Tema 7: Otros tipos de enlace - 1 -

Transcripción

1 Tema 7: Otros tipos de enlace BIBLIOGRAFÍA: * Fundamentos de Química General J.L. Lozano y J.L. Vigata * Temas básicos de Química J. Morcillo * Química General R.H. Petrucci, W.S. Harwood y F.G. Herring * Química. La ciencia básica M.D. Reboiras CONTENIDOS DEL TEMA: 7.1. El enlace metálico 7.2. Enlaces intermoleculares 7.2.A. Fuerzas de Van der Waals 7.2.B. Enlace de hidrógeno Repaso: Momento dipolar; estados de agregación EL ENLACE METÁLICO * Los átomos de los elementos metálicos (Li, Na, Ca, Fe, Ni, etc.) tienden a unirse entre sí para dar lugar a redes cristalinas, en las que permanecen fuertemente unidos y presentan unas propiedades muy características: Alta conductividad eléctrica y térmica, tanto en estado sólido como fluido. Ductilidad y maleabilidad. Puntos de fusión y ebullición variables. * Estas propiedades pueden explicarse admitiendo un tipo de enlace distinto: el enlace metálico. Este existe en los metales puros y mayoría de aleaciones; se da en estado sólido y líquido, pero desaparece en estado gaseoso. * En un metal los átomos están muy juntos unos con otros ( empaquetamiento compacto ), así sus orbitales de valencia solapan ampliamente entre sí, dando lugar a un orbital molecular que se extiende por todo el metal. De esta forma los electrones de valencia están completamente deslocalizados por todo el metal; así la estructura de un metal puede considerarse formada por un conjunto de cationes muy empaquetados y rodeados por un elevado número de electrones de valencia, que dan lugar a un fluido electrónico. * Los electrones de valencia presentan gran movilidad lo que confiere al metal su elevada conductividad tanto eléctrica como térmica.

2 Tema 7: Otros tipos de enlace * Los iones que forman la red metálica son todos iguales, pudiéndose desplazar de unas posiciones a otras equivalentes con relativa facilidad, lo que explica la ductilidad y maleabilidad de los metales. F r F r * Desde el punto de vista de la Teoría de Orbitales Moleculares, se puede explicar la formación de los OM completamente deslocalizados de los metales mediante el método de aproximación CLOA, dando lugar al modelo de enlace metálico que se conoce como Teoría de bandas: Partamos del caso más simple, en el que cada átomo aporta 1 OA de valencia tipo s y con un solo electrón (caso de los metales alcalinos) Al acercarse 2 átomos: 2 OA (s) 2 OM Al acercarse 3 átomos: 3 OA (s) 3 OM Al acercarse 4 átomos: 4 OA (s) 4 OM Al acercarse N átomos: N OA (s) N OM El efecto producido al acercar átomos sucesivos es el de extender ligeramente el intervalo de energía de los OM y reducir la diferencia de energía entre OM consecutivos. Así cuando el número de átomos agrupados es muy elevado las energías de los OM formados dan lugar a lo que se conoce como banda de orbitales. Los OM más bajos en energía son predominantemente enlazantes y los de más alta energía antienlazantes.

3 Tema 7: Otros tipos de enlace * En una banda con N OM pueden alojarse 2N electrones de valencia, con lo que la banda s de los metales alcalinos va a estar semillena. Banda de energía prohibida Nivel de Fermi * Para el caso de los metales alcalinotérreos, la banda va a estar totalmente ocupada por los electrones de valencia. La banda p (formada por combinación lineal de OA tipo p) va a solapar en energía con la banda s, por lo que los electrones situados en esta última banda pueden pasar fácilmente a la banda p al excitarse mediante absorción de pequeñas cantidades de energía. * Así, la conductividad eléctrica y térmica de los metales se puede explicar, mediante la Teoría de bandas, por la presencia de bandas de valencia parcialmente ocupadas o por el solapamiento de la banda de conducción con la banda de valencia totalmente ocupada. CONDUCTORES Nivel de Fermi Banda de energía prohibida Nivel de Fermi SEMICONDUCTORES AISLANTE Banda de energía prohibida Banda de energía prohibida Nivel de Fermi

4 Tema 7: Otros tipos de enlace ENLACES INTERMOLECULARES * Son enlaces, interacciones, que unen moléculas entre sí para formar estados agregados (sólido, líquido o gas). Las energías de estos enlaces son mucho menores que las de los enlaces intramoleculares. * Vamos a describir dos tipos: Fuerzas de Van der Waals. Enlace o puente de hidrógeno. 7.2.A.- FUERZAS DE VAN DER WAALS * Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas o átomos (gases nobles) y están presentes tanto en estado sólido, como líquido y gaseoso. * Hay fenómenos naturales que demuestran la existencia de estas fuerza de Van der Waals: Así al licuar o solidificar un gas noble se libera energía y cuando éste se expande libremente se produce absorción de energía; lo que implica la existencia de unas fuerzas de cohesión entre las partículas. * Son fuerzas inespecíficas que actúan sólo a distancias muy reducidas ( fuerzas de corto alcance ) y más débiles que las que originan otros tipos de enlaces. Son fuerzas de naturaleza electrostática y tienen carácter aditivo. * Se clasifican en tres tipos: Interacciones dipolo-dipolo: De orientación. Interacciones dipolo-dipolo inducido: De inducción. Interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido: De dispersión o de London.

5 Tema 7: Otros tipos de enlace * Interacción dipolo (permanente)-dipolo (permanente): De orientación Cuando dos moléculas polares se acercan sus dipolos (permanentes) interactúan y aparece una fuerza electrostática atractiva entre ellas. r µ permanente r µ permanente H δ O δ H δ H δ O δ O δ H δ H δ Ejemplo: H 2 O H 2 O La energía potencial de atracción originada en la interacción dipolo-dipolo (U or ) viene dada por: 2 3kTr µ 1 µ 2 U or = 6 µ i : momento dipolar de la molécula i k : constante de Boltzmann r : distancia entre las moléculas * Interacción dipolo (permanente)-dipolo inducido: De inducción La presencia de una molécula polar en la vecindad de otra molécula (polar o apolar) tiene el efecto de polarizar (inducir un dipolo) esta segunda molécula. El dipolo inducido puede interaccionar con el dipolo permanente apareciendo una fuerza electrostática atractiva entre ellas. r µ permanente r µ inducido O δ H δ H δ δ δ δ δ Ejemplo: H 2 O benceno La energía potencial de atracción originada en la interacción dipolo-dipolo inducido (U ind ) viene dada por: 2 2α µ U ind = 6 r µ : momento dipolar de la molécula polar α : volumen de polarizabilidad de la molécula inducida. α = α 4πε 0 r : distancia entre las moléculas

6 Tema 7: Otros tipos de enlace * Interacción dipolo instantáneo-dipolo inducido: De dispersión (London) Incluso si ninguna de las moléculas es polar se produce una fuerza electrostática atractiva cuando ambas se acercan entre sí. Los gases como el H 2, N 2, Ar, etc. condensan gracias a las interacciones de dispersión. Los electrones (y en menor extensión los núcleos) están en continuo movimiento dentro de una molécula (o átomo). Así, aunque la molécula no posea un momento dipolar permanente, se estarán creando incesantemente momentos dipolares instantáneos. Si cuando se crea un momento dipolar instantáneo en una molécula (polar o no) existe otra molécula (polar o no) en la vecindad se producirá un dipolo inducido en esta segunda molécula. La interacción entre el dipolo instantáneo y el inducido produce una fuerza electrostática atractiva entre ambas moléculas. U disp r µ instantáneo K α 1 α 2 = 6 r r µ inducido δ δ δ δ Ejemplo: benceno benceno La energía potencial de atracción originada por esta interacción (U disp ) es: K : constante α : volúmenes de polarizabilidad de las moléculas r : distancia entre las moléculas Valores relativos de energía de los 3 tipos de interacciones Molécula Dispersión Inducción Orientación H 2 O NH 3 HCl HBr He Ar , * Los sólidos formados por fuerzas de Van der Waals (sólidos moleculares) son muy blandos, volátiles y presentan bajos puntos de fusión y ebullición.

7 Tema 7: Otros tipos de enlace B.- ENLACE DE HIDRÓGENO * Muchos compuestos hidrogenados tienen propiedades un tanto anómalas, que se pueden explicar por la formación entre sus moléculas de un tipo de enlace característico del átomo de H, denominado enlace de hidrógeno (o puente de hidrógeno), ya que el átomo de hidrógeno actúa a modo de puente de unión entre dos átomos muy electronegativos. Tiene lugar entre un átomo muy electronegativo y un átomo de H enlazado a otro átomo muy electronegativo de una segunda molécula. Los átomos electronegativos implicados en los enlaces de hidrógeno son: F, O y N. * Explicación sencilla de este enlace: en un enlace covalente entre un H y un átomo muy electronegativo (χ 1 ) la nube electrónica está muy desplazada hacia este último átomo, produciéndose una separación de cargas: Si a este H con carga parcial positiva se le acerca otro átomo con carga parcial negativa ( δ- χ 2 ), se produce una interacción electrostática que los mantiene unidos, parecido en cierto modo al enlace iónico. La presencia del enlace de H provoca que los compuestos presenten puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados. El enlace de H será más intenso (y su efecto en los puntos de fusión y ebullición) cuanto más electronegativo es el átomo pareja. s promedio de enlace de H H F 10 kcal/mol H O 5 kcal/mol H N 2 kcal/mol δ χ 1 : H δ δ χ 2 :

8 Tema 7: Otros tipos de enlace RESUMEN: CLASIFICACIÓN Y PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS Clasificación y propiedades de los sólidos Clase de sólido Partículas en el retículo Tipo y fuerza del enlace Propiedades Ejemplos Molecular Moléculas Van der Waals Dispersión (muy débil) Dipolo-dipolo (débil) p.f y p.e. muy bajos Muy blandos He, H 2, O 2, Cl 2, I 2, CCl 4 SO 2, acetona, nitrobenceno Enlace de hidrógeno (moderada-débil) Malos conductores H 2 O, alcoholes, ácidos orgánicos Atómico Iónico Átomos Iones positivos y negativos Covalente (muy fuerte) Iónico (fuerte) p.f. muy elevado Extremadamente duros Muy malos conductores p.f. y p.e. elevados Duros y quebradizos Malos condutores, pero conducen en estado fundido y disueltos p.f. y p.e. variables Dureza variable Diamante, carborundo (CSi), cuarzo (SiO 2 ), NAl, NB ClNa, ClK, SO 4 Ca, CO 3 Ca Na, Ag, Cu, Fe, Pt Metálico Iones positivos Metálico (fuerza variable) Dúctiles y maleables Muy buenos conductores, también en estado fundido. * En cuanto a la fortaleza del enlace metálico, ésta va a depender de: El número de electrones de valencia que intervienen en el enlace: Cuanto mayor sea el número mayor será la intensidad del enlace (p.f. y p.e. mayores). Tamaño de los cationes: Cuanto menor el tamaño mayor la intensidad del enlace.