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Tipos de enlace químico
Introducción. La estabilidad tan peculiar de las estructuras electrónicas
de los gases inertes, lo cuales no reaccionan, permiten establecer la
primera hipótesis de la formación del enlace químico. La idea es que los
átomos se combinan para formar estructuras similares a las de los gases
nobles.
El enlace covalente. Hay muchas substancias que no pueden explicarse
mediante enlaces iónicos, porque los átomos presentan similares
electronegatividades es más en muchos casos son átomos iguales (Cl2,
Br2, H2,etc. )
Lewis en 1916 sugirió que los átomos se unen mediante la compartición
de electrones de manera de lograr la estructura de los gases nobles
Observemos a la molécula de hidrógeno.
En la figura siguiente se pueden ver los dos orbitales s de los dos
hidrógenos que forman la molécula, antes de que se forme el enlace
(sobreposición) hasta una distancia mínima de equilibrio (74 pm), ya que
si se acercan más crece la energía de repulsión.
La naturaleza busca sistemas de mínima energía, pero si se acercaran
más la energía de repulsión disminuiría la energía total
En la siguiente figura se muestra el diagrama de la formación del enlace
La configuración de la molécula de hidrógeno es similar a la del helio (2
electrones). Pero en otras moléculas con más electrones cada átomo
queda con 8 electrones (neón). En la siguiente figura se presenta a los
electrones de valencia del flúor y del cloro.
Ahora observemos la formación de la molécula de F2
El enlace covalente también se da entre átomos diferentes pero que
ambos tengan energías de ionización altas y electronegatividades altas
(ambos tienden a ganar electrones). En el caso del HCl se une un orbital
“s” del hidrógeno con un orbital “p” del cloro. En el caso de la teoría de
Lewis todavía no se considera la formación de orbitales híbridos.
.
Representación de Lewis
Fórmula estructural
Fórmula molecular
Uno de los conceptos que mejoró la teoría del enlace es la hibridación
que permitió explicar la valencia de muchos elementos enlazados como
es el caso del carbono.
El carbono tiene 4 electrones de valencia y necesita otros cuatro para
formar un octeto. Si se observa su estructura atómica solamente tiene
dos orbitales “p” con un electrón cada uno o sea que solamente se
puede unir a dos hidrógenos y en realidad lo hace con 4 hidrógenos para
formar CH4
Linus Pauling propuso el concepto de hibridación, que es que las
ecuaciones (orbital) de cada de un átomo se combinan linealmente para
formar nuevas ecuaciones que son nuevos orbitales. Por ejemplo, se
unen un orbital s con 3 p y forman 4 orbitales sp3 (1/4 características de
s y ¾ de p)
Todos los orbitales tienen igual energía (degenerados)
s
px py px
sp3 sp3 sp3 sp3
Pueden unirse un “s” y dos orbitales “p” . Por ejemplo el boro que forma orbitales sp2
s
px py px
sp2 sp2 sp2
p
Finalmente se presenta en la siguiente figura el diagrama de la
formación de orbitales sp, que por ejemplo ocurre en el berilio. Se une
un orbital p con uno s, y quedan dos orbitales p libres.
s
px py px
sp sp
pp
Teoría de la repulsión de pares electrónicos
Es una poderosa herramienta que ayuda a determinar la geometría de
una molécula. Para entender como funciona, vamos a analizar a la
molécula de metano.
Está formada por un carbono con cuatro hidrógenos
Las bolas azules son los orbitales s del hidrógeno y los de colores son los
orbitales sp3 del carbono.
La forma geométrica va a ser la que disminuya las repulsiones y
aumente las atracciones. La única figura que cumple estas condiciones
es un tetraedro. .
Todas las posiciones son equivalentes, con un ángulo de 109.47 grados,
cuando cada posición tiene un sustituyente. Cuando hay menos
sustituyentes y hay pares libres los ángulos cambian y la configuración
es un derivado del tetraedro. Por ejemplo el caso del amoníaco. .
En el amoníaco el átomo central es nitrógeno y hay tres hidrógenos. Se
parece a la molécula de metano (tetraédrica) pero un par está libre sin
ningún otro átomo unido. Cuando hay orbitales libres estos ocupan más
espacio pues no tienen el efecto de dos núcleos sino solamente de uno,
lo cual permite que se expanda más y obliga al resto de los orbitales a
cerrar un poco los ángulos (disminuye de 109 a 107 grados) y se
observa una pirámide.
En el caso del agua hay dos pares de electrones que no están unidos a
ningún otro átomo y el ángulo se cierra hasta aproximadamente 105 y lo
que uno observa en una geometría angular
.
H
H
O
109 o
105 o
Los dos orbitales que tienen dos electrones del oxígeno se repelen
El siguiente cuadro ayuda a aplicar la TRPE en inglés VSEPR .
Pares totales
Pares compartidos
Número de pares libres
Estructura general
Ángulo de enlace
2 2 0 linear 180
332
01
trigonal planarangular linear
120120
4432
012
Tetraédricapiramidal
angular no linear
109.47< 109.47< 109.47
En muchas moléculas aplicando esta teoría se llega a dos tipos de
representación. Por ejemplo el SO2. Ambos átomos tienen 6 electrones
en su capa de Valencia por lo que el total de electrones a acomodar son
18. el azufre es el átomo central y tiene 9 pares a acomodar
S OO
S OO
Las dos son análogas, pero si alguna de ellas fuera la estructura
correcta, se observaría experimentalmente que la distancia entre un S y
un O es más corta que con el otro O. Lo cual se contradice con los datos
experimentales que señalan que la distancia es la misma. La solución es
corregir por resonancia, que señala que ambas estructuras coexisten y
las representan de otra manera:.
C
O
O O- -C
O
O O
-
-
C
O
O O-
-
A continuación se presenta las geometría del HNO3
HONO
O
Ordenamiento
HONO
O
Fórmula de Lewis
N
O
O
OH
Geometría
HONO
OHONO
O
Hay otras moléculas que no cumplen la regla del octeto como el
triboruro de hidrógeno o el de aluminio. Solamente hay 6 electrones en
la molécula
BH3
Su estructura es trigonal planar
Es tan reactivo (ácido de Lewis) que existe como B2H6
El pentacloruro de fósforo tiene 5 cloros unidos a un átomo de fósforo.
Cada cloro se une por un par de electrones, por lo que el fósforo junta 10
electrones en lugar de 8. En realidad el fósforo está ya expandiendo el
octeto pues utiliza un orbital d. Su hibridación es sp3d.
Y forma una estructura trigonal bipiramidal
En el caso del SH6 y IH7 hay 12 y 14 electrones compartidos
respectivamente
El SH6 es octaédrica y tiene un hibridación d2sp3.
Por ultimo revisaremos las moléculas con electrones desapareados como
es el caso del óxido de nitrógeno (II) que tiene 7 electrones del nitrógeno
y 8 del oxígeno lo que da 15 electrones de valencia. Hay 3 posibles
estructuras pero como son números impares no hay ninguna que
obedezca la regla del octeto por lo que se utilizan estructuras
resonantes
Por ultimo revisaremos el efecto de la diferencia de electronegatividad
en un enlace covalente que supuestamente debe ser una compartición
pero que cuando uno de los núcleos tiene mayor tendencia a jalar la
nube el enlace adquiere cierto carácter iónico.
Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a 1.7 se considera
que el enlace es iónico (formación de iones negativos y positivos que se
atraen con fuerzas electrostáticas)
Cuando es covalente pero hay diferencia de electronegatividad la nube
tiende a estar más cerca del núcleo más electronegativo y se forma un
dipolo con una distribución de la nube diferente. No hay cargas pero si
densidades diferentes.
La siguiente figura es del HCl con una diferencia de electronegatividad
de 1
Si la molécula es simétrica aunque haya diferencia de
electronegatividad no se forma un dipolo pues se anulan
El agua es una molécula covalente polar
Cuando se revisen fuerzas químicas se podrá ver este tema con mayor
detenimiento.
