Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 1 QUÍMICA - 2º BACHILLERATO ENLACE QUÍMICO RESUMEN CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO 1. Enlace químico: conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o redes cristalinas (enlace interatómico), así como fuerzas que mantienen unidas a las moléculas entre sí (enlace intermolecular). 2. Energía de enlace: energía que se desprende cuando se forma un enlace químico. Resultado del balance entre energías asociadas a fuerzas atractivas (nube electrónica de un átomo-núcleo de otro átomo) y energías asociadas a fuerzas repulsivas (núcleo-núcleo y nube electrónica-nube electrónica). 3. Distancia de enlace: valor de la distancia entre dos núcleos atómicos que minimiza la energía del sistema. 4. Tipos de enlace: iónico: entre átomos con electronegatividades muy diferentes (metal y no metal) covalente: entre átomos con electronegatividades similares y altas (no metales) metálico: entre átomos con electronegatividades similares y bajas (metales). 5. Regla del octeto (Teoría de Lewis): los átomos ganan, ceden o comparten electrones para alcanzar la estructura electrónica del gas noble más próximo (ns 2 ) o (ns 2 np 6 ). ENLACE IÓNICO 1. Formación: el elemento menos electronegativo (metal) cede electrones formando un catión, el más electronegativo (no metal) atrapa electrones formando un anión. Las fuerzas electrostáticas entre iones de distinto signo dan lugar al enlace. 2. Energía de red: energía que hay que comunicar a un mol de un compuesto iónico sólido para separar por completo los iones que lo forman. Es la energía que se desprende cuando se forma un mol de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones constituyentes en estado gaseoso. La energía de red puede expresarse así: U = N A K Q a d Q e c A 1 1 n N A : K : Q a : Q b : constante de Avogadro constante de Coulomb carga del anión carga del catión
Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 2 d e : A : n : distancia de enlace constante de Madelung (recoge el conjunto de las interacciones atractivas y repulsivas de cada ión con sus vecinos) factor de compresibilidad (recoge el efecto de la repulsión entre las nubes electrónicas de los iones) La energía de red será mayor cuanto más elevadas sean las cargas de los iones y cuanto menor sea la distancia de enlace. Si el factor de compresibilidad aumenta, la energía de red también lo hace. En general, cuanto más elevada sea la energía de red, mayor será la temperatura de fusión de un compuesto iónico y menor será su solubilidad en agua. 3. Ciclo de Born-Haber: conjunto de procesos que intervienen en la formación de un mol de un compuesto iónico a partir de sus elementos constituyentes, todos ellos en su estado termodinámico más estable. Ejemplos: Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) NaCl (s) ΔH f = ΔH S, Na + (1/2) ΔH D, Cl2 + ΔH 1ºEI, Na + ΔH 1ºAE, Cl + U NaCl Mg (s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) ΔH f = ΔH S, Mg + ΔH D, Cl2 + ΔH 1ºEI+2ºEI, Mg + 2 ΔH 1ºAE, Cl + U MgCl2 Mg (s) + 1/2 O 2 (g) MgO (s) ΔH f = ΔH S, Mg + (1/2) ΔH D, O2 + ΔH 1ºEI+2ºEI, Mg + ΔH 1ºAE+2ªAE, O + U MgO 2 Na (s) + 1/2 O 2 (g) Na 2 O (s) ΔH f = 2 ΔH S, Na + (1/2) ΔH D, O2 + 2 ΔH 1ºEI, Na + ΔH 1ºAE+2ªAE, O + U Na2O donde: ΔH f : Entalpía de formación del compuesto ΔH S : Entalpía de sublimación ΔH D : Entalpía de disociación ΔH EI : Potencial de ionización ΔH AE : Afinidad electrónica U : Energía de red
Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 3 4. Redes cristalinas: Los iones que constituyen el cristal se ordenan formando redes tridimensionales cuya geometría depende del tamaño de los iones y de la proporción de aniones y cationes en el compuesto. 5. Índice de coordinación: número de iones de un mismo tipo que rodean a otro ion de signo opuesto en su esfera más próxima. 6. Estabilidad de un compuesto iónico: factores que incrementan la estabilidad de un compuesto iónico: cargas iónicas pequeñas (menor energía de ionización) tamaño de los iones similar (red más compacta) gran diferencia de electronegatividad 7. Propiedades de los compuestos iónicos: Punto de fusión elevado (sólidos s temperatura ambiente) Solubles en disolventes polares No conducen la electricidad en estado sólido (sí lo hacen disueltos o fundidos) Duros Frágiles ENLACE COVALENTE 1. Formación: dos átomos no metálicos comparten un par de electrones. 2. Tipos de enlace covalente: enlace simple o sencillo: se comparten un par de electrones H Cl enlace doble: se comparten dos pares de electrones O=O enlace triple: se comparten tres pares de electrones N N 3. Incumplimiento de la regla del octeto: cuando el átomo central es un elemento del tercer periodo o superior, al tener orbitales de tipo d vacantes en su capa de valencia, puede rodearse de más de ocho electrones: PCl 5 SF 6 BF 3 (el boro sólo puede formar tres enlaces) 4. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando uno de los átomos aporta los dos electrones del enlace. + H S=O O H O H 5. Híbridos de resonancia: algunas moléculas poseen enlaces deslocalizados (los electrones del par son compartidos por toda la molécula). Su estructura es el resultado de la superposición de varias estructuras posibles. Ejemplos: O 3, SO 2, C 6 H 6.
Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 4 6. Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia: los pares de electrones que rodean al átomo central (tanto los enlazantes como lo no enlazantes) se sitúan de manera que la repulsión entre ellos sea mínima. La intensidad relativa de la repulsión entre pares es la siguiente: Repulsión par no enlazante-par no enlazante > Repulsión par no enlazante-par enlazante > Repulsión par enlazante-par enlazante. Esta teoría explica la geometría de la molécula. Ejemplos: CO 2 lineal BF 3 triangular CH 4 tetraédrica NH 3 piramidal H 2 O angular 7. Polaridad molecular: Un enlace covalente es polar cuando ambos átomos tienen distinta electronegatividad. La nube electrónica se desplaza hacia el átomo más electronegativo dando lugar a la aparición de un momento dipolar asociado al enlace. El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Si el momento dipolar resultante es distinto de cero, la molécula es polar. Una molécula será apolar cuando los momentos dipolares de sus enlaces se cancelen mutuamente. Los pares no enlazantes también contribuyen al momento dipolar total. 8. Teoría de enlace de valencia: Condiciones para la formación de un enlace covalente entre dos átomos: Deben tener orbitales con electrones desapareados Estos orbitales han de ser de tamaño comparable Los átomos deben aproximarse entre sí con la orientación adecuada Enlace σ (sigma): los orbitales con electrones desapareados se solapan frontalmente. Enlace π: los orbitales con electrones desapareados se solapan lateralmente. En el enlace σ los electrones compartidos se ubican entre los núcleos, lo que hace que éste sea más fuerte que el enlace π. Formación de enlaces por solapamiento de orbitales de tipo p: Enlace simple: tipo σ (Cl 2 ) Enlace doble: uno tipo σ y el otro tipo π (O 2 ) Enlace triple: uno tipo σ y dos tipo π (N 2 )
Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 5 9. Hibridación de orbitales atómicos. La geometría de muchas moléculas puede explicarse admitiendo la existencia de orbitales híbridos. Híbridos sp 3 : Combinación de un orbital s y tres orbitales p. Se forman 4 orbitales híbridos Geometría tetraédrica Ejemplo: CH 4, C 2 H 6 Híbridos sp 2 : Combinación de un orbital s y dos orbitales p. Se forman 3 orbitales híbridos Geometría triangular Ejemplo: BF 3, C 2 H 4, C 6 H 6 Híbridos sp: Combinación de un orbital s y un orbital p. Se forman 2 orbitales híbridos Geometría lineal Ejemplo: BeCl 2, C 2 H 2 10. Sólidos covalentes. Están constituidos por una red de átomos unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Diamante: Átomos de C con hibridación sp 3 Gran dureza Elevado punto de fusión Grafito: Átomos de C con hibridación sp 2 formando anillos planos Electrones formando una nube π entre planos, lo que hace posible que sea un buen conductor de la electricidad Frágil Sílice: SiO 2 con estructura tetraédrica Gran dureza Elevado punto de fusión. 11. Sustancias covalentes moleculares. Puntos de fusión y ebullición bajos Solubles en disolventes de polaridad similar No conducen la electricidad Blandas y elásticas
Javier Robledano Arillo Química 2º Bachillerato Enlace Químico - 6 ENLACE METÁLICO Modelo del mar de electrones: una red metálica está formada por átomos metálicos ionizados cuyos electrones de valencia se encuentran deslocalizados por toda la red. Teoría de bandas: los orbitales moleculares que se forman al unirse cada par de átomos de la red metálica se solapan entre sí, dando lugar a la formación de una banda de valencia y una banda de conducción. Los electrones de valencia se ubican en la banda de valencia, pero pueden pasar a la banda de conducción con facilidad, lo que explica su capacidad para conducir la corriente eléctrica.