TEMA 2. EL ENLACE QUÍMICO. NOCIONES SOBRE EL ENLACE CONVALENTE Y LAS MOLÉCULAS COVALENTES QUÍMICA 2º BACHILLERATO.

Transcripción

1 El enlace covalente se produce cuando se unen átomos no metálicos entre sí o con el hidrógeno, átomos con electronegatividades semejantes y altas en general. Se forma básicamente por compartición de electrones entre los distintos átomos que se unen, para así poder adquirir la configuración electrónica de gas noble, de forma que la energía total del sistema formado sea inferior a la energía total que tenían los átomos cuando estaban separados. Dependiendo del número de electrones que precise, un átomo puede formar uno o más enlaces. En el siguiente ejemplo se representan la formación de distintas moléculas con diferente número de enlaces: Cuando la formación de un solo enlace (enlace sencillo) no es suficiente para que los átomos alcancen la configuración de gas noble, se pueden formar enlaces múltiples, esto es, situaciones en las que dos átomos comparten más de un par de electrones. Así, en la molécula de oxígeno (O 2 : 2s 2 2p 4 ) se forma un enlace doble =, y en la de nitrógeno (N 2 : 2s 2 2p 3 )), un enlace covalente triple. Aunque la regla del octeto justifica la formación de la mayor parte de los compuestos químicos, existen otros compuestos que forman enlaces covalentes y comparten más pares de electrones de los necesarios para obtener la configuración de gas noble (octeto expandido). La posibilidad de formar más enlaces de los que permite la regla del octeto se da en elementos del tercer período y posteriores. A partir del tercer período aparecen los orbitales de tipo d, de energía parecida a los del tipo s y p del mismo nivel, y cuando un átomos utiliza los orbitales 3d de su capa de valencia, puede albergar más de 8 electrones, que son los que podría colocar en sus orbitales 3s y 3p. Ejemplos: En el pentacloruro de fósforo (PCl5), el fósforo (3s 2 3p 3 ) comparte sus 5 electrones de la capa de valencia y forma 5 enlaces; llega a tener 10 electrones en su capa externa. Página: 1

2 Hay compuestos en los que algún átomo puede llegar a tener 12 y hasta 14 electrones, porque forma 6 y 7 enlaces respectivamente. Es el caso de las moléculas del hexafluoruro de azufre (SF 6 ; S: 3s 2 3p 4 )) y del heptafluoruro de yodo (IF 7 ; I: 5s 2 5p 5 ): Además, existen otros átomos, como el B o el Be, que no alcanzan la configuración del gas noble cuando forman una molécula (octeto incompleto), pues los electrones de su capa de valencia no le permiten crear más enlaces. Ejemplo: BF3 (B: 1s 2 2s 2 2p 1 ) Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra posibilidad: los dos electrones que se comparten son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace se llama covalente coordinado o covalente dativo. Para que se forme es necesario que exista un átomo con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo que pueda aceptar un par de electrones (especie aceptora). Estse enlace se representa con una flecha, que va desde la especie dadora hasta la aceptora. No obstante, una vez formada la nueva especie, todos los enlaces son iguales y la carga se dispersa por el sistema. Uno de los parámetros moleculares más importantes es la polaridad de la molécula. Para determinarla es necesario conocer tanto la polaridad de los enlaces que constituyen la molécula, como la disposición espacial de los mismos (su geometría). Se dice que un enlace covalente es polar cuando se enlazan dos átomos de distinta electronegatividad. El más electronegativo atrae hacia sí la nube electrónica responsable del enlace creando así un desequilibrio electrostático. Sobre él aparece un cierto exceso de carga negativa y, sobre el otro, una positiva equivalente, dando Página: 2

3 lugar a un dipolo eléctrico (cargas iguales de signo contrario separadas una pequeña distancia), caracterizado por una magnitud denominada momento dipolar µ = q d La polaridad de una molécula se obtiene calculando el momento dipolar resultante de sumar los momentos dipolares de todos los enlaces que constituyen la molécula. Como las moléculas pueden tener más de un enlace, el momento dipolar de la molécula (la polaridad) no siempre coincide con el del enlace. Solo en el caso de moléculas diatómicas su polaridad coincide con la del enlace, pues están formadas por un único enlace. En consecuencia, aunque la molécula esté formada por enlaces polares, el resultado global puede ser de apolaridad si se anulan entre sí los momentos dipolares existentes. Aunque no haremos cálculos numéricos, para saber si el momento dipolar de la molécula es cero (la molécula es apolar: no tiene momento dipolar) o si el momento dipolar de la molécula no es cero (la molécula es polar: tiene momento dipolar), tendremos en cuenta dos aspectos: - analizar los enlaces que forman la molécula: si son todos exactamente iguales o si, por el contrario, hay alguno diferente. - conocer la disposición espacial de dichos enlaces. Si todos los enlaces son exactamente iguales y se distribuyen simétricamente respecto al átomo central en las tres dimensiones del espacio, la molécula no tendrá momento dipolar (apolar) Si no son exactamente iguales todos los enlaces, aunque la distribución espacial sea simétrica la molécula tendrá momento dipolar (será polar) Si los enlaces son exactamente iguales, pero no se distribuyen simétricamente respecto al átomo central en las tres dimensiones del espacio (caso en que el átomo central tiene pares no enlazantes), la molécula será polar (tendrá momento dipolar resultante) Algunas especies químicas se pueden representar de varias formas alternativas, de manera que, aunque ninguna de ellas nos proporcione la imagen exacta de lo que ocurre, se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas. Se dice entonces que la molécula tiene formas resonantes y a la especie en cuestión se considera un híbrido de resonancia de todas las formas alternativas. En consecuencia, el conjunto de todas las estructuras de resonancia es el que realmente representa a la molécula ( o ion) en cuestión. Al representarlas se dibujan separadas por una doble flecha:, tal y como se muestra en los siguientes ejemplos: Molécula del SO 3 : Además, estas especies químicas se representan mediante una estructura que tiene enlaces deslocalizados, es decir, en ella los electrones del enlace no están asignados a ningún para de átomos en concreto, sino que son compartidos por toda la molécula, lo que se representa con una línea discontinua: Página: 3

4 Molécula de ozono (O 3 ): En los iones, las cargas también están deslocalizadas: 2 Anión sulfato ( ) SO : En este caso hay que considerar los electrones 4 adicionales que tienen los átomos, que en este caso están sobre el O (el átomo más electronegativo) En este caso, el S no cumple la regla del octeto. Este elemento está en el tercer período de la tabla periódica, y puede albergar más de 8 electrones en su capa de valencia utilizando orbitales d que tiene vacantes en ese nivel de energía. Por tanto, el estado electrónico real de una molécula con estructuras resonantes es intermedio todas ellas. El signo no indica que la molécula posea alternativamente distintos estados electrónicos; sólo existe una única molécula, y para dar cuenta de sus propiedades, se deben representar todas sus posibles estructuras de Lewis, siendo el conjunto de las mismas el que describe a la molécula. Para predecir las geometrías de las moléculas o iones es muy práctico el método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV). Básicamente supone que los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una separación máxima y, por tanto, repulsión mínima entre ellos, determinando así la Página: 4

5 ordenación de los otros átomos en torno a ese átomo central, es decir, la geometría de la molécula. Aplicando esta premisa, se pueden deducir la geometría molecular atendiendo al número de pares no enlazantes y de enlaces del átomo central: Página: 5