1. Tema 3 El enlace químico

2. 1.- ¿ POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS? Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas. Los átomos por tanto quedan enlazados a aquella distancia para la cual la disminución de la E del sistema ha sido máxima . Los átomos quedan enlazados a aquella distancia para la cual la E es mínima. A esa distancia se le denomina DISTANCIA DE ENLACE.

3. La primera teoría propuesta fue la de Lewis, quien aseguró que los átomos ganaban, perdían ( enlace iónico) o compartían ( enlace covalente ) electrones hasta adquirir la configuración de gas noble( 8 e- en su última capa) Esta teoría es insuficiente para explicar el enlace covalente y no explica el enlace metálico Con el descubrimiento del electrón, los intentos de explicar las uniones de los átomos en función de los electrones que poseían no se hicieron esperar

4. 2.-ENLACE IÓNICO Se da entre elementos de electronegatividades muy diferentes, es decir entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura, resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, Valencia iónica o electrovalencia el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ión estable(al formar un compuesto iónico) ”.

5. Se forman los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina. 2.1.-Energía reticular en los compuestos iónicos (U o Er) También llamada energía de red. Es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

6. Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la U o Er corresponde a la reacción: Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) ( U < 0) Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born - Haber. Max Born Fritz Haber

8. Ciclo de Born-Haber La reacción global de formación de NaCl es: Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) (  Hf = –411,1 kJ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s)  Na (g) (  Hsubl = +107,8 kJ) ½ Cl2 (g)  Cl (g) (½  Hdis= +121,3 kJ) Cl (g)  Cl– (g) ( Δ HAE = –348,8 kJ) Na (g)  Na+ (g) ( Δ HEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g)  NaCl (s) (  Hu = ?)  Hu =  Hf – (  Hsubl + ½  Hdis + AHAE + AHEI)  Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ

9. La energía reticular también se puede hallar mediante cálculos teóricos mediante la ecuación de Born-Landé Donde Na es el número de Avogadro, A la constante de Madelung, que varía depiendo de la estructura del compuesto iónico, Z + la carga del catión y Z − la carga del anión, q la carga del electrón, ε 0 la permitividad del vacío, d 0 la distancia entre el anión y el catión y n los exponentes de Born.

10. 2.2 ESTRUCTURA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ión se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. Índice de coordinación “ Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ión dado”. Cuanto mayor es un ión con respecto al otro mayor es su índice de coordinación. Celda unidad: Se define como la porción más simple de la estructura cristalina que al repetirse mediante traslación reproduce todo el cristal. NaCl CsCl CaF 2 PRINCIPALES TIPOS DE REDES IÓNICAS

13. d) Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario . Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad. e) Fragilidad, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulsivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.

14. 3.- enlace covalente El enlace covalente se da entre elementos de similar electronegatividad y se origina por la compartición de un par de electrones entre dos átomos

17. Ejemplos:

18. Para obtener las estructuras de Lewis se pueden seguir las siguientes reglas:

22. Sin embargo, esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas, y tal y como se verá a continuación, los ángulos de enlace, también deberían ser distintos. Por difracción de rayos X se sabe que las distancias entre el átomo de carbono y cada átomo de oxígeno son iguales, así como los ángulos O–C–O. Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta. En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

23. Por tanto, los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia Igualmente, los tres átomos de oxígeno participar de 2/3 de carga negativa. http:// www.cnnet.clu.edu / quim /Q_3451/modulo1/modulo1c_files/ resonancia.html#tope

24. 3.2MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS Y GEOMETRÍA MOLECULAR. Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central teniendo en cuenta que las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles. Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e– sin compartir podemos clasificar las moléculas en los siguientes grupos: El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo .

25. Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más alejados posibles para evitar lo que se pueda la repulsión entre dichas nubes electrónicas. Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se dirigirán en sentidos contrarios formando quedando los tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo de 180º. BeF2 : El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.(geometría lineal) En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano. BCl3 : El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.( geometría triangular plana

26. Con cuatro enlaces, éstos se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro. CH4 : El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4 8 geometría tetraédrica El átomo central tiene pares de e– sin compartir. La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace. Si tiene tres pares de electrones dos forman enlace y uno es solitario da lugar a una geometría angular Ej: SnCl 2 CH 4 BCl 3 BF 2 Tetraédrica Triangular Lineal

27. Con cuatro pares de electrones : 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir . La geometria es de una piramide trigonal con angulos menores que el tetraédrico · tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir la geometría es angular con ángulos menores del tetraedro

28. Átomo central con enlaces múltiples : en este caso los enlaces siguen la misma dirección. Se toma los pares del enlace múltiple como si fuera solo un par Ejemplo: eteno: CH2=CH2. el átomo de carbono tendría tres pares de electrones lo cual daría una geometría triangular plana

31. 3.3.-TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V.) Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– con spines contrarios de orbitales semiocupados formando un único orbital molecular. Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada

32. Se llama “ covalencia ” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

33. Existen dos tipos de enlace según el tipo de solapamiento: a) enlaces sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos . Puede ser: a) Entre dos orbitales “s” b) Entre un orbital “s” y uno “p” c) Entre dos orbitales “p”.

34. b ) enlaces pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos: Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares s son más estables que los P porque el grado de solapamiento de los orbitales &quot;s&quot; es mayor que el de los &quot;p&quot;.

35. Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples Ejemplos: Molécula de oxígeno (O 2 ) Molécula de nitrógeno (N 2 ) Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados, originando un enlace  . También se solapan lateralmente los dos OA 2p y , originando otro enlace  Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados ( enlace  ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2p y y los dos OA 2p z respectivamente, originando dos enlaces 

36. Enlace covalente múltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal “ s ” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “ p ” (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento “ s ” y dos “ p ”. 3.3.1HIBRIDACIÓN DE ORBITALES La teoría del enlace de valencia completa su descripción del enlace covalente justificando la geometría de las moléculas. Para ello recurre al concepto de orbital híbrido . enlaces sencillos : Consideremos la molécula de CH4 C (Z=6) 1s2 2s2p2

37. En principio el carbono tiene covalencia 2, pero un electrón del orbital 2s puede promocionar al orbital p vacío, con lo que la covalencia del carbono pasaría a ser de 4 (la energía necesaria para esa promoción del electrón sería compensada con la energía desprendida al formarse los enlaces) La covalencia 4 del carbono conduciría a 4 enlaces diferentes: uno a través de un orbital s y tres a través de orbitales p, que formarían ángulos de 90º entre sí. La teoría de RPECV predice, y los experimentos confirman que la molécula de metano posee 4 enlaces idénticos que se disponen de forma tetraédrica (ángulos de 109,5º)

38. La teoría del enlace de valencia resuelve el problema suponiendo que se forman cuatro orbitales, llamados orbitales híbridos sp3, por combinación entre un orbital s y tres orbitales p. Los orbitales híbridos sp3 tienen la forma de un orbital p, que prácticamente ha perdido uno de sus lóbulos, y se disponen tetraédricamente. De este modo la configuración electrónica del átomo de carbono en el momento de combinarse sería: 1s22(sp3)4

39. Las condiciones para que haya hibridación son: a) Los orbitales que se hibridan han de tener energías muy próximas. b) La energía liberada en la formación de enlaces con los orbitales hibridados ha de ser superior a la energía que se liberaría en la formación de los mismos enlaces con los orbitales sin hibridar, y la diferencia ha de ser mayor que la energía consumida en la hibridación. Tipos de hibridación: Hibridación sp3. Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”. Se forman cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro. 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ejemplo: NH3 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ejemplo: H2O

40. Hibridación sp2 . Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p”. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero. 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

41. Hibridación sp Se hibridan un orbital “s” y un orbital “p”. Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de 180º. 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

42. Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos

43. 1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d  1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d  6 orbitales sp 3 d 2 (distribución octaédrica) PCl 5 , SF 4 , ClF 3 , I 3 - BrF 5 , SF 6 , XeF 4 5 orbitales sp 3 d (distribución bipirámide trigonal) Hibridación sp 3 d Hibridación sp 3 d 2

45. Se denomina “orden de enlace” (O.E.) a: En este caso (2-0)/2=1

46. Si el orden de enlace es 0 la molécula no se forma

47. A mayor orden de enlace la molécula será más fuerte

49. c) Ángulo de enlace: sólo en moléculas con más de dos átomos. Depende la cantidad de enlaces formados y de la polaridad de los mismos d) Polaridad: se producen cuando las electronegatividades difieren. Induce cargas parciales entre los átomos enlazados El carácter polar de una enlace se mide a partir del momento dipolar “ µ ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de “  ” entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). Es igual producto de la carga localizada por la distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace; una unidad para medir los momentos dipolares es el Debye, los momentos dipolares oscilan de 0 a 11 Debyes

50. Se considera que al aumentar la polaridad de el enlace aumenta el &quot;carácter iónico&quot; del enlace en cuestión, y que un enlace iónico sería uno covalente de polaridad máxima o sea un átomo atrae tanto al par de electrones, que &quot;se queda con él&quot;. Se acepta que si la diferencia de electronegatividades es de 1,7 el enlace tiene un 50% de carácter iónico Si una molécula tiene varios enlaces con carácter polar, el momento dipolar será la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace. Esto puede suponer que moléculas que posean enlaces polares tengan momento dipolar TOTAL cero, debido a su geometría simétrica.

51. e) Polarizabilidad y poder polarizante Se denomina polarizables aquellos átomos o iones cuya nube electrónica experimenta fácilmente grandes deformaciones de forma que pueden formar dipolos. Generalmente los aniones grandes son altamente polarizables Ejemplos de moléculas apolares y polares = 0  0  0 = 0 = 0

52. Se denomina polarizantes. Aquellos átomos o iones que pueden inducir deformaciones en la nubes electrónicas de otros átomos o iones. Son buenos polarizantes aquellos cationes de carga elevada 3.6.-PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES a) Sólidos covalentes: Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo considerar éste como una molécula gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes tienen: Gran dureza. Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a temperatura ambiente. Son insolubles en todo tipo de disolvente. Son malos conductores pues no tienen electrones libres. Ejemplo:el C diamante y el SiO2

53. Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructura por capas que le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e– a un macroenlace muy deslocalizado es también conductor.

54. Sustancias moleculares: Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos polares sean las moléculas, por lo que tienen: Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a temperatura ambiente. Son blandos. Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las moléculas con fuerzas de Van der Waals. Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula polares poseen parcial conductibilidad. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares que las estabilizan por fuerzas de atracción dipolo-dipolo y tienen mayores puntos de fusión y ebullición al existir atracción electrostática entre las mismas.

55. 4.-ENLACES INTERMOLECULARES. Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de las sustancias. Según su fuerza se clasifican en: Enlace o puente de Hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals. Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e– del otro átomo produciéndose una elevada polarización del enlace. Esto provoca una atracción eléctrica entre los hidrógenos de una molécula y los átomos electronegativos de la molécula vecina

56. Sólo se da entre átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno, nitrógeno. Es el responsable de los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos de las sustancias que los contienen como, por ejemplo, el agua. Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener una estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.

58. ENTRE DIPOLOS INSTANTÁNEOS (moléculas apolares) ya que el par de e– de enlace en un momento dado puede encontrarse en un lado de la molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce la formación de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como estos dipolos no perduran los enlaces son muy débiles. También se les conoce como fuerzas de London

59. 5.- ENLACE METÁLICO Los metales constituyen el grupo mas numeroso de elementos en la tabla periódica y se caracterizan por tener un conjunto de propiedades similares para todos ellos y que se denomina como “ carácter metálico ” . Entre ellas, las mas características son la conductividad eléctrica y térmica, el brillo metálico y la ductilidad y maleabilidad. Los metales son electropositivos , es decir, sólo forman iones positivos, cuya carga es su valencia, sólo presentan números de oxidación positivos y son fáciles de oxidar. Todos los metales son sólidos a Tª y P ambiente, excepto el mercurio que es líquido. Como en todos lo casos, sus propiedades son consecuencia de su tipo de enlace y de su estructura.

60. Respecto a su configuración electrónica, los metales se caracterizan por tener muy pocos electrones en la capa de valencia El enlace metálico se puede explicar mediante dos teorías: - Teoría del “mar de electrones” o “gas electrónico” Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una &quot;nube electrónica&quot; que comprende todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.

61. En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red. Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los &quot;restos positivos&quot;.

62. Modelo de bandas: Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía, una de menor energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción). .

63. En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.

64. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS. Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre. Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

65. Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

66. TIPOS DE ENLACES