ENLACE QUÍMICO Aspectos energéticos del enlace iónico

Transcripción

1 ENLACE QUÍMICO 1. Concepto de enlace La unión entre átomos y la formación de un enlace es un proceso químico que va acompañado de una cierta disminución de energía, la energía potencial electrostática, que implica un aumento de la estabilidad. La fuerza de atracción que mantienen los átomos unidos se denomina fuerza de enlace. Las fuerzas de enlace son siempre de origen eléctrica (fuerzas electromagnéticas). Además, existe otro tipo de interacciones más débiles llamadas fuerzas intermoleculares, que se establecen entre moléculas y entre los átomos de los gases nobles. 2. Clasificación de los enlaces químicos 2.1. Enlace iónico El enlace iónico: se forma por transferencia de electrones entre átomos que le permite adquirir configuraciones electrónicas más estables. Este tipo de enlace ser da entre elementos que poseen electronegatividades muy diferentes, es decir, entre elementos muy electronegativos y elementos electropositivos. Por lo tanto, será el enlace que se formará en muchas combinaciones entre metales y no metales, o en la unión entre cationes y aniones complejos como el NO - 3, SO 2-4, etc. El resultado es la formación de una red cristalina compacta y tridimensional llamada red cristalina iónica Aspectos energéticos del enlace iónico La energía desprendida al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso se denomina energía reticular o energía de red, U. Dicha energía aumenta (en valor absoluto) al aumentar la carga de los iones y al disminuir la distancia entre ellos. MEAF 1

2 Aspectos estructurales del enlace iónico Tipos de redes cristalinas Tipo IC (catión) IC (anión) Ejemplos Cloruro de cesio 8 8 CsCl, CsBr, CsI Cloruro de sodio 6 6 NaCl, NaBr, NaI, CaO, MgO Blenda-Wurtzita 4 4 ZnS, BeO, BeS Fluorita 8 4 CaF 2, SrF 2, BaCl 2 Rutilo 6 3 TiO 2, SnO 2, PbO 2 IC: índice de coordinación nº de iones de un mismo signo que rodean a otro de distinto signo Propiedades de los compuestos iónicos Forman redes cristalinas. Los iones se unen tridimensionalmente formando redes cristalinas. Tienen puntos de fusión y de ebullición elevados. Debido a las intensas atracciones electrostáticas entre los iones de carga opuesta. Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente. Son duros. Es decir, difíciles de rayar. Son frágiles. Se rompen con facilidad. Se disuelven bien en disolventes polares. Cada ión atrae las moléculas del disolvente (principalmente agua) por el extremo que tiene carga opuesta a la suya y establece enlaces débiles con ellas. Conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos o disueltos. Ya que así sus iones tienen libertad de movimiento para desplazarse dentro de un campo eléctrico Enlace covalente El enlace covalente: se forma por compartición de electrones entre dos átomos de forma que, una vez formado el enlace, pertenecen a los dos átomos que se unen. Este tipo de enlace lo encontramos cuando se unen átomos electronegativos entre sí o en la unión de estos átomos con el hidrógeno, es decir, en uniones entre átomos no metálicos. Dan lugar a la formación de moléculas. MEAF 2

3 Estructuras de Lewis En los diagramas o estructuras de Lewis cada electrón de valencia (e - de los orbitales s y p de la última capa) se representa por un punto que se coloca rodeando al símbolo del elemento, poniendo juntos los electrones apareados. Según la regla del octeto, cuando los átomos forman enlaces covalentes comparten electrones de las capas más externas hasta alcanzar una configuración electrónica de gas noble. Pares no enlazantes pares de e - sin compartir Pares enlazantes pares de e - compartidos Un caso especial de enlace covalente es el enlace covalente dativo o coordinado en el que el par de electrones compartidos en el enlace lo dona uno de los dos átomos mientras que el otro lo acepta. Un ejemplo de este tipo de enlace es la formación del ión amonio. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Polaridad Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace están atraídos por los dos núcleos con la misma intensidad y el centro geométrico de las cargas positivas coincide con el de las cargas negativas se trata de un enlace APOLAR (enlace covalente puro). Ejemplo: H 2. Si los átomos son distintos, los electrones están atraídos por el átomo más electronegativo y la nube electrónica se desplaza cara él, generando una carga parcial negativa (-δ), mientras que el otro átomo queda con una deficiencia electrónica y, por lo tanto, con una carga parcial positiva (+δ) de igual valor absoluto que la negativa se trata de un enlace POLAR (enlace covalente con carácter iónico). Ejemplo: HCl. MEAF 3

4 Como un enlace polar es un dipolo eléctrico, la magnitud que indica la polaridad de un enlace es el momento dipolar, µ. POLARIDAD DE LA MOLÉCULA A. Moléculas diatómicas. Coincide la polaridad del enlace con la de la molécula. B. Moléculas poliatómicas: LINEAL PLANA TRIANGULAR TETRAÉDRICA ANGULAR PIRAMIDAL TRIGONAL ANGULAR Geometría de las moléculas TRPECV La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia es un modelo que explica de forma sencilla e intuitiva la disposición de los átomos de una molécula en el espacio. Parte de la idea de que los electrones de la capa de valencia de un átomo, agrupados por pares, se sitúan en la forma geométrica que se encuentran lo más lejos posible, para que la repulsión entre ellos sea mínima. Para aplicarla hay que tener en cuenta que: Se consideran todos los electrones de valencia del átomo central (pares enlazantes y no enlazantes). La repulsión entre dos pares no enlazantes es ligeramente mayor que la repulsión entre dos pares enlazantes. Los pares de electrones que forman enlaces múltiples se consideran como un único par de electrones cuando se distribuyen, pero se tendrá en cuenta que la repulsión que ejerce un enlace múltiple es mayor que la de un enlace sencillo. MEAF 4

5 DISTRIBUCIÓN Y GEOMETRÍA según TRPECV Pares e - compartidos Pares e - no compartidos Distribución Geometría Ejemplo 2 0 lineal lineal BeCl plana trigonal plana triangular BCl plana trigonal angular SnCl tetraédrica tetraédrica CH tetraédrica piramidal trigonal NH tetraédrica angular H 2 O 5 0 bipirámide trigonal bipirámide trigonal PCl bipirámide trigonal tetraédrica irregular SF bipirámide trigonal forma de T ClF bipirámide trigonal lineal XeF octaédrica octaédrica SF octaédrica piramidal cuadrangular BrF octaédrica plana cuadrada XeF 4 TEV La Teoría del Enlace de Valencia se basa en considerar que cuando dos átomos se acercan para formar un enlace, tiene lugar un solapamiento de orbitales atómicos semiocupados, o de un orbital lleno y otro vacío, si se trata de un enlace covalente dativo. Esta teoría explica las covalencias y las excepciones a la regla del octeto: un átomo podrá formar tantos enlaces covalentes como electrones pueda compartir (e - desapareados). Cuando el solapamiento entre orbitales es frontal ENLACE SIGMA (σ) Cuando el solapamiento entre orbitales es lateral ENLACE PI (π) El enlace sigma es más fuerte que el enlace pi. 1. Enlace sencillo σ 2. Enlace doble σ+π 3. Enlace triple σ+2π MEAF 5

6 HIBRIDACIÓN La Teoría de Hibridación es una modificación de la TEV en la que se postula la existencia de orbitales híbridos: Son orbitales atómicos que surgen de combinar orbitales atómicos. El nº de orbitales híbridos es igual al nº de orbitales atómicos combinados. Todos los orbitales híbridos obtenidos a partir de una combinación determinada son iguales y, por lo tanto, tienen la misma energía. Se sitúan en el espacio de forma que la repulsión entre ellos sea mínima, por lo que la geometría de la molécula estará directamente relacionada con el tipo de hibridación que presenta el átomo central. TIPOS DE HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA Hibridación Nº orbitales híbridos Enlazantes No Enlazantes Polaridad Geometría Ejemplo sp apolar lineal (180º) BeF 2 sp apolar plana triangular (120º) BF 3 sp polar plana triangular (120º) C 2 H 4 sp apolar tetraédrica (109º) CH 4 sp polar piramidal (106,6º) NH 3 sp polar angular (104,5º) H 2 O Propiedades de los compuestos covalentes Hay que diferenciar dos tipos de compuestos covalentes, los cristales atómicos o covalentes y los compuestos moleculares, ya que sus propiedades son muy distintas. Cristales atómicos o covalentes: están formados por redes cristalinas. Ejemplos: C diamante, C grafito, SiO 2. Compuestos moleculares: están formados por moléculas discretas con sus átomos unidos por enlaces covalentes y que se unen a otras moléculas mediante fuerzas intermoleculares. Tienen fuerzas intramoleculares altas. Las fuerzas intermoleculares son débiles. Los puntos de fusión y ebullición de los compuestos moleculares son bajos y los de los cristales covalentes son muy altos. Los compuestos moleculares son blandos mientras los cristales covalentes son muy duros. En general, son malos conductores de la electricidad, excepto el C grafto. MEAF 6

7 La solubilidad de los compuestos moleculares dependerá de la polaridad de la molécula, mientras que los cristales covalentes son insolubles Enlace metálico El enlace covalente: se forma por compartición de electrones entre átomos electropositivos entre sí de forma que, los electrones de valencia no pertenecen a átomos individuales, están deslocalizados. Los electrones se mueven con libertad entre los iones positivos. Dan lugar a la formación de redes Propiedades de los compuestos metálicos Tienen sus átomos agrupados en redes cristalinas muy compactas. Tienen densidades altas porque, al ser iguales todos sus iones, se pueden empaquetar bien. Sus puntos de fusión y ebullición son muy variables de unos metales a otros. Son buenos conductores de la electricidad y del calor, debido a la libertad del movimiento de los electrones de valencia. Son resistentes a la rotura y fáciles de deformar, la mayoría son dúctiles (se pueden estirar en hilos) y maleables (se pueden laminar). Pueden emitir electrones con facilidad cuando reciben energía en forma de calor o de luz. Acostumbran a tener brillo metálico por su capacidad de absorber y remitir la radiación visible. Tienen facilidad para formar aleaciones. 3. Fuerzas intermoleculares Las moléculas, sin estar directamente enlazadas, se unen por atracciones electrostáticas. Este tipo de interacción también es responsable de la unión de los átomos de gases nobles entre sí. Estos enlaces débiles se llaman Fuerzas Intermoleculares. Estas fuerzas hacen que los compuestos moleculares tengan puntos de fusión y de ebullición más altos de lo esperado, por lo que pueden ser sólidos o líquidos en lugar de ser siempre gases, como sucedería si no existiesen estas fuerzas. MEAF 7

8 3.1. Fuerzas de Van der Waals Son fuerzas intermoleculares que unen tanto moléculas polares como apolares. a) Interacciones entre dipolos inducidos: fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido. Son las que se dan en compuestos formados por moléculas apolares. Aumentan a medida que aumenta el tamaño de las moléculas o átomos que se unen. b) Interacciones entre dipolos permanentes: fuerzas dipolo-dipolo. Se dan en compuestos formados por moléculas polares. Estas fuerzas son más intensas que las de dipolo instantáneo-dipolo inducido, por lo que los compuestos polares acostumbran a tener puntos de ebullición más altos 3.2. Enlace de hidrógeno Es un tipo especial de enlace dipolo-dipolo anormalmente fuerte con respecto a los otros tipos de fuerzas intermoleculares. Se establece entre moléculas que tienen algún átomo de hidrógeno enlazado covalentemente a átomos muy electronegativos y pequeños como el F, O o N. Este tipo de enlace será más fuerte cuanto más electronegativo es el átomo al que está unido al hidrógeno y cuanto mayor sea el número de enlaces de hidrógeno. Las sustancias que tienen este tipo de enlace presentan puntos de ebullición por encima del valor esperado Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas de las sustancias Estas fuerzas son débiles pero no dejan de influir en las propiedades de los compuestos formados por moléculas. a) Solubilidad Los compuestos moleculares polares se disuelven en disolventes polares. Los compuestos moleculares apolares se disuelven en disolventes apolares. b) Puntos de fusión y ebullición Compuestos apolares < compuestos polares < compuestos con enlace de hidrógeno MEAF 8