los enlaces N-H y no el par de electrones libre

del N). La geometría de la molécula se puede representar como:

El hecho de que el ángulo de enlace sea ligeramente menor del esperado para un tetraedro regular,

de 107,3º en lugar de 109,5º, se debe a que el par de electrones libre ejerce una mayor repulsión sobre los

pares electrónicos enlazantes, cerrando un poco el ángulo. Este efecto es aún más acusado en la molécula

de agua, que presenta dos pares libres.

Veamos el caso del agua (H2O):

Experimentalmente se sabe que la molécula de agua tiene

geometría angular; en concreto, forma un ángulo de 104,5º.

La configuración electrónica del oxígeno es:

Así, vemos que no es necesario, como ocurría en el caso del átomo de carbono, la promoción de un

electrón, pues el oxígeno ya presenta dos electrones desapareados con los que puede formar enlace

covalente. No obstante, si formase enlace con los dos orbitales p,

que forman entre sí un ángulo de 90º, la molécula de agua también

formaría un enlace de 90º. Como hemos dicho, se sabe que no es

así. De hecho, el ángulo de la molécula de agua, 104,5º, es un

ángulo cercano al de un tetraedro regular, 109,5º, aunque

levemente distorsionado. Es por este motivo que debemos recurrir

a una hibridación sp3 en la que intervendrán, por tanto, el orbital

http://www.quimitube.com/videos/modelo-del-enlace-de-valencia-hibridacion-sp3-del-metano-y-el-etano/


2s y los tres orbitales p. Se hibridarán el orbital 2s y el 2px a pesar de estar completos, dando lugar a dos

orbitales híbridos sp3 con un par de electrones libre y otros dos orbitales híbridos sp3 con un electrón

desapareado, es decir:

De esta forma, el oxígeno formará enlace covalente por solapamiento

de los dos híbridos sp3 semillenos con los orbitales 1s de los

hidrógenos. Puesto que se tratará de un solapamiento frontal, se trata

de enlaces de tipo sigma, σ (sp3-s). El ángulo no será de 109,5º porque

los pares libres o no enlazantes ejercen una repulsión mayor sobre los

pares enlazantes y distorionan este ángulo levemente. La geometría

del agua con la hibridación sp3 será angular y se puede representar:

5.2.- HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO (No viene en el libro)

Como ya hemos comentado en el caso de la hibridación sp3 del carbono

en la molécula de metano, para poder explicar la covalencia 4 del carbono

hemos de suponer que se produce una promoción electrónica de un electrón

2s a un orbital 2p, con lo cual queda: C: 1s22s22p

2 1s22s

12p

3

Según que el orbital “s” se combine con uno, dos o tres orbitales “p”,

dará lugar a hibridación de tipo sp, sp2 o sp3.

a) La hibridación sp3 :

- Se produce en los enlaces covalentes sencillos: C−C y C−H

- Da lugar a enlaces de tipo

- Da lugar a estructuras tetraédricas, por lo que las moléculas serán tridimensionales.

Ejemplos: Además del metano CH4 (ya visto) podemos ver el caso del etano:

En el caso de la molécula de etano, cada uno de los átomos de carbono presentará una hibridación

sp3 y, como tal, los cuatro híbridos sp3 formados se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro. Por

tanto, ambos átomos de carbono tendrán geometría tetraédrica, y se enlazarán entre sí con un enlace

simple de tipo sigma, σ, que surge del solapamiento frontal

entre dos orbitales sp3. Los restantes orbitales, tres para cada

carbono, forman enlace frontal sigma con los orbitales 1s de

los hidrógeno. Así, la geometría del etano se puede representar

como:

b) La hibridación sp2 :

- Se produce en los enlaces covalentes dobles: C=C y C=O

- Da lugar a un enlace de tipo y otro de tipo .

- Da lugar a estructuras planas triangulares con ángulos de 120º.

Ejemplo: Eteno: H2C=CH2

Según datos experimentales, se sabe que la molécula de eteno (o etileno) es totalmente

plana y que sus enlaces forman ángulos de 120º. Además, la molécula presenta un

enlace doble carbono-carbono. Su estructura de Lewis se puede representar como:

Como vimos para el caso de la molécula de oxígeno, un doble enlace se formará por dos tipos de

enlaces: por una parte, un enlace de tipo sigma, σ, que corresponde a un solapamiento frontal de dos

orbitales atómicos que pueden ser iguales o distintos (orbitales s, p, híbridos…); por otra parte, un

enlace de tipo pi, π, que corresponde al solapamiento lateral de dos orbitales atómicos de tipo p

(siempre de tipo p, sin hibridar ni modificar).

Esto implica que para que un átomo de carbono pueda formar un doble enlace con otro átomo de

carbono, tiene que presentar, necesariamente, un orbital p puro, sin hibridar. Es por este motivo que


la hibridación de un carbono con enlace doble no es sp3,

como en el caso del carbono con enlace simple, sino

hibridación sp2 (se hibridan el orbital 2s y dos de los

orbitales p, y el tercer orbital p queda sin hibridar).

Los tres orbitales híbridos sp2 se dirigen hacia los vértices

de un triángulo equilátero hipotético, mientras que el

orbital p sin hibridar queda perpendicular al plano de los

híbridos, con un lóbulo por encima y otro por debajo del

plano de los mismos. Esta hibridación la presentarán

ambos carbonos que forman el enlace doble del eteno y

explica por qué la geometría de la molécula es plana.

Los dos carbonos adoptan la hibridación sp2, quedando unidos entre sí por dos orbitales híbridos

mediante un enlace (sp2+sp2) y por dos orbitales atómicos tipo “p” mediante un enlace (p+p).

Con los hidrógenos el enlace es (sp2+s).

c) La hibridación sp :

- Se produce en los enlaces covalentes triples: CC y C

- Da lugar a un enlace de tipo y dos de tipo .

- Da lugar a estructuras lineales y por tanto con ángulos de 180º.

Ejemplo: Etino: HC CH

Su estructura de Lewis es: Se sabe experimentalmente que es una molécula lineal.

Del mismo modo que vimos para la molécula de nitrógeno, N2, la existencia de un triple enlace

implica un enlace de solapamiento frontal, de tipo sigma, σ, y dos enlaces de solapamiento lateral, de

tipo pi, π. Es decir, el enlace triple carbono-carbono estará formado por:

Un enlace de tipo σ entre un orbital híbrido sp de un carbono y un orbital híbrido sp del otro

carbono, con solapamiento frontal.

Dos enlaces de tipo π entre los orbitales py y pz de cada uno de los carbonos, con solapamiento

lateral.

Por tanto, para poder formar dos enlaces π, cada átomo de carbono del etino requerirá dos orbitales

atómicos p sin hibridar, que puedan formar enlace múltiple. Es por este motivo que los carbonos que

presentan triple enlace tendrán dos orbitales p que no se modifican, y sólo se hibridarán, por tanto, el

orbital 2s y uno de los orbitales 2p. Por eso todos los compuestos con triple enlace carbono-carbono,

tendrán hibridación sp, lineal.

Los orbitales híbridos sp se disponen formando 180º entre sí.

Los orbitales p sin hibridar quedan perpendiculares a los ejes

de los híbridos. Así, la geometría del etino se podrá dibujar

como:

Los dos carbonos adoptan la hibridación sp, quedando unidos

entre sí por un enlace (sp+sp) y por dos enlaces (py+p

y y p

z+p

z).

5.3.- OTROS TIPOS DE HIBRIDACIONES

En el caso de elementos del tercer periodo y siguientes, ya disponen de orbitales de tipo “d”, con lo

cual se pueden producir hibridaciones del tipo:

* sp2d : Ejemplo: Ni(CN)42-

* sp3d : Ejemplo: PCl5

* sp3d2: Ejemplo: SF6

Pero estos tipos de hibridaciones no son motivo de estudio del nivel de bachillerato.


6.- TEORÍA DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE

VALENCIA (RPECV o VSEPR)

La estructura de Lewis nos permite saber cómo están enlazados los átomos en una molécula y el orden

de sus enlaces, pero no nos indica cuál es su forma real, su geometría.

Las propiedades de una molécula no sólo dependen del tipo de átomos que la formen, sino también

de la distribución espacial de dichos átomos, es decir de su geometría.

Las geometría molecular nos la indica la posición de los núcleos de los átomos y es consecuencia de

los ángulos de sus enlaces, los cuales se determinan experimentalmente.

No obstante, existe un método para predecir la geometría de las moléculas: el método de las

repulsiones entre pares de electrones de la capa de valencia (RPECV o VSEPR).

Este método se basa en suponer que las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de

valencia que rodean al átomo central (sean enlazantes o no) se repelen entre sí, adoptando la disposición

espacial más alejada posible unos de otros.

Hemos de tener en cuenta que esta teoría no distingue los enlaces sencillos de los múltiples, es decir

trata tanto a unos como a otros como zonas o nubes de electrones.

Los pasos a seguir para obtener la geometría de una molécula son:

1º) Representar la estructura de Lewis.

2º) Contar las zonas de electrones que rodean al átomo central, tanto si forman enlace como si son

electrones solitarios.

3º) Representar la estructura que corresponda a la mínima repulsión entre zonas electrónicas, teniendo

en cuenta que:

2 zonas se repelen menos formando una estructura lineal

3 zonas se repelen menos formando una estructura trigonal.

4 zonas se repelen menos formando una estructura tetraédrica.

5 zonas se repelen menos formando una estructura de bipirámide trigonal.

6 zonas se repelen menos formando una estructura octaédrica.

4º) Colocar los átomos que rodean al central en sus lugares correspondientes.

5º) Obtener la geometría final teniendo en cuenta sólo la disposición de los núcleos de los átomos, no

la de las nubes o zonas electrónicas.

Zonas de e- que

rodean a A

Zonas

enlazantes

Zonas no

enlazantes

Tipo de

molécula

Ángulos

de enlace

Ejemplos Geometría

1 AB o A2 180º HCl, N2, O2 Lineal

2 2 0 AB2 180º BeCl2, CO2 Lineal

3 3 0 AB3 120º BF3, BH3 Plana

trigonal

3 2 1 AB2X <120º SO2, NO2─ Angular

4 4 0 AB4 109’5º CCl4, SiF4 Tetraédrica

4 3 1 AB3X <109’5º NH3, ClO3─ Pirámide

trigonal

4 2 2 AB2X2 <109’5º H2O, SCl2 Angular

5 5 0 AB5 120º y 90º PCl5 Bipirámide

trigonal

6 6 0 AB6 90º SF6 Octaédrica

A = átomo central B= Zona electrónica enlazante X= Zona electrónica no enlazante


En el caso de moléculas con pares de electrones no enlazantes, si queremos “afinar” más en los

ángulos de enlace hemos de tener en cuenta que la intensidad de las repulsiones entre pares de electrones

dependen si ambos son enlazantes o no:

Repulsión entre pares

no enlazantes > Repulsión entre par enlazante

y no enlazante > Repulsión entre

pares enlazantes

Este orden se explica considerando que los pares de electrones no enlazantes están más extendidos,

es decir “ocupan” más y por tanto repelen más a los pares vecinos.

Por ejemplo: El agua posee dos pares no enlazantes mientras que el amoniaco tiene solo uno, por lo

cual, aunque ambas moléculas situaban sus zonas electrónicas con estructura tetraédrica, el ángulo para el

agua es menor (104,5 º del agua frente a 107,3 º del amoniaco), puesto que la repulsión que hacen los dos

pares del oxígeno en el caso del agua es mayor que la que hace el par del nitrógeno en el caso del amoniaco.

7.- POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS (Viene en la pág. 103 del libro)

Una molécula es apolar cuando no contiene polos eléctricos. Esto ocurre cuando el centro de las

cargas positivas y negativas coinciden para el conjunto de la molécula. Es el caso de los moléculas

diatómicas homonucleares: H2, Cl2, N2

Pero también existen moléculas apolares compuestas de más de dos átomos: BF3, BeCl2, CH4 ... En

estos casos se trata de moléculas

simétricas en las que los distintos dipolos

que se forman en sus enlaces se anulan

entre sí (es decir la suma de los vectores

momento dipolar es cero).

Determinación de la polaridad de

una molécula:

Para saber si una molécula es polar o

apolar se dibuja su geometría según la

RPECV y se suman vectorialmente los

momentos dipolares de sus enlaces. Si el

vector resultante sale nulo entonces la

molécula es apolar (no tiene polos) y si

sale distinto de cero entonces la molécula

es polar (tiene polos).

8.- ENLACE METÁLICO

Las propiedades de los metales no se pueden explicar con los enlaces vistos hasta ahora. De estas

propiedades la que más destaca es la conductividad eléctrica, por lo que cualquier modelo que quiera

explicar el enlace metálico debe explicar la elevada conductividad de estas sustancias.


Sobre la estructura del enlace metálico existen dos modelos: el de la nube electrónica o del gas de

electrones y el de las bandas de energía (basado en la teoría de orbitales moleculares de la mecánica

cuántica).

8.1.- MODELO DEL GAS DE ELECTRONES

Este modelo considera que:

Los átomos del metal se desprenden de

sus electrones de valencia, formando

cationes, con forma esférica.

Los cationes forman una red ordenada

y compacta quedando los orbitales de

valencia de cada uno solapados con los

de los átomos vecinos.

Los electrones de valencia que ha soltado cada átomo quedan deslocalizados, es decir no están

sujetos a un par concreto de átomos, sino que se mueven libremente por toda la red, como si

fueran un gas, una nube o mar de electrones.

Los electrones no escapan debido a que son atraídos por los núcleos de los cationes.

Con este modelo se pueden explicar las propiedades más importantes de los metales tales como su

elevada conductividad eléctrica, su brillo, su gran densidad, su ductibilidad y maleabilidad, etc.

8.2.- TEORÍA DE BANDAS (Aparece como anexo al final del tema)

8.3.- PROPIEDADES DE LOS METALES

Veamos la justificación de sus propiedades características:

- Brillo: El brillo metálico se justifica por el hecho de que los electrones, al estar libres, pueden absorber y

emitir luz de todas las frecuencias. Sólo hay dos que tienen color: el oro y el cobre.

- Estado de agregación. Puntos de fusión y ebullición: Sus puntos de fusión son moderados (en alcalinos

y alcalinotérreos) o altos (en los de transición), por lo que

suelen ser sólidos en condiciones ordinarias.

- Densidad: Su gran densidad se explica puesto que forman

redes cristalinas muy compactas de altos índices de

coordinación (8 ó 12).

- Propiedades mecánicas: El que

puedan estirarse en hilos

(dúctiles) y formar láminas

muy finas (maleables) es

posible debido a que al efectuar

una tracción sobre el metal, se

desplazan unas capas de iones

respecto de otras, pero no hay

rotura de enlaces y la estructura

metálica se mantiene igual que

antes del desplazamiento.

- Conductividad eléctrica y

térmica: Considerando tanto el

modelo de la nube electrónica como el modelo de bandas, los electrones de la capa de valencia de los

metales poseen enorme movilidad y, por tanto, su conductividad eléctrica es muy elevada. La buena

conductividad térmica se explica al admitir que el calor se transmite por colisiones entre electrones.

- Emisión de electrones: Al estar los electrones relativamente libres dentro del cristal, se pueden arrancar

fácilmente por efecto de la energía luminosa (efecto fotoeléctrico) o por efecto del calor.

- Solubilidad: No se disuelven en los disolventes moleculares ordinarios, sin embargo, entre ellos se pueden

disolver formando distintas aleaciones y amalgamas.


9.- FUERZAS INTERMOLECULARES

Puesto que las sustancias formadas por moléculas (e incluso los gases nobles) no son gaseosas a

cualquier temperatura, quiere decir que existirán fuerzas de unión entre sus moléculas que impiden que

éstas sean independientes.

Estas fuerzas son de tipo físico pues son fuerzas eléctricas, mientras que las fuerzas del enlace tienen

naturaleza química pues se deben a intercambio o compartición de electrones.

Las fuerzas intermoleculares son siempre atractivas y son menos intensas que las fuerzas de enlace,

es decir es más fuerte la unión entre dos átomos dentro de una molécula (enlace) que entre dos átomos de

moléculas vecinas (fuerza intermolecular).

Para diferenciar entre fuerzas intermoleculares y enlaces, se establece el límite energético de 40

kJ/mol, de modo que los enlaces tienen energías superiores a este valor y las uniones entre moléculas tienen

energías inferiores a este valor.

9.1.- TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES

Vamos a distinguir dos tipos de fuerzas entre moléculas: unas generalmente más débiles denominadas

fuerzas de Van der Waals y otras más fuertes llamadas enlaces o puentes de hidrógeno.

a) Fuerzas de Van der Waals. Su naturaleza es dipolar es decir se producen por la atracción electrostática entre los dipolos de las

moléculas.

Si la molécula es polar presentará un dipolo permanente y si es apolar puede presentar un dipolo

inducido debido a la presencia cercana de una molécula polar o bien un dipolo instantáneo debido al

movimiento de los electrones.

Estas fuerzas pueden ser de tres tipos, dependiendo si las moléculas son polares o apolares:

* Fuerzas de dispersión o fuerzas de London:

Se producen en todas las moléculas,

sean polares o apolares.

Se originan por la atracción entre

dipolos instantáneos. Éstos se

deben al movimiento de los

electrones, el cual da lugar a que en

un instante dado exista una

asimetría de carga en la molécula y

como consecuencia se produzca un

dipolo instantáneo, el cual puede

inducir otros dipolos en moléculas

vecinas, dando lugar por tanto a

atracciones entre dipolos

instantáneos y dipolos inducidos.

De estas fuerzas podemos destacar dos propiedades:

- En la mayoría de los casos son muy débiles (comparadas con los enlaces): Por ejemplo, separar

moléculas de cloro (ruptura de fuerzas intermoleculares) cuesta 21 kJ/mol mientras

separar los átomos de cloro entre sí (ruptura de enlaces covalentes) cuesta 242 kJ/mol.

- Aumentan a medida que lo hacen la masa y el volumen molecular pues la molécula se hace

más polarizable. Esto explica, por ejemplo, que las temperaturas de fusión o ebullición

de compuestos moleculares aumenten con el volumen o la masa molecular.

(Ejemplo de los halógenos: F2 y Cl2 son gases pues su tamaño es pequeño y las fuerzas de London también lo serán, Br2 es líquido y I2 es sólido ya que su tamaño en muy grande y por tanto también serán grandes las fuerzas de

London, y se necesitará más energía para poder vencerlas y así cambiar de estado).


* Fuerzas de orientación o fuerzas dipolo-dipolo:

Se producen entre moléculas polares, es decir con dipolos

permanentes. Son las fuerzas entre la parte positiva de un dipolo

con la parte negativa de otro. Las moléculas se orientan de

forma que los polos de signo contrario estén lo más cerca

posible. (Ver figura de la derecha) Son fuerzas que se suman a las de dispersión (siempre

presentes).

Para comparar la intensidad de las fuerzas intermoleculares entre sustancias moleculares

diferentes hemos de tener en cuenta lo siguiente:

- Entre moléculas de masa o volumen similar, las fuerzas intermoleculares serán más intensas

si las moléculas son polares, pues las fuerzas de London serán similares pero entre las

moléculas polares existirán además las fuerzas de orientación.

Por ejemplo, el CO2 y el SO2 son moléculas de tamaño parecido. Ambas tendrán

parecidas fuerzas de London. Pero como las moléculas del SO2 son polares y las de CO2 no

lo son, entre moléculas de SO2 también existirán fuerzas de orientación. Esto hace que las

uniones entre moléculas de SO2 sean más fuertes que en el CO2 y que, por ejemplo, el SO2

tenga un punto de fusión más elevado.

- En moléculas de masa muy diferente serán más intensas en aquellas que tengan mayor masa,

independientemente de que sean polares o apolares, pues en estos casos las fuerzas de

London prevalecerán sobre las fuerzas de orientación.

Por ejemplo, entre las moléculas de I2 las fuerzas serán más intensas que entre las

moléculas de HCl, pues aunque en el HCl existan fuerzas de orientación (al ser moléculas

polares) y fuerzas de dispersión, las fuerzas de London en el caso del I2 son enormes en

comparación con las de HCl, por ser la molécula de yodo mucho mayor que la de cloruro

de hidrógeno. Esto hace que, por ejemplo, la temperatura de ebullición del yodo sea mucho

mayor que la del HCl (que por eso el yodo es sólido y el HCl es gas).

* Fuerzas de inducción o fuerzas dipolo-dippolo

inducido:

Se producen cuando mezclamos sustancias con

moléculas polares y sustancias con moléculas

apolares.

Son fuerzas entre dipolos permanentes y dipolos

inducidos, ya que las primeras inducen un

dipolo en las segundas.

Son más débiles que las anteriores.

Ejercicio: Razona en cada caso qué tipos de fuerzas de Van der Waals están presentes: O3 ; CH2O ; N2 + O2 ; CO2 + HCl

b) Enlaces por puentes de hidrógeno

Se trata de un tipo especial de unión entre moléculas covalentes

que contienen uno o más átomos de hidrógeno unidos a átomos de

elementos muy electronegativos y pequeños: F, O ó N. El átomo

electronegativo tira fuertemente hacia sí de los electrones del enlace, con

lo cual adquiere carga negativa y el hidrógeno queda con carga positiva.

De esta forma aparecen atracciones electrostáticas intensas entre el

hidrógeno de una molécula y el átomo electronegativo de la molécula

vecina.

Se representa por líneas discontinuas de puntos.

Esta fuerza intermolecular es mucho mayor que las fuerzas

intermoleculares ordinarias debido a la gran diferencia de


electronegatividad entre el hidrógeno y el flúor, oxigeno o nitrógeno y al pequeño tamaño de estos átomos,

que hace que se puedan acercar mucho y por tanto aumente la atracción electrostática.

Este enlace no es, en sentido estricto, un enlace químico sino que constituye una clase especial de

unión entre dipolos extraordinariamente intensos. Y no se debe confundir con los enlaces covalentes

normales que forma el H con los demás elementos.

Este puente de hidrógeno explica que los puntos de fusión

y ebullición de estos compuestos (H2O, NH3 y HF) sean

anormalmente altos comparados con el resto de los hidruros de su

columna. En la figura podemos apreciar el caso de los hidruros de

los grupos 14, 15, 16 y 17, en la cual observamos que tanto el

agua, como el HF y el amoniaco deberían tener un punto de

ebullición mucho menor del que tienen.

En el caso del HF el enlace es tan fuerte que en estado sólido

no existen moléculas individuales, sino que se forman largas

cadenas de moléculas en zig-zag. A temperatura ambiente está en

estado gaseoso y tampoco existen moléculas aisladas, sino que

forma dímeros: H2F2

El enlace de hidrógeno también se produce en

compuestos orgánicos que poseen el grupo -OH (alcoholes,

fenoles y ácidos carboxílicos) o el grupo N-H (aminas y

amidas); por ejemplo, es el responsable de la estructura en

hélice de las proteínas (enlace entre el N-H y el C=O) y de

la unión de las dos cadenas de la doble hélice del ADN a

través de las bases nitrogenadas: Adenina con Timina (a

través de 2 puentes) y Guanina con Citosina (a través de 3

puentes).

9.2.- PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS MOLECULARES (Ya vistas en apartado 3.7)


ANEXOS

* La fortaleza de cada tipo de unión que hemos estudiado la podemos resumir así:

* Enlace: entre 40 y 800 kJ/mol

- Covalente: enlace muy fuerte.

- Iónico: enlace fuerte.

- Metálico: enlace variable, generalmente menos que iónico.

* Fuerza intermolecular: menos de 40 kJ/mol

- Enlace de hidrógeno: entre 15 y 40 kJ/mol

- Fuerzas de Van der Waals: entre 0,1 y 20 kJ/mol

* De dispersión o de London: fuerte (si es de gran volumen)

* De orientación o dipolo-dipolo: mediana.

* De inducción o dipolo-dipolo inducido: pequeña.

* Resumen de algunas propiedades de las sustancias según su enlace

TIPO DE SUSTANCIA

IONICA MOLECULAR ATÓMICA METÁLICA Partículas

constituyentes

Cationes y

aniones Moléculas Átomos

Cationes y electro-

nes deslocalizados

Fuerza de unión entre partículas

Enlace iónico

(fuerte)

Van der Waals o

puentes de H2

Enlace covalente

(muy fuerte)

Enlace metálico

(variable)

Estado de agregación

Sólidos Gases (algunos

líquidos o sólidos) Sólidos

Sólidos, en

general

Dureza Duros y frágiles Muy blandos

(los sólidos) Muy duros Variable

Temperaturas de fusión y ebullición

Altas Bajas o moderadas Muy altas Moderadas o altas

Solubilidad en agua

Solubles (salvo

los de energía

reticular muy alta)

Solubles sólo los

que son polares Insolubles Insolubles

Solubilidad en disolventes

apolares Insolubles

Solubles sólo los

que son apolares Insolubles Insolubles

Conductividad eléctrica

Malos conducto-

res (salvo

fundidos o

disueltos)

Malos conductores Muy malos

conductores

Muy buenos

conductores

Ejemplos NaCl, MgO,

K2CO3

H2, HCl, H2O,

CH4

C(diamante),

SiO2, SiC Na, Fe, Cu, Ag


TEORÍA DE BANDAS

Es un modelo de la mecánica cuántica que se basa en la aplicación de la teoría de orbitales moleculares

al caso de los metales.

Teoría de orbitales moleculares:

Cuando se aproximan los átomos para unirse, los orbitales atómicos de ambos desaparecen y se

forman un nuevo tipo de orbitales denominados orbitales moleculares. Por cada dos orbitales atómicos (uno

de cada átomo) surgen dos orbitales moleculares (que pertenecen

a ambos átomos):

- Uno de ellos tiene menos energía que los orbitales atómicos

originales, y se denomina orbital enlazante.

- El otro tiene más energía que los orbitales atómicos

originales, y se llama orbital antienlazante.

Los electrones de los átomos van ocupando los orbitales

moleculares en orden de menos a más energía.

Vemos en la figura el caso más sencillo: la molécula de

hidrógeno.

La teoría de bandas es la aplicación de esta teoría al caso de los metales.

Ahora los electrones de la capa de valencia de todos los átomos son compartidos conjunta y

simultáneamente. Los orbitales atómicos de todos los átomos desaparecen y se convierten en orbitales

moleculares, con energías tan próximas que, todos en conjunto, ocupan una franja o banda de energía.

Para el caso del litio sería:

Aunque la banda o conjunto de orbitales moleculares se llena con electrones, empezando por los

niveles de menor energía, estos están tan cercanos unos a otros que los electrones pueden ocupar libremente

cualquier posición dentro de la banda.

La banda de energía formada por los orbitales atómicos de valencia se llama banda de valencia. La

banda formada por los primeros orbitales atómicos vacíos se llama banda de conducción. A veces ambas

bandas se solapan energéticamente (como en el caso del litio, que aparece en la figura de arriba).


En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia está o semillena (como el caso del litio),

o bien llena, pero solapada con la banda de conducción que está vacía (como el caso del magnesio). En

ambos casos los electrones disponen de orbitales vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de

energía, son electrones casi libres y por eso los metales son muy bueno conductores eléctricos.

En los semiconductores y en los aislantes, la

banda de valencia está llena y la de conducción

vacía, pero no solapan. Hay una zona intermedia,

llamada banda prohibida, que no puede alojar

electrones.

En los semiconductores, como el Si y el Ge,

la anchura de la banda prohibida no es muy grande,

y siempre hay electrones con energía cinética

suficiente para promocionarse a la banda de

conducción. Estos electrones, no muchos, y los

huecos positivos que han dejado en la banda de valencia, permiten cierta conductividad eléctrica.

Sin embargo, en los aislantes, como por ejemplo el diamante (C) y del óxido de silicio (SiO2), la

banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre

vacía y la de valencia siempre llena. No hay cargas libres y el sólido no conduce la corriente, aunque

apliquemos un campo eléctrico externo.


ACTIVIDADES DEL TEMA 4: ENLACE QUÍMICO.

Del libro:

Página 94 97 101 108 110 112 118 124 125

Número 1 4 5 1 y 3 1 4 2 1, 6 y 13 15, 17, 20, 21, 23, 24 y 28

1.- A partir de los datos que se dan a continuación, calcular la afinidad electrónica del I(g) mediante el ciclo

de Born-Haber.

(Datos: calor de formación del KI(s) = –327 kJ·mol–1; calor de sublimación del K(s) = 90 kJ·mol–1;

calor de sublimación del I2(s) = 62 kJ·mol–1; energía de disociación del I2(g) = 149 kJ·mol–1; energía de

ionización del K(g) = 418 kJ·mol–1; energía reticular del KI(s) = –633 kJ·mol–1).

2.- Ordena de mayor a menor dureza, los siguientes compuestos: BaS, NaCl, NaI, BaO. Justificalo.

3.- Ordenar los siguientes compuestos según sus puntos de fusión y justificarlo: KF , RbI , RbF , CaF2

4.- En cada una de las siguientes parejas de sólidos iónicos, indica razonadamente cuál tiene menor y cuál

mayor energía reticular:

a) NaF y KF

b) MgO y MgCl2

c) CaO y CsI

5.- Considerando los siguientes sólidos iónicos, CaS, LiF, LiBr y CaO: ¿Cuál tendrá el punto de fusión más

bajo? ¿Y el más alto?

6.- ¿Qué tipo de sustancia se forma en las uniones de los elementos Li, O y F consigo mismo? ¿Y unos con

otros?. De todos ellos, ¿cuáles son sólidos a temperatura ambiente?

7.- ¿Cuáles de los sólidos: Sn, SiO2 , NaCl, y Al, son conductores? ¿Y si están fundidos?

8.- Comente razonadamente la conductividad eléctrica de las siguientes sustancias: un hilo de cobre, un

cristal de nitrato de cobre(II) y una disolución de bis(trioxidonitrato) de cobre.

9.- Entre las siguientes sustancias: bromuro de potasio, C (diamante), fluoruro de hidrógeno, butano y

potasio, escoge las más representativas de:

a) Una sustancia de tipo cristal covalente de elevado punto de fusión.

b) Una sustancia con puntos de ebullición y de fusión muy bajos.

c) Una sustancia que no es conductora en estado sólido, pero sí en estado fundido.

d) Una sustancia con enlaces de hidrógeno.

e) Una sustancia muy conductora de la corriente eléctrica.

10.- Identificar todos los tipos de enlace que se deben encontrar en un cristal de sulfato de litio.

11.- Dado el compuesto: CH2=CH─CH2─C≡CH, indica el tipo de hibridación que utiliza cada átomo de

carbono.


12.- Elige, de cada uno de los siguientes pares de sustancias, aquella que tenga la temperatura de ebullición

más alta:

a) Br2 o ICl

b) CH4 o C2H6

c) CH3F o CH3Cl

13.- Ordena las siguientes sustancias de menor a mayor punto de ebullición: N2 , NO , O2 .

14.- ¿Cuál de los siguientes compuestos es de esperar que tenga el punto de ebullición más alto: el yoduro

de potasio, el fluoruro de hidrógeno o el propano? ¿Y el más bajo?

15.- Indica las valencias, tanto iónica como covalentes, de los siguientes elementos: Se, Kr, Br, As y K

16.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 17, 20 y 29, respectivamente, indica:

a) La configuración electrónica de cada uno.

b) Tipo de enlace que formarán A-A, C-C y A-B.

c) ¿Sería la sustancia A-B soluble en agua?.

d) ¿Cuál será la estequiometría de la sustancia AB?.

17.- Cuatro elementos A, B, C y D tienen las electronegatividades que se muestran en la tabla siguiente:

Elemento A B C D

Electronegatividad 3,0 2,8 2,5 2,1

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD:

a) Clasifíquelas en orden creciente por su carácter covalente. Justifique la respuesta.

b) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

18.- Explique desde el punto de vista de las interacciones moleculares los siguientes hechos:

a) El etano tiene un punto de ebullición más alto que el metano.

b) El etanol tiene un punto de ebullición más alto que el etano.

c) El etano es menos soluble en agua que el etanol.

19.- Indicar cuales de los siguientes compuestos pueden formar enlaces de hidrógeno:

Metanol - Etilamina - Etano - Propanona - Fluorometano - Óxido de cloro(I) - Ácido propanoico

20.- Para los siguientes compuestos: CH3CH3 , CH2=CH2 y CH3CH2OH

a) Indique cuál o cuáles son hidrocarburos.

b) Razone cuál será más soluble en agua.

c) Explique cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición.

1.- Átomos unidos por enlace quÍmico · misma configuración que los gases nobles. para ello los...

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