QUÍMICA 2º BACHILLERATO Enlace Químico ENLACE QUÍMICO

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1 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico ENLAE QUÍMI La mayor parte de la epecie química que encontramo en la Naturaleza no on átomo ailado, ino que lo elemento e preentan ligado a otro formando etructura má etable, e decir que poeen menor energía que la que tenían u átomo por eparado. Si lo átomo que e unen on iguale la utancia reultante e un elemento, en cao contrario e trataría de un compueto. La fuerza que mantienen unido eto átomo en lo ditinto agregado e denominan enlace químico. También etudiaremo la fuerza que e ejercen la molécula entre í y que on la reponable de mucha de la propiedade fíica de la utancia (fuerza intermoleculare) Denominaremo enlace químico al conjunto de fuerza que mantienen unido lo ione, átomo o molécula formando lo ditinto agregado químico. La propiedade fíica y química que preenten la ditinta utancia dependerán de la naturaleza del enlace con el que e encuentren unido lo átomo de u elemento. En particular, la reaccione química que preentan la utancia on el reultado de la ruptura y formación de enlace entre u átomo. Aí mimo, cualquier teoría que etudie lo enlace químico deberá poder explicar apecto tale como la proporción en la que e unen lo átomo, la geometría de la molécula reultante y la energía del enlace producido. Exiten tre modelo extremo de enlace químico: el enlace iónico el enlace covalente el enlace metálico En realidad la propiedade que preentan la mayoría de lo compueto químico neceitan de vario modelo de enlace para una decripción adecuada de la mima. Según el valor relativo de la electronegatividade de lo átomo que e enlazan e dará un tipo de enlace u otro. Electronegatividad Tipo enlace Se produce entre... Ejemplo Muy diferente Iónico Metal y no metal Nal Alta y emejante ovalente No metale entre í 2 Baja y emejante Metálico Metale entre í ierro EN1.- Indica el tipo de enlace que e etablecerá entre: a) y N, b) Mg y S, c) y Se y d) a y Br EN2.- Lo número atómico de tre elemento on A (Z=15), B (Z=20) y (Z=35). Jutifica qué tipo de enlace e dará entre: a) A y y b) B y Si, dede el punto de vita energético en un enlace químico, e produce una diminución de energía con repecto a la utancia ailada, dede el punto de vita electrónico eta ituación de mayor etabilidad e manifieta en una tendencia a adquirir la configuración de ga noble. Eto elemento, cuya última capa e encuentra completa con una etructura n 2 np 6 (alvo el helio que poee 1 2 ), on excepcionalmente etable preentando ecaa tendencia a combinare, lo que llevó a Koel y Lewi a proponer la llamada regla del octeto que conitía en uponer que lo átomo de lo divero elemento e unen tratando de alcanzar configuracione de ga noble. Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

2 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico ENLAE IÓNI En la anterior unidad vimo que lo metale preentan bajo valore de energía de ionización y de electronegatividad; tienen tendencia a ceder electrone. Por el contrario lo no metale con valore de electronegatividad elevado tienen tendencia a captar electrone. uando e unen un elemento metálico y otro no metálico, el primero e capaz de ceder electrone al egundo, de eta forma ambo adquirirán configuración de ga noble convirtiéndoe, el metal en un ion poitivo y el no metal en uno negativo. La atracción electrotática que e producirá entre ione de ditinta carga erá la reponable del enlace que e originará entre eta utancia. Veamo como e produce un enlace iónico: ormación de ione. Se produce una tranferencia de electrone entre el metal y el no metal. Ete pao e defavorable dede el punto de vita energético. Na ( p ) - 1 e - Na ( p 6 ) EI = 495 kj/mol l ( p p 5 ) 1 e - l - ( p p 6 ) AE = 349 kj/mol Si el proceo decrito e deficitario en energía cuál e la caua de que e forme el Nal ()? ormación del crital iónico. Una vez contituido lo ione e organizan de modo que ean máxima la atraccione entre lo ione de carga opueta y e minimicen la repulione entre lo de igual carga. Se forma una red critalina tridimenional de anione y catione, colocado en poicione fija a una ditancia que e correponde con la uma de lo radio iónico ( d r r ). Eta circuntancia permite que un ion interaccione con lo demá alcanzándoe Na l una ituación de máxima etabilidad. En ete proceo e libera la llamada energía de red (U) que compena el defecto energético de la formación de ione. Se define energía de red (U) como la cantidad de energía liberada cuando e forma un mol de un compueto iónico ólido a partir de u ione contitutivo en etado gaeoo. En mucho cao el valor de eta magnitud (U) no e puede medir directamente, pero puede hacere indirectamente mediante el denominado ciclo de Born-aber. Se baa en la hipótei de que el balance energético ligado a un proceo e el mimo e dearrolle en una ola etapa o en una erie de fae parciale (Ley de e) Veamo como ejemplo el cao del cloruro de odio (Nal): (omo veremo en la Unidad de Termoquímica, la energía aborbida por un itema e conideran poitiva, mientra que la que cede negativa) A. Proceo directo de formación del Nal () a partir de u elemento contituyente en etado etándar (má etable) Δ (Variación de Entalpía de ormación Nal) = 441,1 kj/mol (Energía intercambiada, a preión contante, en la formación de un mol de un compueto a partir de lo elemento que lo integran en u etado má etable) ½ l 2 ½ Δ D l (g) AE Na () Δ S S Na (g) EI Δ Na (g) l (g) Nal () U B. ormación del Nal () a travé de un proceo en etapa: i) ormación de lo átomo en etado gaeoo - Δ S (Energía de Sublimación del odio)= 107,8 kj/mol - Δ D (E. de Diociación del cloro ga) = 242,6 kj/mol ii) ormación de lo ione en etado gaeoo: - EI (Energía de Ionización del odio) = 495,4 kj/mol - AE (Afinidad Electrónica del cloro) = 348,8 kj/mol iii) ormación de la red critalina U (Energía de Red Nal) =? Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

3 ENERGÍA QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico Teniendo en cuenta el principio de conervación de la energía, en ete ciclo e cumplirá que: Δ = Δ S ½ Δ D AE EI U 411,1 kj/mol = 107,8 kj/mol ½ (242,6) kj/mol ( 348,8) kj/mol 495,4 kj/mol U U = 786,8 kj/mol En la mayoría de lo compueto iónico la energía de red (U) tiene un valor negativo elevado que compena el balance energético defavorable de la retante etapa. (Tabla I) Ejercicio reuelto 1.- alcula la energía de red (U) del óxido de potaio a partir de lo iguiente dato: Δ Diociación ( 2 ) = 494 kj/mol Δ Sublimación (K) = 90 kj/mol Δ ormación (K 2 ) = 562,6 kj/mol EI(K) = 418,4 kj/mol 1ªAE () = 141 kj/mol 2ªAE () = 844 kj/mol A) Proceo directo: 2K () ½ 2 (g) K 2 () Δ ormación (K 2 ) = 562,6 kj/mol B) Proceo indirecto: 1) ormación de lo átomo en etado gaeoo: 2 K() 2 K(g) 2.Δ Sublimación (K) = 2.(90 kj/mol) ½ 2 (g) (g) ½ Δ Diociación ( 2 ) = ½ (494 kj/mol) 2) ormación de lo ione en etado gaeoo: 2 K (g) 2 K (g) 2.EI (K) = 2.(418,4 kj/mol) (g) - (g) 1ª AE () = 141 kj/mol - (g) 2- (g) 2ª AE () = 844 kj/mol 3) ormación de la red iónica del K 2 (U) 2 K (g) 2 (g) K 2 () U? Teniendo en cuenta el principio de conervación de la energía Δ ormación (K 2 ) = 2.Δ Sublimación (K) ½ Δ Diociación ( 2 ) 2.EI (K) 1ª AE () 2ª AE () U 562,6 kj/mol = 2.(90 kj/mol) ½ ( 494 kj/mol) 2.(418,4 kj/mol) ( 141 kj/mol) 844 kj/mol U U = 2529,4 kj/mol 2 K (g) (g) EN3.- A partir de u configuración electrónica determina qué ion tenderán a formar lo iguiente elemento: Sr, Al, y u 2.EI ½ ΔD ½ 2 (g) (g) (g) 2 K (g) ½ 2 (g) 2.ΔS (g) (g) 1ªAE 2K (g) 2K (g) 2 K (g) (g) 2 K () 2 K (g) 2 K () ½ 2 (g) 2 K (g) 2 (g) (g) 2 (g) 2ª.AE Δ (K2 ()) 2 K (g) (g) K 2 () U (K2) EN4.- Repreenta el ciclo de Born-aber para el abr 2 y, a partir de lo dato que e te proporcionan en la tabla adjunta, determina el calor de ublimación del calcio. Sol: 120,7 kj/mol Δ ormación (abr 2 ()) kj/mol 2ª EI (a (g)) 1145,3 kj/mol Δ Vaporización (Br 2 (l)) 315 kj/mol 1ª AE (Br (g)) kj/mol Δ Diociación (Br 2 (g)) 193 kj/mol U (abr 2 ()) kj/mol 1ª EI (a (g)) 590 kj/mol Δ Sublimación (a ())? uanto má negativa ea U má etable erá la red iónica y mayore erán la fuerza de atracción entre lo ione que forman el compueto iónico El cálculo teórico de la energía de red (U) puede hacere mediante la ecuación de Born- Landé: 2 Z 1.Z 2.e.N A.A 1 U - 1 d n Lo valore de A y n dependen del tipo de red que e forme. Z = carga de ione y d la ditancia internuclear donde A = contante de Madelung n = factor de compreibilidad Si no fijamo en la anterior ecuación lo valore que e obtendrán de U e encontrarán influenciado por el tamaño de lo ione y por u carga. uanto menore ean lo radio de lo ditinto ione, menor erá la ditancia entre ello y mayor u atracción, lo que e traducirá en un aumento en lo valore de la energía de red. uanto mayor ea la carga de lo ione mayor erá la intenidad con la que interactuarán y, por coniguiente, mayor erá u energía de red. Ete factor e má determinante que el anterior a la hora de evaluar variacione en lo valore de U de divero compueto iónico. Si la carga de lo ione tienen una gran influencia en la energía de red por qué la red Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

4 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico entrada en la cara iónica del cloruro de odio e encuentra formada por ione Na y l - y no por Na 2 y l 2-? Pue porque la formación de un ion Na a partir del átomo de odio requiere una aportación de energía de 495,4 kj/mol e implica la eliminación del único electrón de la capa de valencia mientra que la formación del Na 2 requeriría un aporte de 5060 kj/mol (1ªEI 2ªEI) pueto que upone la eliminación de un egundo electrón ituado en una capa interna. Ete valor tan elevado de energía no e compenado por la energía de red del compueto formado. l Br I S Li Be 4523 Na Mg K a Rb Sr Ba Tabla 1. ENERGÍAS RETIULARES (kj/mol) DE ALGUNS MPUESTS IÓNIS Rede iónica entrada en el cuerpo Tabla 2. TIPS DE REDES IÓNIAS Í. oordinación Etructura de la ompueto Anión / atión red iónica Nal, NaBr 6 / 6 entrada en la cara l, Br 8 / 8 entrada en el cuerpo ZnS, BS 4 / 4 Tetraédrica Ti 2 3 / 6 Triangular a 2 4 / 8 Tetraédrica omo e oberva en la tabla I lo valore (aboluto) de U on má elevado en el cao de lo óxido metálico que en lo halogenuro y entre éto lo mayore valore de U e correponden con lo menore tamaño de lo ione correpondiente. En lo compueto iónico lo ditinto ione e ordenan en etructura tridimenionale compacta, denominada rede iónica, en la que cada ion e encuentra rodeado del máximo número poible de ione del igno contrario. Se puede ditinguir e ella una forma báica, llamada celdilla unidad, que e repite indefinidamente en todo el crital Se denomina índice de coordinación al número de ione del igno contrario que rodean un ion determinado en una red iónica. El tipo de red en que critalizan lo divero compueto iónico viene determinada por el índice de coordinación de cada ion el cual depende de: lo tamaño relativo de lo ione y de la carga de lo mimo En el Nal cada ion l podría rodeare de 12 ione Na, pero como alrededor de cada Na ólo pueden colocare 6 ione l y en ete compueto el número de Na ha de er igual al de l (e ha de mantener la neutralidad eléctrica del compueto), e obtiene como reultado una red iónica en la que cada ion e encuentra en el centro de un tetraedro en el que en cada uno de lo 6 vértice e itúan lo ione del igno contrario, dando lugar a una red cúbica centrada en la cara. En el cao del l cada ion e rodeado de 8 del igno contrario por que reulta una red en la que cada ion ocupa el centro de un cubo en cuyo vértice e encuentran lo ione del igno opueto dando como reultado una red centrada en el cuerpo Si el compueto etá formado por ione de ditinta carga, cao de la fluorita (a 2 ), el índice de coordinación del catión erá el doble que el del anión de manera que e mantenga la neutralidad del compueto; en ete cao lo índice de coordinación on 8 para el catión y 4 para el anión. omo habrá podido uponer, en un compueto iónico no exiten verdadera molécula, ya que un crital etá formado por un elevadíimo número de ione de carga opueta. En eto compueto la fórmula ólo no indica la proporción en la que e encuentran lo ditinto ione en la red iónica. Propiedade de lo compueto iónico. La propiedade de lo compueto iónico etán relacionada con intenidad de la fuerza electrotática que mantienen unido lo ione en la red critalina. Mucha de ella (punto de fuión y ebullición, olubilidad, dureza, ) etán ligada a lo valore de la energía de red de eto compueto Punto de fuión y ebullición. La mayoría de lo compueto iónico on ólido que poeen elevado punto de fuión y ebullición. La intena atracción entre lo ione de ditinto igno hace que ea neceario aportar mucha energía para romper la red critalina (p.e. el Nal Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

5 Energía QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico funde a 801 º, el Mg a 2640 º). La preencia de ione en lo compueto fundido y la atraccione que experimentan explica también, u elevado punto de ebullición. En general, cuanto mayor ea el valor de la energía de red de un compueto, má elevado erán u punto de fuión y ebullición. Dureza y fragilidad. La opoición de eto compueto a er rayado etá relacionada con la intenidad de la fuerza electrotática que hay que vencer (dureza). Sin embargo, ejerciendo una fuerza moderada obre la red e puede provocar un deplazamiento de una capa de ione obre u contigua coniguiendo que queden enfrentado ione del mimo igno; eta ituación conlleva la aparición de repulione electrotática y la coniguiente ruptura de enlace (fragilidad) Solubilidad. Lo compueto iónico e diuelven, generalmente, en diolvente polare. La molécula del diolvente rodean a lo ione ituado en la uperficie de la red critalina del compueto iónico. Si eta interacción e mayor que la atraccione que mantienen unido lo ione en la red iónica e producirá el demoronamiento de la mima y lo ione quedarán libre en el diolvente rodeado de u molécula; ete proceo e denomina olvatación (hidratación i el diolvente e agua) onductividad. En etado ólido, eto compueto, y debido a la poicione fija que mantienen lo ione en la red, no on conductore de la electricidad. Sin embargo í lo on cuando e encuentran fundido o diuelto pueto que lo ione que formaban la red iónica quedan libre con la poibilidad de poder deplazare. EN5.- laifica lo compueto de cada una de la do erie iguiente en orden creciente de u energía de red: a) Kl, Na y KI y b) a, Kl y SrS. EN6.- rdena lo iguiente compueto iónico Nal, Mg y Li egún el valor creciente de: a) u energía de red, b) u punto de fuión y c) u olubilidad. E e r 0 r Ditancia internuclear ENLAE VALENTE La gran mayoría de lo compueto químico poeen una propiedade fíica y química muy diferente de la que preentan lo compueto iónico. Son utancia formada por molécula dicreta, formada, generalmente, por átomo de elemento no metálico, que preentan una geometría definida muy ditinta a la rede critalina de lo compueto que acabamo de etudiar. La fuerza que mantiene unido lo átomo on má intena que la encontrada en lo compueto iónico (en compueto iónico encontramo agrupacione de átomo que iguen unido cuando la utancia e encuentra bien diuelta o bien fundida como e el cao de ione N 3, l 4, S 4 2 ) Por tanto, e neceario introducir un nuevo modelo de enlace químico que explique eta y otra caracterítica preente en ete tipo de compueto. La figura muetra cómo varía la energía del itema cuando e aproximan do átomo. uando éto e encuentran muy eparado, no exite interacción entre ello y la energía del itema e prácticamente nula. Al acercare, aparecen fuerza de naturaleza electrotática entre lo electrone de un átomo y el núcleo del otro provocando un deplazamiento de la nube electrónica hacia la región del epacio ituada entre ambo núcleo, a la vez que una diminución de energía del itema. Si e igue diminuyendo la ditancia predominarán la fuerza de repulión entre la do nube electrónica y entre lo núcleo de ambo átomo provocando un incremento de la energía que conlleva una deetabilización del itema. El deplazamiento de la nube electrónica a la zona internuclear, ituación en la que lo do átomo comparten electrone, minimiza la repulione comentada alcanzándoe una Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera - δ - δ-

6 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico ituación de equilibrio y máxima etabilidad en la que la energía del itema e mínima. Eta ituación e conigue para una determinada ditancia internuclear (r 0 ) denominada ditancia de enlace. La formación del enlace va acompañada de un deprendimiento de energía denominada energía de enlace (E e ), que hace que la molécula formada por lo do átomo ea má etable que ambo por eparado. Eta energía de enlace erá la mima que la que e deberá aportar para romper el enlace formado. Teoría de Lewi G. Lewi ( ) ugirió que cuando lo átomo de lo elemento no pueden alcanzar la etructura electrónica de ga noble mediante la ganancia o pérdida de electrone (como ocurre en el enlace iónico) pueden hacerlo compartiéndolo. Se producirá entonce un enlace covalente. Ete tipo de enlace e etablece cuando e combinan elemento que poeen electronegatividade elevada y emejante (no metale) Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro (l 2 ) puede explicare por la unión de do átomo de cloro que comparten un par de electrone formándoe un enlace covalente entre ello. Podemo repreentar la ituación haciendo uo de la notación Lewi que toma como bae el ímbolo del elemento rodeado de tanto o x como electrone tenga en u capa de valencia (i hay meno de cuatro e colocan uno a cada lado del ímbolo, i hay má lo harán formando pareja) l l l l ada uno de lo átomo de cloro, que dipone de iete electrone en u capa de valencia, va a completar el octeto cuando e forma la molécula de l 2, pue el par de electrone compartido pertenece imultáneamente a ambo átomo. Se uele repreentar mediante un guión el enlace covalente formado entre do átomo y mediante o x lo electrone no compartido. En la molécula de cloro, cada átomo preenta cuatro pare de electrone uno compartido (par enlazante) y lo otro tre no compartido (no enlazante). Dependiendo del número de electrone que e precie, un átomo puede formar vario enlace covalente. En la molécula de agua, lo do átomo de hidrógeno etán unido al de oxígeno mediante enlace covalente formado por la compartición de un par de electrone cada uno; de eta forma el átomo de oxígeno, que forma do enlace covalente, completa u capa de valencia con ocho electrone y cada uno de lo de hidrógeno la uya con do electrone: x x x x En lo ejemplo vito, l 2 y 2, cada uno de lo electrone del par que forma el enlace e aportado por cada uno de lo átomo que e enlazan. Puede uceder que lo do electrone del par enlazante ean aportado olamente por uno de lo átomo. Por ejemplo, la formación del ion amonio por reacción entre una molécula de amoniaco N 3 y un protón : l l N N En ete cao, el enlace covalente que e forma entre el amoniaco y el protón e realiza con el par de electrone no compartido que el átomo de nitrógeno tenía en la molécula de amoniaco (una vez formado la carga poitiva del e dipera por todo el itema) Ete tipo de enlace e denomina enlace covalente coordinado o dativo; e uele repreentar mediante una flecha dirigida dede el átomo que aporta lo electrone al que no lo hace. Una vez formado, el enlace covalente coordinado o dativo no e diferencia de lo demá enlace covalente. Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

7 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico = N N xígeno 2 Nitrógeno N 2 rden de enlace - = Ditancia (Ǻ) 1,54 1,34 1,20 E. de enlace (kj/mol) uando, en un enlace covalente, lo átomo que lo forman comparten un par de electrone, decimo que etán unido mediante un enlace encillo o imple. Pero e frecuente que, para completar u capa de valencia, lo átomo implicado en un enlace compartan má de un par de electrone; cuando eto átomo comparten do o tre pare de electrone e dice que forman enlace múltiple. Si comparten do pare hablamo de enlace doble como, por ejemplo en la molécula de oxígeno 2, y i on tre lo pare de electrone compartido e tratará de un enlace triple, como en el cao de la molécula de nitrógeno N 2. La formación de enlace múltiple confiere a la molécula una etabilidad epecial. A medida que aumenta el orden de enlace (encillo, doble o triple) diminuye la ditancia de enlace y aumenta la energía de enlace. Se oberva que, a medida que aumenta el orden de enlace lo hace la energía de enlace. El enlace triple e má etable que el doble y éte má que el encillo; in embargo la energía de enlace del triple y la del doble no on el triple y doble, repectivamente, de la energía de enlace de la del imple. En la repreentacione Lewi de ione deberemo coniderar la carga que éte poea con el fin de añadir o eliminar electrone al itema. Lo ione poliatómico que forman parte de lo compueto iónico on epecie cargada que contienen átomo unido mediante enlace covalente. Por ejemplo, el KN 3 e un compueto iónico formado por lo ione K y N 3 ; éte último ion, a u vez, e encuentra formado por tre átomo de oxígeno y uno de nitrógeno enlazado covalentemente. EN7.- Indica la etructura Lewi de la iguiente molécula: 2 6, N 3, 2, 2 2, ln, 3 P 4 y 3 (en la molécula poliatómica el átomo central uele er el elemento meno electronegativo) EN8.- Deduce la repreentación Lewi de lo ione: 2, 3, N y 3 2 S B l l l P l l S 6 Pl 5 B 3 Excepcione a la regla del octeto La mayor parte de lo compueto covalente comparten electrone hata adquirir ocho en u capa de valencia, in embargo la regla del octeto no jutifica la formación de otro compueto covalente. En el cao de la molécula de hidrógeno, lo átomo de ete elemento completan u capa de valencia con tan ólo do electrone. tro elemento comparten má electrone que lo neceario para adquirir la configuración de ga noble. Ete comportamiento e habitual en lo átomo de lo elemento del tercer periodo y iguiente (eto elemento diponen de orbitale d, con energía imilare a la de lo y p de u mimo nivel, que pueden er utilizado para la formación de lo enlace). Por ejemplo, en la molécula de hexafluoruro de azufre S 6 y pentacloruro de fóforo Pl 5, lo átomo centrale S y P tienen, repectivamente, 12 y 10 electrone en u capa de valencia (octeto expandido) También exiten elemento del grupo 13, p.e. el boro y el aluminio, que tienden a formar enlace covalente in lograr alcanzar la configuración de ga noble. En el trifluoruro de boro, el átomo del boro olo tiene tre pare de electrone (octeto incompleto) Por último exiten alguna molécula, p.e. la de N y N 2, que al contener un número impar de electrone nunca podrán cumplir la regla del octeto. Se puede concluir que lo que determina que e forme un enlace entre do átomo no e tanto el alcanzar la configuración de ga noble ino el hecho de compartir electrone EN9.- De la iguiente molécula l 4,, Sel 6, Be 2 y Bl 3 cuále tienen átomo que no cumplen la regla del octeto? EN10.- Repreenta la etructura Lewi del Sl 6 y del I 7 EN11.- Decribe mediante la etructura Lewi de la epecie que participan, la reacción: All 3 l All 4 Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

8 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico a) b) N - Reonancia En alguno cao la epecie química pueden repreentare por má de una etructura Lewi, in que ninguna de ella decriba adecuadamente u caracterítica. N N Para el ion nitrato (N 3 ) e pueden obtener tre repreentacione Lewi, en la que habrá que coniderar el electrón adicional por tratare de un ion mononegativo, que difieren en la localización del doble enlace. La experiencia han demotrado que lo tre enlace N tienen la mima longitud, por lo tanto el repreentar el ion nitrato mediante una ola etructura daría una imagen fala de dicho ion. Ante la dificultad de encontrar una buena repreentación para eta epecie, e utiliza una combinación de etructura Lewi eparada por flecha con do punta. Se conidera que el ion e una mezcla de la tre etructura. ada una de ella e una etructura reonante y la epecie reultante de u combinación e denomina híbrido de reonancia. Do etructura de una molécula o un ion poliatómico on reonante cuando difieren en la ordenación de u electrone. (ada forma reonante e uele repreentar encerrada entre corchete y i e trata de un ion u carga e indica como uperíndice) EN12.- Indica la etructura reonante que preentan la molécula de 3 y S 3 Etructura reonante para el ion nitrato N S S a) -1 1 P b) P -1 Etructura Lewi y carga formale para lo ione S y P En alguna molécula o ione, la etructura Lewi que má contribuyen al híbrido de reonancia no on la que cumplen la regla del octeto ino aquella en lo que lo átomo preentan menore valore de arga ormal (). La arga ormal obre un átomo e la diferencia entre lo electrone de valencia de ee átomo libre y lo que e le aignan cuando e encuentra combinado (la mitad de lo que comparte y todo lo que no) = (nº e - valencia) átomo ailado (nº e - in compartir ½ x nº e - compartido) molécula o ion bervando la figura adjunta, en donde e indican la arga ormale obre lo átomo, e comprueba que la do etructura b) preentan menore valore y por tanto erán repreentacione Lewi má adecuada para lo ione ulfato y fofato. Mucha de la propiedade de la utancia dependen de u etructura interna. A diferencia del iónico, el enlace covalente e direccional; lo átomo forman enlace entre í en determinada direccione. La geometría molecular viene determinada por la dipoición de lo átomo de una molécula en el epacio; eta dipoición dependerá de lo enlace covalente que forma cada átomo. Aunque la teoría de Lewi permite conocer el número y tipo de enlace que preentan lo átomo en una molécula, no no proporciona información obre la geometría de la mima. Éta puede determinare por medio de técnica ofiticada como la difracción de rayo X o de electrone, epectrocopia infrarroja, ; de ete modo e pueden conocer ditancia y ángulo de enlace entre lo átomo que forman la epecie etudiada (ángulo de enlace e el formado por do enlace que contienen un átomo en común) Para comprender y predecir en qué direccione e producen lo enlace covalente y a partir de ahí, determinar la geometría de la molécula con batante preciión e utiliza el modelo o la Teoría de Repulión entre lo Pare de Electrone de la apa de Valencia (TRPEV) Teoría de Repulión de lo Electrone de la apa de Valencia Lo pare de electrone de la capa de valencia del átomo central e itúan en el epacio de tal forma que queden lo má alejado entre ello con el fin de que ean mínima la repulione que e ejerzan. Eta ituación e coneguirá cuando ean máximo lo ángulo entre do pare de electrone cualequiera. Eta teoría tiene en cuenta tanto lo pare de electrone compartido (enlazante), que on lo que forman el enlace covalente, como lo no compartido (no enlazante), que, aunque no intervienen en lo enlace, ocupan un lugar en el epacio. Aí, en la molécula de amoniaco, el nitrógeno queda rodeado por cuatro pare de electrone, tre de ello enlazante y uno no enlazante. Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

9 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico Para averiguar la geometría molecular utilizando la TRPEV: 1.- Repreentamo la etructura Lewi de la epecie. 2.- ontabilizamo lo pare de electrone alrededor del átomo central (lo enlace múltiple e conideran como encillo ya que contituyen una ola dirección de enlace) 3.- Etudiamo la geometría que proporcione mayor alejamiento entre lo pare electrónico contando con lo pare no enlazante (Geometría electrónica) 4.- Vemo, i exiten pare de electrone no enlazante, la poible modificacione a la Geometría Electrónica. La mayore repulione e producen entre pare de electrone no enlazante y la mínima entre pare enlazante. Mayor repulión Menor repulión Par no enlazante par no enlazante > Par enlazante par no enlazante > Par enlazante par enlazante 5.- btendremo la Geometría Molecular ólo con lo pare de electrone enlazante. Ejemplo 1. Molécula de cloruro de berilio (Bel 2 ) 1.- onfiguracione electrónica de lo átomo implicado y etructura Lewi propueta: Be: l: p p 5 l Be l l Be l 2.- Alrededor del átomo central, el de Be en ete cao, e diponen do pare de electrone. El átomo de Be ha formado do enlace covalente con cada uno de lo átomo de l. 3.- Lo do pare de electrone que rodean al Be e dipondrán en línea, de modo que e minimice la repulione entre ello, dando lugar a una Geometría Electrónica lineal. 4.- No exiten pare de electrone no enlazante alrededor del átomo de Be 5.- omo lo pare de electrone on compartido, lo átomo de cloro deberán colocare de forma que el enlace l Be l ea de 180º, dando lugar a que la molécula de Bel 2 ea lineal. Ejemplo 2. Molécula de trifluoruro de boro (B 3 ) 1.- onfiguracione electrónica y etructura Lewi: B: p 1 : p Alrededor del átomo central (B) e diponen tre pare de electrone 3.- La dipoición geométrica que minimiza u repulione e la de triangular plana (Geometría Electrónica) 4.- No exiten pare no enlazante que modifiquen la Geometría Electrónica. 5.- En conecuencia la Geometría molecular para el B 3 e la de triangular plana donde el ángulo B e de 120º. Ejemplo 3. Molécula de metano ( 4 ) 1.- onfiguracione y etructura Lewi: : p 2 : uatro pare de electrone enlazante alrededor del átomo de carbono 3.- La Geometría Electrónica que minimiza la repulione entre ello e la tetraédrica y 4.- omo no hay pare no enlazante la Geometría molecular erá tetraédrica con lo cuatro enlace dirigido hacia lo vértice de un tetraedro regular en cuyo centro e encuentra el átomo de carbono. El ángulo de enlace e de 109,5 º B B Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

10 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico Pero qué ocurre cuando el átomo central de una molécula o un ion poliatómico preenta algún par de electrone in compartir (no enlazante)? Ejemplo 4. Molécula de amoníaco (N 3 ) 1.- onfiguración electrónica y etructura Lewi N: p 3 : El átomo de nitrógeno, átomo central, tiene cuatro pare de electrone en u capa de valencia; tre de ello on enlazante y el cuarto no enlazante (no compartido). 3.- La Geometría (o Ditribución) Electrónica tetraédrica e la que minimiza la repulione de lo cuatro pare. 4.- La preencia de un par electrónico no enlazante en uno de lo vértice del tetraedro hace que lo otro tre vértice del mimo queden ocupado por lo átomo de hidrógeno. 5.- La Geometría Molecular reultante e una pirámide trigonal cuya bae e encuentra formada por lo átomo de hidrógeno. Lo ángulo de enlace obervado N, de 107º, on ligeramente inferiore a lo del tetraedro (109,5º). La razón etriba en que lo pare de electrone no compartido tienen un requerimiento epacial mayor; éto on atraído únicamente por el átomo central, mientra que lo pare compartido e encuentran ometido a la atracción de do núcleo diferente. Ejemplo 5. Molécula de agua ( 2 ). Una vez conocida la configuracione electrónica del átomo de oxígeno y del hidrógeno, obtenemo la etructura Lewi para eta molécula. omprobamo que el átomo de oxígeno (átomo central) e encuentra rodeado de cuatro pare de electrone, por lo que la Geometría Electrónica erá tetraédrica. omo de lo cuatro pare electrónico ólo do on enlazante, la Geometría Molecular erá angular con un ángulo de enlace de 104,5 º menor que el obervado en la molécula de amoniaco debido al requerimiento epacial de lo do pare de electrone on compartir. Molécula Geometría Electrónica Geometría Molecular Ángulo de enlace Metano Tetraédrica Tetraédrica ,5º Amoniaco Tetraédrica Pirámide trigonal -N- 107º Agua Tetraédrica Angular ,5 º Molécula con enlace múltiple También e puede aplicar la TRPEV a la molécula que preentan enlace múltiple. En la molécula de eteno obervamo que cada átomo de carbono cumple la regla del octeto formando do enlace encillo con do átomo de hidrógeno y uno doble con el otro carbono. La TRPEV conidera el enlace doble, y en general lo enlace múltiple, como i fuera encillo, ya que lo do pare de electrone compartido e itúan en la zona internuclear como lo haría un olo par electrónico. La geometría de cada átomo de carbono e triangular plana. Sin embargo el mayor requerimiento epacial de lo do pare de electrone del enlace doble, que e encuentran localizado en la mima poición, hace que lo ángulo de enlace ean ligeramente diferente a lo 120 º eperado para ete tipo de geometría. El ángulo = e, aproximadamente, de 122 º, mientra que el de e de 117 º De forma imilar la TRPEV propone para la molécula de 2 una geometría lineal. El átomo central, que e el carbono, tiene cuatro pare de electrone a u alrededor (do doble enlace), pero a efecto geométrico cada doble enlace ocupa una única poición; la manera de minimizar u repulione e que la molécula ea lineal. EN13.- Teniendo en cuenta la TRPEV, indica la geometría de la molécula B 3, P 3, 3 I, 2 Se, Be 2, N y Pl 5 EN14.- Explica, a partir de la TRPEV, la geometría de lo ione 3 y N 4 Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera - N 104,5 = = = N

11 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico APLAR δ PLAR Molécula polare En la molécula de cloro (l 2 ) lo do átomo que participan en el enlace, al er iguale, poeen la mima electronegatividad. Eta ituación provoca que el par de electrone del enlace ea igualmente atraído por lo do núcleo y e ditribuya por igual entre ambo. curre lo mimo en otra molécula diatómica formada por un olo elemento ( 2, N 2, ) Sin embargo, cuando lo do átomo entre lo que e forma el enlace covalente poeen diferente electronegatividade, el par de electrone no erá igualmente atraído por lo do núcleo y aparecerá una ditribución aimétrica de la denidad electrónica entre ambo; obre el átomo má electronegativo habrá una carga parcial negativa ( ) mientra que obre el otro átomo aparecerá una carga parcial poitiva (δ ) equivalente. El valor de eta carga parciale erá mayor cuanto mayor ea la diferencia de electronegatividade entre lo átomo que intervienen en el enlace. Se habrá formado un enlace covalente polar (la eparación de carga conduce a la formación de un dipolo) Por ejemplo, el enlace l, en el que la diferencia de electronegatividade entre lo átomo e de 0,9, e má polar que el formado por el e donde ea diferencia e de 0,4. uando el enlace e produce entre do átomo del mimo elemento, la diferencia de electronegatividad e 0, y el enlace e denomina apolar (no polar) uando la diferencia de electronegatividad e elevada (igual o uperior a do) e puede hablar de enlace iónico. δ A l Be B l Para medir la polaridad de un enlace e calcula u momento dipolar, que e define como el producto de la carga parcial que aparece obre uno de lo átomo por la ditancia entre la carga parciale del dipolo: μ = δ.r donde μ e el momento dipolar δ la carga parcial r la ditancia entre la carga El momento dipolar e una magnitud vectorial que repreentamo mediante un vector que va dede el átomo meno electronegativo al de mayor electronegatividad. La polaridad de una molécula viene determinada por u momento dipolar. Éte e la uma vectorial de lo momento dipolare de todo u enlace: μ = μ Molécula por lo tanto, una molécula erá polar cuando u momento dipolar total ea ditinto de cero. Para que una molécula ea polar erá neceario la exitencia de enlace covalente polare en ella; in embargo no toda la molécula que preentan enlace polare preentarán polaridad. La polaridad de una molécula poliatómica vendrá determinada tanto por la polaridad de u enlace como por u geometría. μ = 0 μ 0 Mientra que la molécula de cloruro de berilio (Bel 2 ) e una molécula apolar aunque lo do enlace Be l on polare, la del agua, en la que también u do enlace on polare, e polar. La razón etriba en la geometría de amba; en la molécula de Bel 2, que e lineal, lo momento dipolare de u do enlace e anulan dando un momento dipolar total nulo, mientra que en la molécula de agua, que e angular, lo momento dipolare de lo enlace no e anulan, dando un momento dipolar total ditinto de cero. Enlace Ejercicio reuelto 2.- Etudia la polaridad de la iguiente molécula: l 4, l 3, 2 S, 2 y S 2 Teniendo preente la TRPEV, etudiaremo la geometría de la diferente molécula: l l l l l 4 μ = 0 l l l l 3 μ 0 S 2 S μ 0 2 μ = 0 S S 2 μ 0 Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

12 QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico Serán polare aquella molécula en la que, debido a la dipoición epacial de u átomo, el momento dipolar total ea ditinto de cero. Lo momento dipolare de lo diferente enlace e encuentran compenado en la molécula de 4 (tetraédrica) y de 2 (lineal), por lo que éta erán apolare. omo el momento dipolar total en la retante molécula e diferente de cero, darán lugar a molécula polare. La polaridad de la molécula e una caracterítica muy importante pue afecta a propiedade como lo punto de fuión y ebullición, la olubilidad, la reactividad química, EN15.- Indica la polaridad de la molécula etudiada en el ejercicio EN13 Teoría de enlace de valencia (TEV) uando e acercan lo átomo que van a formar un enlace covalente aprecen interaccione atractiva entre la nube electrónica de uno de ello con el núcleo del otro átomo y repuliva entre ambo núcleo y amba nube. La teoría de enalce valencia (TEV), propueta por Linu Pauling ( ), etablece que el enlace e produce mediante el olapamiento (uperpoición) de lo orbitale atómico de lo átomo implicado en él y el apareamiento de lo electrone ituado en dicho orbitale emiocupado. Para que el olapamiento ea efectivo, lo orbitale han de tener un tamaño comparable y acercare con una orientación adecuada. La formación, por tanto, del enlace covalente upone la exixtencia de orbitale atómico emiocupado y u uperpoición; de ete modo e emparejarán do electrone con diferente pin provocando un aumento de la denidad electrónica entre lo núcleo con la correpondiente diminución de energía del itema. Lo átomo que participan en el enlace e dipondrán de manera que el olapamiento entre u orbitale ea máximo provocando una máxima diminución de energía y una mayor fortaleza del enlace. uando el enlace e produce por olapamiento frontal de lo orbitale e denomina enlace igma (σ) Zona de olapamiento orbital 2p 2p l 3 En la formación de la molécula de flúor ( 2 ) cada uno de lo átomo de (1 2, 2 2 2p 2 2 μ 0 x 2p y 2p 1 z ) que la forma tiene un orbital 2p emiocupado; la uperpoición de lo orbitale 2p de cada uno de eto átomo produce el enlace covalente tipo igma. En el cao de l la molécula de hidrógeno ( 2 ), éta e forma por olapamiento frontal de lo do orbitale 1 emiocupado de cada uno de lo átomo de (enalce tipo σ) l Para la TEV la formación de enlace covalente requiere la exitencia de orbitale 90º atómico emiocupado. l Se denomina covalencia el número de enlace que un átomo puede formar y coincide con el de orbitale emiocupado que poee. La explicación del enlace de mucha molécula mediante la TRPEV fue atifactoria, pero cómo 4 explicar la formación de la molécula de Be 2 i el Be tiene apareado u do Molécula de agua? electrone de μ valencia? = 0 y cómo explicar el hecho de que el valor del enlace en la molécula de agua, encontrado experimentalmente, ea de 104,5 º y no de 90 º como upondría el olapamiento de do orbitale p, perpendiculare entre í, del átomo de oxígeno con lo orbitale de lo do átomo de hidrógeno? Algo imilar no ocurre a la hora de l tratar de explicar la geometría de la molécula de amoníaco, del metano,. l Lo orbitale híbrido etán Para reolver eta y otra cuetione la TEV introduce el concepto de hibridación. La formado por do lóbulo de diferente tamaño hibridación l de orbitale conite en la combinación de vario orbitale atómico para formar l Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera - -2 Molécula de

13 Energía Energía QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico Un orbital Un orbital p Do orbitale p ibridación p un número igual de orbitale híbrido, diferente a lo originale, iguale entre í, y con una energía que e, aproximadamente, promedio la energía de lo orbitale que e combinan. Lo orbitale híbrido on direccionale y u dipoición en el epacio e tal que, como determina la TRPEV, la nube electrónica e poicionen lo má alejada poible para minimizar la repulione electrotática. Para nombrar un orbital híbrido e indicarán lo orbitale atómico de lo que proceden y u proporción; hablaremo de orbitale híbrido p 3 i provienen de la combinación de un orbital y tre orbitale p, de orbitale híbrido p i on combinación de un orbital y uno p. Lo orbitale p 3 tendrán un 25 % de carácter y un 75 % de carácter p, mientra que lo p tendrán un 50 % de y otro tanto de p. ibridación p La combinación de un orbital con un orbital p da lugar a la formación de do orbitale híbrido p. Eto do orbitale híbrido on iguale y forman un ángulo entre í de 180º. A partir de eta hibridación e puede explicar el enlace y la geometría de la molécula de Be 2. Para que el berilio ( ) pueda formar do enlace covalente e neceario admitir la promoción de uno de lo electrone del orbital 2 al 2p (el aporte de energía que e neceita e compenará con la poterior formación de do enlace Be ). Lo do orbitale atómico 2 y 2p, ahora emiocupado, e combinarán formando do orbitale híbrido p que e dipondrán bajo un ángulo de 180º. p p p p 2p Promoción 2p 1 ibridación 2p (p) 2 σ Be σ Be 2 ada uno de eto do orbitale p del átomo de Be e olapará frontalmente con lo orbitale 2p emiocupado del cloro formándoe lo do enlace Be. La geometría de la molécula erá lineal como conecuencia de la dipoición de lo orbitale híbrido p del átomo central (Be) 120º Un orbital Do orbitale p Tre orbitale p 2 ibridación p 2 ibridación p 2 Al combinare un orbital atómico con do orbitale atómico p e forman tre orbitale híbrido p 2 iguale y que e diponen en un plano formando ángulo de 120º entre í. Mediante eta hibridación e puede explicar la molécula de B 3. omo en el cao anterior para que el boro ( p 1 ) pueda preentar la covalencia tre e neceario uponer la promoción de un electrón del orbital 2 a uno vacante del 2p. Entre el ahora emiocupado orbital y lo do orbitale p e combinan para formar tre orbitale híbrido p 2 p 2 p 2 2p 1 Promoción 2p 2 ibridación p B ibridación p 2 del átomo de B (p 2 ) 3 p 2 B 3 ada uno de lo enlace B e producirán mediante el olapamiento frontal (enlace σ) de un orbital híbrido p 2 del boro y el orbital del átomo de hidrógeno, dando como reultado una dipoición triangular plana para la molécula de B 3 Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

14 Energía Energía Energía QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico ibridación p 3 1 orbital 3 orbitale p 4 orbitale p 3 109,5º ibridación p 3 Eta hibridación e produce cuando un orbital y tre orbitale p e combinan para dar lugar a cuatro orbitale p 3 iguale, que e diponen orientado hacia lo vértice de un tetraedro formando entre í ángulo de 109,5º. ómo explica la TEV la molécula tetraédrica del metano ( 4 ) en la que e producen cuatro enlace iguale con ángulo enlace de 109,5 º? El átomo de ( p x 1 2p y 1 ) ólo tiene de do orbitale p emiocupado. Para poder diponer de cuatro, el promociona un electrón ituado en el orbital lleno 2 hata uno p vacío; lo cuatro orbitale emiocupado (un orbital y tre p) e combinan formando cuatro orbitale híbrido p 3 ada uno de lo cuatro enlace e produce mediante el olapamiento de un orbital del átomo de con uno híbrido p 3 del átomo de. El ángulo de enlace erá el que forman lo orbitale híbrido entre í. p 3 4 2p 2 Promoción 2p 3 ibridación (p 3 ) 4 p p 3 Ejemplo 1. Molécula del agua. Lo cuatro pare de electrone que rodean al átomo de en eta molécula e diponen de manera que e minimicen u repulione (dipoición tetraédrica). Para ello, e combinan un orbital (lleno) y tre orbitale p (1 lleno y 2 emiocupado) formando cuatro orbitale híbrido p 3 : do ocupado y do emiocupado. Éto último e utilizarán para formar lo enlace olapándoe con lo orbitale de lo átomo de 2 2p 4 ibridación (p 3 ) ,5º La geometría molecular reultante e angular. Lo do pare de electrone no enlazante provocan repulione y cierran el enlace haciendo que éte ea menor de 109,5º. Ejemplo 2. Molécula de amoniaco. Experimentalmente e obervan ángulo de enlace N de 107,3º. La TEV explica la molécula coniderando una hibridación p 3 para el átomo central (N). Lo tre orbitale híbrido emiocupado formarán enlace σ con lo orbitale de lo átomo de hidrógeno. Quedará un orbital híbrido lleno que ejercerá repulione obre lo otro tre anteriore cerrando el ángulo de enlace N p 3 2p 3 ibridación (p 3 ) ibridación p 3 del N p 3 N p3 p 3 N 3 La dipoición epacial de lo átomo que contituyen la molécula de amoniaco e correponderá con una pirámide trigonal Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

15 Energía Energía QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico ibridación en el carbono. Molécula con enlace múltiple. Debido a la importancia de la Química rgánica vamo a etudiar la etructura que adopta el átomo de carbono en la molécula orgánica, a la vez que comprobaremo como la hibridación de orbitale no permite explicar la formación y geometría de molécula que preentan enlace doble y triple. Molécula de etano ( 2 6 ) ada átomo de forma cuatro enlace covalente encillo (1 enlace y 3 enlace ). Neceita, por tanto, diponer de cuatro orbitale emiocupado dipueto de manera que e minimicen la repulione electrotática. Para ello cada adoptará la hibridación p 3 (dipoición tetraédrica). Tre de lo cuatro orbitale híbrido e olaparán con lo orbitale de lo átomo de y el cuarto orbital p 3 lo hará con el correpondiente p 3 del otro átomo de. 2p 2 Promoción 2p 3 ibridación ibridación p 3 del átomo de (p 3 ) 4 p 3 p 3 p 3 p 3 p 3 p 3 p 3 p 3 ETAN 2 6 = Molécula de eteno ( 2 4 ). ada átomo de carbono forma tre enlace covalente: do encillo con lo átomo de y uno doble con el otro. Ambo e encontrarán en el centro de un triángulo lo que ugiere una hibridación p 2 para cada uno de ello: 2p 2 Promoción 2p ibridación (p 2 ) 3 1 2p σ p 2 p 2 σ π p z p z p 2 σ p 2 σ p 2 p 2 σ ETEN 2 4 2p z 2p z Zona de olapamiento lateral ENLAE π Depué de la promoción e hibridación, cada átomo de tendrá tre orbitale híbrido p 2 emiocupado y un orbital 2p z no hibridado con un electrón. on lo tre orbitale híbrido e formarán tre enlace covalente σ, uno mediante el olapamiento con otro orbital p 2 del otro y lo otro do con do orbitale de do átomo de. El olapamiento lateral de lo do orbitale 2p z no hibridado de lo átomo de, perpendiculare al plano contituido por lo tre orbitale híbrido, da lugar a la formación de un enlace pi (π) etableciéndoe, de ete modo, la egunda componente del enlace doble =. omo conecuencia de ete olapamiento e producen do ditribucione electrónica una a cada lado del plano que contiene lo núcleo de lo átomo que e unen. El enlace π, formado por olapamiento lateral, e meno fuerte que el σ, como lo pone de manifieto el hecho de que la energía de enlace = no e el doble de la energía de enlace ; en lo olapamiento laterale exite una mayor repulión entre lo núcleo atómico. Molécula de etino ( 2 2 ). La etructura Lewi de eta molécula indica que poee una geometría lineal en donde lo do átomo de e encuentran enlazado mediante un enlace triple. Eta geometría ugiere una hibridación p para eto do átomo. ada uno de lo do orbitale híbrido p de un forman un enlace σ con un orbital del y otro con uno p del carbono contiguo formando un ángulo de 180º. ada dipone Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -

16 Energía QUÍMIA 2º BAILLERAT Enlace Químico todavía, de do orbitale 2p (p y y p z ) no hibridado, emiocupado y perpendiculare entre í y al eje de la molécula, que e utilizan para formar do enlace π mediante do olapamiento laterale, repectivamente. Ete triple enlace, pue, conta de un enlace frontal σ (p-p) y do laterale π (p y -p y y p z -p z ) 2p 2 Promoción 2p 3 ibridación 2p 2 ETIN 2 2 p z σ p p y π p π p p z p y (p) 2 σ p σ La energía de enlace para el demuetran que ete enlace e má débil que tre enlace encillo. (Energía de enlace: : 348 kj/mol, = : 612 kj/mol y : 837 kj/mol) Lo enlace múltiple impiden que una parte de la molécula gire repecto a la otra parte. Eto enlace no tienen libertad de giro. La explicación e que i lo átomo de que forman eto enlace pudieen girar, el olapamiento lateral de u orbitale diminuiría y no e podrían formar lo enlace π. uando e forma un enlace doble, uno de ello erá π y el otro σ. Si el enlace e triple, uno de ello erá σ y lo otro do erán π. En la molécula en la que el átomo central pertenezca al tercer periodo o iguiente y forme má de cuatro enlace covalente, e neceario recurrir a tipo de hibridacione má compleja. Eto átomo pueden utilizar orbitale d e incluo f, para formar lo dicho enlace. En la molécula de Pl 5 y S 6 por ejemplo, el P y el S utilizan hibridacione p 3 d y p 3 d 2 para formar u cinco o ei enlace, repectivamente. La orientación de eto orbitale híbrido coincide con la propueta por la TRPEV y on la de una bipiramide trigonal para el Pl 5 y un ortoedro para el S 6 EN16.- Explica por qué el cloro preenta la covalencia 1, 3, 5 y 7 mientra que el fluor ólo la 1. EN17.- Etudia el tipo de hibridación del carbono y la geometría de la molécula de ulfuro de carbono (S 2 ), metanol ( 3 ) y fogeno (l 2 ) Sol: Lineal, tetraédrica y triangular plana EN18.- Determina la etructura de la molécula de ácido etanóico (acético) indicando la hibridacione que preentan lo átomo preente. Sol: 1 (p 3 ), 2 (p 2 ), 1 (p 2 ) y 2 (p 3 ) Etructura molecular del benceno La fórmula del benceno, que e el componente fundamental de lo hidrocarburo aromático, e 6 6. Se trata de un hidrocarburo inaturado pero con propiedade diferente a la de lo alqueno o alquino. E una molécula cíclica, plana y hexagonal que preenta ángulo de enlace de 120º. La ditancia de enlace entre do contiguo e de 1,39 Ǻ, intermedia entre la que correpondería a un enlace encillo (1,54 Ǻ) o a uno doble = (1,34 Ǻ). La etructura Lewi má aceptada para ete compueto, propueta por Kekulé, muetran un anillo hexagonal de ei átomo de con tre doble y imple enlace alternado: preenta do forma reonante por lo que e uele utilizar una fórmula intermedia para repreentar a la molécula de benceno mediante un hexágono con un círculo en u interior. Para jutificar la ditancia de enlace medida, la TEV propone una hibridación p 2 para todo lo átomo de. ada uno de eto átomo utiliza lo tre orbitale híbrido para enlazare frontalmente (enlace σ) con un átomo de y do de. ada dipondría, todavía, de un orbital p emiocupado, perpendicular al plano de la molécula. Eto ei Departamento de íica y Química I.E.S. GALLIUM Zuera -