M +n X -n EL ENLACE QUIMICO. Clase 05

Transcripción

1 EL ENLACE QUIMICO Clase 05 Cuando dos átomos se aproximan entre sí, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tienden a unir los átomos, otras tienden a separarlos. En la mayoría de los átomos, con la excepción de los gases nobles, las fuerzas de atracción superan a las fuerzas repulsivas, siendo atraídos los átomos entre sí, formando un enlace. Los átomos se unen para alcanzar una estructura energética estable. Esto lo logran cuando un átomo cede, capta o comparte electrones de valencia con otro átomo. Como una de las estructuras atómicas más estables es la de gas noble, se postula que los átomos se unen para alcanzar la estructura del gas noble, o sea, tener todos sus niveles completos. La estructura del gas noble consta de ocho electrones en el nivel más externo, en esto se basa la llamada regla del octeto. Esta regla tiene limitaciones y se la considera como consecuencia de otra regla, conocida como Regla del Dueto. En ésta cada átomo queda unido a otro por una pareja de electrones. Enlace químico es la unión de dos o más átomos determinada por los electrones de valencia y que consigue una estructura estable. Las propiedades de toda sustancia son una consecuencia directa de los enlaces entre átomos, moléculas, iones o cualquier combinación entre éstos. Los distintos tipos de enlaces se pueden representar mediante la simbología de Lewis. En ella se usan puntos (o círculos, o pequeñas x, etc.) para representar los electrones de valencia, rodeando al símbolo del elemento. El enlace iónico resulta de la atracción entre iones de cargas opuestas. Este tipo de enlace tiende a formarse entre elementos que están ubicados en posiciones distantes en el sistema periódico. Metales No metales M +n X -n La interacción electrostática entre iones de carga opuesta conduce a la ordenación cristalina regular estable de iones. La ordenación geométrica de iones se llama Red iónica o cristalina, y la sustancia es un sólido iónico, una sal. Ejemplos 1. Desde el punto de vista de la configuración electrónica y empleando la simbología de Lewis, la formación de un enlace iónico entre Li y F la podemos interpretar de la siguiente manera Ambos Átomos, alcanzan la estructura estable, orbítales completos. 2. Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, la combustión de calcio en oxígeno produce óxido de calcio: Suponga que la molécula diatómica de oxígeno O 2 se separa primero en átomos de oxígeno. Si esta reacción se representa con los símbolos de Lewis quedaría: Los enlaces químicos entre átomos se clasifican en tres tipos: a) enlace iónico o electrovalente, b) enlace covalente, y c) enlace metálico. La mayoría de los compuestos presenta características intermedias entre el covalente y el iónico. Además de estos enlaces entre átomos se deben considerar los enlaces entre moléculas, tales como: a) enlace de hidrógeno, y b) enlace por fuerzas de Van der Waals, que en conjunto reciben el nombre de fuerzas intermoleculares. 3. En muchos casos, el catión y el anión de un compuesto no llevan la misma carga. Por ejemplo cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (Li 2 O). la ecuación balanceada de la reacción es: Al usar los símbolos de puntos de Lewis se escribiría así: En este proceso el átomo de oxígeno recibe dos electrones (uno de cada átomo de litio) para formar el ion óxido. El ión litio Li + es isoelectrónico con el helio. Conclusiones sobre el enlace iónico: ENLACE IÓNICO. Se produce un enlace iónico o electrovalente cuando uno o más electrones son transferidos desde un átomo a otro, formándose un catión y un anión. a) Los Átomos con configuraciones ns 1, ns 2 o ns 2 np 1 (menos de 4 electrones en la capa más externa) tienden a perder electrones y formar iones positivos con configuración de gas noble.

2 b) Los átomos cuyos orbitales p tienen 3, 4 o 5 electrones, tienden a ganar electrones y formar iones negativos con configuración de gas noble. c) Cuando átomos metálicos entran en contacto con átomos no metálicos, los metales tienden a perder electrones y los no metales a captarlos, formando iones. d) Los átomos con configuración ns 2 np 2 no tienen tendencia a perder ni a ganar electrones. e) Las estructuras iónicas más estables resultan cuando elementos de baja EN se unen a elementos de alta EN. Por ejemplo, el F: EN = 4,0; el O: EN = 3,5; el Cl: EN = 3,0 se unen al Cs: EN = 0,7; K: EN = 0,8; Na: EN = 0,9, se formará enlace iónico debido a la diferencia de electronegatividad. electronegatividades Características de los compuestos iónicos o electrovalentes: a) Al ser calentados se funden y el compuesto fundido conduce la corriente eléctrica. (Sólidos a temperatura ambiente) b) Los puntos de fusión son extremadamente altos. Lo que indica que se necesita gran cantidad de energía para romper la red cristalina. c) Son solubles en solventes polares (agua, por ejemplo) y la solución resultante conduce la corriente eléctrica. Son frágiles. d) La mayoría es insoluble en disolventes no polares Expliquemos algunas de estas características: La característica de los compuestos iónicos de ser duros, sólidos y de puntos de fusión muy altos está relacionada directamente con el tipo de estructura cristalina y la energía de enlace. Influye también en las propiedades físicas de los compuestos iónicos el tamaño y carga de los iones. Así tenemos que cuando los iones positivos son pequeños, el punto de fusión es alto para el compuesto. Lo mismo sucede al incrementar la carga del ion. Esto sé gráfica en la tabla siguiente: Efecto del tamaño y carga del ion sobre el punto de fusión Compuestos con iones de una carga (+ 1) Nacl KCl Compuestos con iones de doble carga (+ 2) CaO BaO Radio ion + 0,95 1,33 0,99 1,35 del punto fusión 804 Cº 776 Cº Cº Cº de La solubilidad en solventes polares (agua) se explica por las fuerzas que ejercen estas moléculas polares sobre los iones, sacándolos de sus posiciones en la red cristalina. Los iones son rodeados de moléculas de solvente, formando iones solvatados. La nube de moléculas que envuelve a cada ión reduce las fuerzas de atracción entre los iones. Debido a la movilidad de los iones en la solución, estas son buenas conductoras de la corriente eléctrica. El sólido iónico, como tal, no conduce la corriente eléctrica; sin embargo, fundido si la conduce, esto se debe a la destrucción de la red cristalina, por lo cual los iones pueden moverse libremente y así conducir la electricidad ENLACE COVALENTE. El enlace covalente resulta de la compartición de electrones entre átomos. La fuerza de atracción depende de la atracción entre los electrones compartidos de spin contrarios y los núcleos de los átomos que participan en el enlace. Este enlace forma moléculas en vez de iones. Los átomos que tienden a enlazarse covalentemente son aquellos que tienen PI (potenciales o energía de ionización) altos, o sea, no metales. El enlace covalente más simple es la formación de la molécula de hidrógeno H 2. Cada átomo completa su nivel como resultado de una sobreposición (traslape) de los orbitales 1s, uno de cada átomo, con el apareamiento del espín de los electrones correspondientes. Lewis describió la formación del enlace en el hidrogeno como: El apareamiento de 2 electrones de espín opuestos de diferentes átomos trae asociada una estabilidad al formarse el enlace covalente. En la formación de enlaces covalentes se necesita siempre energía, ocurriendo lo mismo para romper el enlace. La energía de una molécula es menor que la suma de las energías que tienen sus átomos aislados. El número de enlaces covalentes que puede formar un átomo se predice contando el número de electrones requeridos para alcanzar una configuración electrónica estable, usualmente la de un gas noble. Por ejemplo, el carbono C tiene 4 electrones de valencia, podrá, por lo tanto, compartir hasta 4 electrones. Así, el C al unirse con el H formará 4 enlaces para obtener la molécula de CH 4. Tipos de enlaces covalentes 1. Enlace covalente simple: Es aquel que se forma al compartir un par de electrones. Se grafica generalmente por una rayita A - B entre los átomos. Los casos anteriores H 2, F 2, CH 4 muestran ejemplos de enlaces covalentes simples 2. Enlace covalente doble: Es aquel que se forma al compartir dos pares de electrones. Sé gráfica con dos rayitas A = B. Por ejemplo, la formación del CO 2.

3 Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia y el carbono tiene 4 electrones de valencia. Por lo tanto, el oxígeno se completa con dos electrones y el C con cuatro O ɺɺ : : C : : Oɺɺ Oɺɺ = C = Oɺɺ CO 2 ɺɺ ɺɺ ɺɺ ɺɺ 3. Enlace covalente triple: Es aquel que se forma al compartir tres pares de electrones. Sé gráfica con tres rayitas A B. Por ejemplo, la formación de la molécula de N 2. Cada nitrógeno tiene 5 electrones en su último nivel y necesitan 3 electrones para quedar con estructura de gas noble : N N : : N N : N 2 4. En ciertos casos, la compartición de electrones se realiza de modo que solo uno de los Atomos aporta los electrones del enlace. Este tipo de enlace covalente se llama "coordinado" o de coordinación. Cuando se desea resaltar esta unión, se usa una flecha dirigida desde el dador al aceptador del par electrónico. Por ejemplo, el SO 2 tiene la siguiente estructura : S ɺɺ : : O ɺɺ : S = Oɺɺ SO 2 ɺɺ ɺɺ : O ɺɺ : : O : ɺɺ Polaridad del enlace covalente: Los átomos de los diferentes elementos tienen distinta capacidad para atraer electrones cuando están formando un enlace. Esta capacidad se llama electronegatividad. En las moléculas homonucleares, o sea aquellas formadas por átomos de un mismo elemento, por ejemplo: Cl 2, H 2 ; N 2 ; etc., ambos átomos tienen igual EN, así el par compartido es atraído por igual. Estas moléculas son apolares. En las moléculas heteronucleares, o sea aquellas formadas por átomos de elementos distintos, ejemplo: HCl, H 2 0, etc. En estos casos, la EN es desigual para cada átomo, lo que provocará un desplazamiento de los electrones hacia el átomo de mayor EN. Estas moléculas son polares. Una molécula polar es aquella en la cual hay separación de las cargas positivas y negativas, esto es, polos. En la figura se representa la molécula de HCI, en ella se muestra que la nube electrónica está desplazada hacia el Cl pues tiene mayor EN que el H. Números de oxidación El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. _ En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión. _ En los compuestos covalentes no se generan iones, así que el número de oxidación se considera como la posible carga que adquiere cada uno de los átomos del compuesto cuando enlaza. Todo esto, considerando por supuesto la electronegatividad de cada uno de los átomos. _ En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero. _ En un ión poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del ión. _ Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero. _ El estado de oxidación habitual del oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los peróxidos, donde es -1). _ El estado de oxidación del hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros metálicos, donde es -1). Ejemplos: 1. Permanganato de potasio. El estado de oxidación del potasio es +1 por pertenecer al grupo I-A, mientras que para el oxígeno es Ión amonio. El estado de oxidación del nitrógeno es -3 y de cada hidrógeno +1 Otro factor importante para conocer la polaridad de una molécula es la configuración espacial de ella. Así por ejemplo, la molécula de BeF 2, aunque es heteronuclear, no es polar, pues la molécula es lineal, los polos se anulan. En cambio, la molécula de agua tiene un ángulo de enlace de 105º aproximadamente y la molécula tiene forma de V, lo que le confiere polaridad FUERZAS INTERMOLECULARES: Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula. En orden decreciente de fuerza, las fuerzas intermoleculares son: Interreacciones iónicas, Puente de hidrógeno, Interacciones dipolo-dipolo y Fuerza de London.

4 1. Fuerzas ión-dipolo Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen. Es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente, las moléculas polares son dipolos tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo. Las fuerzas ión-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos 2. Puente de hidrógeno El puente de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F). Un ejemplo claro del puente de hidrógeno es el agua: Los enlaces de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen al agua de sus propiedades particulares, las cuales permiten el desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en una molécula de ADN. 3. Interacciones dipolo-dipolo Las interacciones dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico 4. Fuerza de London También conocidas como fuerzas dipolo-transitivas, estas involucran la atracción entre dipolos temporalmente inducidos en moléculas no polares. Esta polarización puede ser inducida tanto por una molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas con cargas negativas en moléculas no polares. Un ejemplo del primer caso es el cloro disuelto por que son puras puntas (+)(-)(+) (-) (+) [dipolo permanente] H-O-H----Cl-Cl [dipolo transitivo] (+) (-) (+) (-) [dipolo transitivo] Cl-Cl----Cl-Cl [dipolo transitivo] Generalmente a las fuerzas dipolo- dipolo y a las dipolo dipolo inducido se les llama Fuerzas de Van Der Waals Ejercicios 1. Se postula que los átomos se unen para alcanzar la estructura..., o sea tener todos sus niveles completos. Qué alternativa completa mejor el enunciado? A) atómica del átomo que le precede. B) de un gas noble. C) de un halógeno estable. D) del nivel siguiente caracterizado por su mayor estabilidad. E) de un enlace covalente o iónico. 2. Se produce este tipo de enlace cuando uno o más electrones son transferidos desde un átomo a otro, formándose un catión y un anión. Esta definición corresponde al enlace A) Covalente B) De coordinación o coordinado C) Iónico o electrovalente D) De London E) Por puente de hidrógeno 3. Un elemento químico posee la siguiente configuración electrónica s 2s 2p, En relación a el, es correcto señalar: I. Pertenece al grupo 17. II. Posee 7 electrones de valencia III. Posee 9 protones. IV. En estado neutro posee 9 electrones. A) Sólo I B) Sólo III C) Sólo IV D) I, II, III y IV E) Ninguna de las anteriores 4. En relación al átomo de F, que forma parte de un compuesto químico, es correcto señalar que: I. Ha alcanzado una configuración concordante con la regla del octeto. II. El F aceptó un electrón. III. Formará parte de un enlace iónico con un catión. A) Sólo I B) Sólo III C) I y II D) II y III E) I, II y III F - 5. los compuestos iónicos A) poseen bajo punto de fusión B) son solubles en compuestos apolares C) poseen altos punto de fusión D los forman generalmente los elementos del grupo 14 E) ninguna de las anteriores

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