UNIDAD III: TEORÍA DE ENLACE QUÍMICO
1. Enlace químico 2. Tipos de enlace 3. Estructura de Lewis 4. Geometría molecular
1. Enlace químico Las propiedades y el comportamiento de las sustancias químicas dependen, en gran medida, de la manera en que están unidos los átomos. Estas uniones se logran a partir de fuerzas denominadas enlaces químicos.
En la naturaleza, solo algunos elementos se presentan como átomos libres y aislados. Estos son los gases nobles, elementos muy estables que no reaccionan con otros (en condiciones normales). Las demás sustancias químicas normalmente se encuentran enlazados químicamente con otros átomos: pueden unirse con átomos diferentes y formar compuestos (H 2 O, NaCl, etc), o con átomos iguales, y así formar los elementos (O 2, N 2 ) Los átomos se unen porque al enlazarse adquieren un estado de menor energía, lo que les da mayor estabilidad.
(1) La interacción entre los dos átomos es prácticamente nula cuando la distancia inter nuclear es grande. (2) Al aproximarse los átomos, aparecen interacciones que, en global, son atractivas. De esta forma, la energía del sistema disminuye y el sistema se va estabilizando. (3) Cuando los átomos se encuentran a una distancia determinada, se alcanza el mínimo de energía. Esa situación corresponde a la formación del enlace químico. (4) Finalmente, se puede considerar la posibilidad de acercar los átomos una distancia menor a la de enlace. En este caso, aparecerán, por un lado, repulsiones entre los núcleos de los átomos y, por otro, entre las zonas de densidad de carga negativa debida a los electrones. Estas repulsiones provocarían la desestabilización del sistema, aumentando su nivel energético. Por ello, el sistema tendría tendencia a volver a la situación de equilibrio.
2. Regla del dueto y octeto. Los átomos de los elementos químicos se enlazan para alcanzar una configuración electrónica externa similar a la del gas noble más cercano en la Tabla periódica. G. Lewis, concluye que los átomos con menos de ocho electrones en su último nivel de energía se unen con otros para, recibir, ceder o compartirlos y conseguir ocho electrones en su nivel de valencia. Este principio se conoce como regla del octeto, y aunque no es general para todos los átomos y presenta algunas excepciones, es útil porque sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.
2.1 Regla del octeto. 2.2 Regla del dueto. Los átomos más pequeños, como el H, Li y Be, cuando establecen enlaces tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones, alcanzando configuración de gas noble helio.
3. Símbolos de Lewis. Los electrones que participan en la formación de enlaces son los electrones de valencia. Para representar en forma simple la formación de enlaces químicos, Lewis, creó una simbología especial que muestra los electrones de valencia de los átomos. El símbolo de Lewis o estructura de Lewis para un elemento consiste en el símbolo del elemento químico y la ubicación a su alrededor de puntos o cruces que representan los electrones de valencia del átomo.
Por ejemplo, para el nitrógeno, el símbolo de Lewis es el siguiente: - Los 5 puntos alrededor del átomo representa los electrones de valencia. - Los puntos deben ubicarse según la configuración electrónica, utilizando el diagrama de orbital del último nivel, aplicando la regla de Hund. Recuerda: el grupo al cual pertenece el átomo corresponde al número de electrones de valencia.
ACTIVIDAD. Completar. Elemento Número atómico. Configuración electrónica simplificada. N de electrones de valencia. Diagrama de orbital. Símbolo de Lewis. Magnesio Fósforo Potasio Silicio Cloro
3. Mecanismos de enlace. Cuando dos átomos se encuentran lo suficientemente cerca, a una distancia conocida como longitud de enlace, sus electrones de valencia se reordenan, de forma que cada uno de los átomos logre una configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y aumente así su estabilidad. En esta condición, se establece una fuerza de atracción entre los átomos que se denomina enlace químico, la que permite mantenerlos unidos. Tal unión es posible porque los electrones más externos de los átomos, se reordenan para alcanzar mayor estabilidad. La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir una estructura estable está dada por la cantidad de electrones que el átomo es capaz de captar, ceder o compartir.
Mecanismo ceder electrones. Los átomos que presentan uno, dos o tres electrones de valencia, tienden a perderlos. Los elementos metálicos, debido a que poseen un número pequeño de electrones de valencia, ceden estos electrones, y quedan así con el nivel de energía anterior para obtener la configuración electrónica de un gas noble. [Ne] 3s 1 [Ne]
Mecanismo recibir electrones. Los átomos con cinco, seis o siete electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones y así completan su nivel externo similar al de un gas noble. Esta tendencia se da principalmente en los elementos NO metálicos. [Ne] 3s 2 3p 5 [Ar]
Mecanismo compartir electrones. Los átomos con mayor facilidad para compartir los electrones son aquellos que poseen cuatro electrones de valencia, por ejemplo, el carbono. [He] 2s 2 2p 2 Estos mecanismos, en los que están involucrados los electrones de valencia de los átomos, determinan los diferentes tipos de enlaces químicos.
4. Tipos de enlaces químicos. Enlace Químico Fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto. E. Iónico E. Covalente E. Metálico C. Simple C. Doble C. Apolar o no polar C. Polar C. Triple C. Coordinado o dativo.
4.1 Enlace iónico Enlace Iónico EN 1,7 Metal + No metal TRANSFERENCIA de electrones Grupo I-A y II-A Grupo V-A, VI-A y VII-A
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores a 400 C). La mayoría soluble en solventes polares como el agua e insolubles en disolventes no polares, como el hexano. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos)
4.2 Enlace Covalente Enlace Covalente No Metal + No metal EN < 1,7 Tipos COMPARTICIÓN de electrones C. Simple C. Coordinado C. Doble C. Triple Los átomos comparten un par de electrones. Los átomos comparten dos pares de electrones. Los átomos comparten tres pares de electrones. El par electrónico compartido es aportado por uno de los dos átomos. Se da en moléculas de elementos y moléculas de compuestos.
EJEMPLOS. Tipo de enlace covalente Molécula (elemento) Molécula (compuesto) Simple Doble Triple Coordinado o dativo. --------
4.2.1 Polarización de enlace covalente Enlace covalente apolar o no polar. - Moléculas homonucleares. - Molécula simétrica. - No se generan dipolos. - EN 0 Enlace covalente polar. - Moléculas heteronucleares. - Molécula asimétrica. - Se general dipolos. - 0 < EN < 1,7
4.2.2 Propiedades físicas de compuestos covalente PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores a 300 C). La mayoría es soluble en solventes NO polares como el hexano e insolubles en solventes polares. Los compuestos líquidos o fundidos NO conducen la electricidad. En solución suelen ser malos conductores de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
4.2.3 Resonancia. Ocurre cuando la disposición electrónica asignada a una estructura molecular estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud del enlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como la solubilidad, el paramagnetismo y la polaridad, generándose una diferencia entre la energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica. La resonancia es el término que indica que una estructura molecular tiene varias formas de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplan con el octeto. Ocurre cuando algunos electrones pi ( ) se deslocalizan en la estructura molecular, generando lo que se denomina híbridos de resonancia (estructuras igualmente correctas).
4.3 Enlace metálico Enlace Metálico Formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones de valencia que pueden moverse libremente. Metal + Metal - Sólido - Poseen brillo - Elevados puntos de ebullición y fusión - Maleables - Dúctiles - Conductores del calor y la electricidad.
5. Excepciones en la estructura de Lewis 5.2 Excepciones Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del octeto, ya sea por defecto o por exceso de electrones.
6. Geometría molecular 6.1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia Explica la forma tridimensional de la molécula. Existen dos tipos de moléculas: 1) Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central 2) Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central Electrones enlazantes mantienen equidistancia Electrones libres repelen a electrones enlazantes
El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el siguiente esquema: AX n E m Donde: A : corresponde al átomo central. X : ligandos unidos al átomo central. n : número de ligandos unidos al átomo central A. E : pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central. Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo en las estructuras de Lewis y que no forman enlaces. m : número de pares de electrones libres.
1. Moléculas sin pares de electrones libres en el átomo central
2. Moléculas con pares de electrones libres en el átomo central
EJEMPLOS. Molécula Estructura de Lewis Xn Em AXnEm Geometría molecular Dibujo de la molécula CCl 4 H 2 S 2 2 AX 2 E 2 Angular 104,5 PH 3 CS 2
Ejercicios 1 Cuál de las siguientes estructuras de Lewis representa al ion nitrato, NO 3-?. Considere que cada línea representa a un par de electrones. D Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2011.
Ejercicios 2 De acuerdo con la siguiente representación de Lewis se puede afirmar que el elemento X I) pertenece al grupo II A de la tabla periódica. II) puede formar una molécula X 2 III) tiene 4 electrones de valencia. Es (son) correcta(s) A) solo I. B) solo II. C) solo III. D) solo I y II. E) solo II y III. B Comprensión Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, PSU 2010.