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ENLACE QUÍMICO
Importancia del enlace químico
De los elementos de la tabla periódica los gases nobles son los únicos electrónicamente estables,es decir, presentan un “octeto” en su nivel externo, a excepción del helio que presenta sólo doselectrones en el primer nivel (dueto). Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muyrara vez reaccionan.
La mayoría de los otros átomos son sistemas inestables electrónicamente, y en búsqueda de esaestabilidad se pueden presentar fundamentalmente 3 situaciones:
1. Ganar electrones, con lo que se convertiría en un anión estable electrónicamente.
2. Perder electrones, con lo que se transformaría en un catión estable en relación a la cantidadde electrones.
3. Unirse a otro átomo, con el propósito de estabilizarse. Ambos interaccionan formando loque se conoce como enlace químico.
La finalidad del enlace químico es la estabilidad energética de los átomos involucrados. Por tanto,la “interacción” ocurre principalmente, por las diferencias en las electronegatividades que poseen.Se infiere por lo tanto, que la fuerza del enlace es muy variable, y dependerá fundamentalmentede la naturaleza de los elementos.
En química es común y transversal el uso de signos y símbolos para relacionar los enlaces y sunaturaleza. Con este propósito, Lewis ideó un modo simple y didáctico de comprensión de losenlaces.
Debemos mencionar que el enlace ocurre sólo con los electrones del nivel de valencia, puesto queson los de mayor energía y menor atracción respecto al núcleo.
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Notación de Lewis
Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valenciapresente.
Ejemplos: Li
Be
B
• •C
• •N
• :O
• :F
: :Ne
:
No olvidemos que los electrones de valencia indican el grupo al que pertenece elelemento. Así por ejemplo, el berilio (Be), tiene sólo dos electrones en su último nivel y seclasificará como un metal alcalino-térreo. Además, sólo tiene la opción de perder los 2 electronespara lograr su estabilidad electrónica, lo que nos permite decir al respecto, que presentará sóloestado de oxidación positivo +2.
TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS
Apolar
I) Covalente Polar
CoordinadoTIPOS DE ENLACES
II) Iónico
I) Enlace Covalente
Cuando dos átomos, preferentemente de naturaleza no-metálica, comparten sus electrones devalencia se establece entre ellos un enlace denominado covalente.
Por lo general, los átomos participantes del enlace completan sus niveles externos adquiriendo asíconfiguración de gas noble, estable.
El enlace covalente se puede clasificar atendiendo a varios factores:
1. Al número de electrones compartidos entre los átomos.2. A la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados3. Al número de electrones que aporta cada átomo al enlace.
1. Según el número de electrones compartidos, el enlace covalente puede ser simple, dobleo triple.
Si se comparten dos electrones, el enlace es covalente simple.Ejemplo; H : H H – H H2.
Si se comparten dos pares electrónicos, el enlace es doble.Ejemplo; O : : O O = O O2
Si se comparten tres pares electrónicos, el enlace es triple.Ejemplo; : N N : N N N2
3
2. Según la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) entre los átomos enlazados, elenlace covalente puede ser polar o apolar.
Cuando los dos átomos enlazados tienen igual intensidad para atraer los electrones (igualE.N.) se presenta una molécula simétrica ya que los electrones son compartidosequitativamente; se habla entonces de enlace covalente apolar.
Ejemplo; el enlace covalente apolar se cumple para todas las moléculas diatómicashomonucleares (núcleo idéntico), como el H2, O2, N2, F2 y Cl2, etc.
Si la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.), es distinta de cero, la molécula resultante yano es simétrica pues los electrones serán más atraídos por el átomo que tiene mayor E.N.originándose con ello una carga parcial negativa en ese átomo (δ-) y por consiguiente, unacarga parcial positiva, en el átomo menos electronegativo (δ+); tenemos entonces un enlacecovalente polar.
3. Según el número de electrones que aporta cada átomo al enlace
Hay átomos que tienen orbitales vacíos y átomos que tienen electrones disponibles; cuandoambos “se encuentran” tienen la posibilidad de estabilizarse electrónicamente, por lo tanto seenlazan. Dicho enlace se establece entonces cuando un átomo aporta un par electrónico yotro sólo aporta un orbital vacío; este tipo de enlace recibe el nombre de enlacecovalente coordinado o enlace dativo.
Ejemplo: SO2
Par “aportado” por el azufre Pares compartidosal oxígeno (enlace dativo) (enlace covalente normal)
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Propiedades físicas de los compuestos covalentes
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de300°C).
Muchos de ellos son insolubles en solventes polares. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no
contienen partículas con carga.
Longitudes de enlace
La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por unenlace covalente en una molécula.
37 pm
Molécula de H2
En la siguiente tabla, se muestran algunas longitudes de enlaces determinadas en formaexperimental.
Tipo de enlace Longitud de enlace (pm)C−H 107C−O 143C=O 121C−C 154C=C 133CC 120C−N 143C=N 138CN 116
Para un par dado de átomos, los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentessencillos. Según la ley de Coulomb, la fuerza con que se atraen las cargas puntuales, esinversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre ellas.
1Fα
2R
II) Enlace Iónico
Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamentese separan; el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al átomo menoselectronegativo, hay entonces una completa transferencia de electrones, sin compartición.
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¿Cuáles elementos de la Tabla Periódica formarán enlaces iónicos?
Los elementos metálicos de los grupos I-A y II-A de la tabla periódica tienden a perder electronesy los elementos no metálicos de los grupos VI-A y VII-A tienden a ganar electrones. Por lo tanto,es lógico pensar que entre ellos casi siempre se establecerán enlaces iónicos.
Por ejemplo:
FAMILIAS METÁLICAS (M)
FAMILIAS NO METÁLICAS(X)
I cede 1 electrón V acepta 3 electrones
II cede 2 electrones VI acepta 2 electrones
III cede 3 electrones VII acepta 1 electrones
“Cada familia metálica se puede combinar con cada familia no metálica”
COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS SIMPLES
METALES NOMETALES
FÓRMULAGENERAL
IONESPRESENTES
EJEMPLO PF (°C)
I A VII A MX M+ X- LiBr 547
II A VII A MX2 M+2 2X- MgCl 708
III A VII A MX3 M+3 3X- GaF 800(subl)
I A VI A M2X 2M+ X-2 Li2O >1700
II A VI A MX M+2 X-2 CaO 2580
III A VI A M2X3 2M+3 3X-2 Al2O3 2045
I A V A M3X 3M+ X-3 Li3N 840
II A V A M3X2 3M+2 2X-3 Ca3P2 ~1600
III A V A MX M+3 X-3 AlP
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S O H
O
O
OH ..
..
..
..
....
......
..
S
OO
..
..
.. .... ..
Propiedades físicas de los compuestos iónicos
Son sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores de 400°C). La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua, en insoluble en
disolventes no polares, como el hexano C6H14. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones). Las soluciones acuosas son conductoras de la electricidad (electrolitos) ya que no sólo se
disuelven sino que además se disocian dejando iones en libertad de movimiento.
Regla del octeto
Como ya vimos, los elementos representativos por lo general, alcanzan configuraciones de gasesnobles al ganar, al perder y al compartir electrones.
Por ejemplo; en la molécula de agua el átomo de oxígeno al compartir dos de sus seis electronesde valencia con los hidrógenos, adquiere la configuración electrónica del Ne (octeto), mientras quecada átomo de hidrógeno al compartir su electrón de valencia con el oxígeno, adquiere laconfiguración electrónica del He (dueto).
Este razonamiento se denomina “regla del octeto”, es decir ocho electrones en la capa másexterna, con excepción del He que presenta dos electrones.
Estructuras de Lewis
Corresponde a la cantidad de electrones que el elemento pone “en juego”. Es decir, qué cantidadde sus electrones de valencia participan en el enlace.
Ejemplos:
a) H2SO4; electrones en juego: 2(1) + 6 + 4(6) = 32 electrones de valencia.
b) SO2; electrones en juego: 6 + 2(6) = 18 electrones de valencia.
OHH
....
7
N O
O
OH ..
..
..
....
....
O
H
..H H
+
H
..H H
+
..x x
..O
H
..H H
+
.x x..
Hx
N
H
H H
+H
N
O
..O O
xx
..
O
xx
S.. ..
..
..
..
....
..
.. ..
....
..
xx
-2
O
..
O
S
..
.... ....
..
..
..OO
-2
c) HNO3; electrones en juego: 1 + 5 + 3(6) = 24 electrones de valencia.
d) H3O+; electrones en juego: 3(1) + 6 -1 = 8 electrones de valencia.
e) NH4+; electrones en juego: 5 + 4(1) -1 = 8 electrones de valencia.
f) SO4-2; electrones en juego: 6 + 4(6) + 2 = 32 electrones de valencia.
8
MnO2
-2
x + (-4) = 0
estado de oxidación
HNO2
-2
(+1) + x + (-4) = 0
estados de oxidación+1
ClO4-1
-2
x + (-8) = -1
estado de oxidación
Estados de oxidación (EDO)
Cuando los átomos se combinan para formar un compuesto, se produce entre ellos unatransferencia de electrones, como resultado de esto, cada átomo queda caracterizado por unacierta carga, la carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de estado de oxidación onúmero de oxidación.
Para determinar el estado de oxidación se deben tener presentes las siguientes reglas:
A. Los elementos libres o sin combinar tienen un EDO igual a cero; por ejemplo O2, N2, Cl2,Cu, Au, Mg, etc.
B. El EDO del Hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, excepto en los hidrurosmetálicos donde el EDO es -1; ejemplo NaH, MgH2, etc.
C. El EDO del oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos como el agua oxigenada(H2O2) donde es -1.
D. El EDO de cualquier ión monoatómico es igual a su carga; así el N+ tiene un EDO de +1,Ca+2 un EDO de +2, Cl-1 un EDO de -1, etc.
E. La suma algebraica de los EDO de todos los átomos de una fórmula para un compuestoneutro es cero, por ejemplo: HCl, HNO3, etc.
F. La suma algebraica de los EDO de un ión debe ser igual a la carga del ión, por ejemplo:NH4
+, H3O+, SO3
-2, etc.
Por lo tanto, estas reglas permiten determinar el EDO de un átomo que forma parte de uncompuesto.
Ejemplos:
1) Determinar el EDO del Mn en el MnO2 (molécula neutra).
Por lo tanto, el EDO del Mn es +4.
2) Determinar el EDO del N en el HNO2 (molécula neutra).
Por lo tanto, el EDO del N es +3.
3) Determinar el EDO del Cl en el ClO4-1 (anión).
Por lo tanto, el EDO del Cl es +7.
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Ca(HSO3)2
-2
(+2) + 2(+1) + 2x + 6(-2) = 0
estados de oxidación+1+2
H2O2-1
2x + (-2) = 0
estado de oxidación
4) Determinar el EDO del S en el Ca(HSO3)2 (molécula neutra).
Por lo tanto, el EDO del S es +4.
5) Determinar el EDO del H en el H2O2 (molécula neutra).
Por lo tanto, el EDO del H es +1.
DISTRIBUCIÓN ESPACIAL DE LAS MOLÉCULAS
Hibridación de Orbitales Atómicos
Hasta el momento, hemos estudiado, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Sin embargo,no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces, como logran interaccionar loselectrones para finalmente enlazar.
Según esta teoría, los electrones puestos en juego en una unión molecular se reagruparían ennuevos orbitales, dando origen a orbitales híbridos.
Por lo tanto, un orbital híbrido resulta de la fusión entre orbitales atómicos diferentes,originando nuevas formas de mayor probabilidad.
Para poder explicar los enlaces en moléculas poliatómicas, a continuación se estudiarán tresejemplos de hibridación de orbitales atómicos pertenecientes a los elementos del segundo períodode la Tabla Periódica:
Primer ejemplo: Hibridación del 4Be.
Orbitales atómicos Orbitales híbridos
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Por lo tanto, se forman dos orbitales híbridos sp por combinación lineal de los orbitalesatómicos 2s y 2px. Los dos electrones de los orbitales híbridos sp capacitan al átomo atener un número de coordinación igual a 2.
Las moléculas BeH2 y BeCl2, corresponden a ejemplos de este tipo de hibridación. La repulsióncoloca a los dos orbitales híbridos a 180º uno de otro. De ahí la molécula de BeH2, su geometríaes lineal.
Segundo ejemplo: Hibridación del 5B.
Orbitales atómicos Orbitales híbridos
En consecuencia, se forman tres orbitales híbridos sp2 por combinación lineal de los orbitalesatómicos 2s, 2px y 2py. Los tres electrones de los orbitales híbridos sp2 capacitan al átomoa tener un número de coordinación igual a 3.
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La repulsión coloca estos orbitales en un plano, con ángulos entre si de 120º. Así, la molécula deBH3 es plana y posee ángulos de 120º entre sus orbitales sp2 (estructura trigonal plana otriangular).
Tercer ejemplo: Hibridación del 6C.
Orbitales atómicos Orbitales híbridos
Hay formación de 4 orbitales híbridos sp3 por combinación lineal de los orbitales atómicos 2s,2px, 2py y 2pz. Los cuatro electrones de los orbitales híbridos sp3 capacitan al átomocentral a tener un número de coordinación igual a 4. Es por ello que hablamos de latetravalencia del carbono.
El átomo de carbono puede presentar, además de hibridación sp3, las dos hibridaciones vistasanteriormente, esto es: la hibridación sp2, cuando se forman enlaces dobles, y lahibridación sp, cuando se forman enlaces triples o dos enlaces dobles. Tal hipótesis sefundamenta en el análisis estructural de algunos compuestos de carbono.
ESTEREOQUÍMICA
Corresponde a la disposición espacial de la molécula y de los iones poliatómicos. La “geometría”determina características estructurales tales como: ángulo de enlace, longitud de enlace,existencia de momento dipolar resultantes, solubilidad en agua o disolventes orgánicos, etc.
La estereoquímica se enfoca cualitativamente de acuerdo a la “Teoría de las Repulsiones delos Pares Electrónicos de la Capa de Valencia” (TRPECV). Esta teoría supone que – gruposde partículas de la misma carga (electrones en este caso) tienden a estar lo másalejados posibles con el fin de minimizar las fuerzas repulsivas –.
Según este postulado, los pares electrónicos que rodean al átomo central de la molécula o ióncomplejo determinarían una disposición espacial específica.
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La nomenclatura de las moléculas poliatómicas según estereoquímica es la siguiente:
m nAX E
Donde; A: átomo central, elemento electropositivoXm: ligandos o átomos unidos al átomo central.En: pares electrónicos libres del átomo central.
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
180º sp AX2 BeCl2
Lineal
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemploátomo Central
120º sp2 AX3 AlCl3
Trigonal
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
90º < x < 120º sp2 AX2E SO2
Angular
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemploátomo Central
109,5º sp3 AX4 CH4
Tetraédrica
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
90º < x < 109º sp3 AX3E NH3
Piramidal
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Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
90º < x < 109º sp3 AX2E2 H2O
Angular
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
axiales = 180º ecuatoriales = 120º sp3d AX5 PCl5
entre sí
Bipiramidal
Geometría Molecular enlace Hibridación del Nomenclatura Ejemplo átomo Central
900 sp3d2 AX6 SF6
Octaédrica
....
14
CO O
POLARIDAD DE MOLÉCULAS
La polaridad es una propiedad importante de las moléculas, porque de ella dependen laspropiedades físicas como el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad, y también laspropiedades químicas. El momento dipolar, µ, es una medida cuantitativa de la polaridadde una molécula. Los momentos dipolares pueden determinarse estudiando el comportamientode las moléculas entre placas con carga eléctrica. Una molécula polar se alinea en el campo quehay entre las placas cargadas, de tal manera que su extremo negativo es atraído por la placapositiva, y el extremo positivo por la placa negativa. Las moléculas apolares no son afectadas porel campo eléctrico.
¿Cuándo las moléculas son polares y apolares?
A. Cuando todos los enlaces entre los átomos son apolares, la molécula será apolar.
Ejemplo: H2 H−H ; Δ E.N. = 0 (enlace covalente).
B. Cuando hay enlaces polares entre los átomos, se tienen las siguientes posibilidades:
La suma vectorial de los momentos dipolares es igual a cero. En este caso, tenemossimetría eléctrica y geométrica. La molécula es apolar.
La suma vectorial de los momentos dipolares es distinto de cero. En este caso, notenemos simetría y la molécula es polar.
Ejemplos:1. Los enlaces C-O son polares y tienen carga positiva parcial en el carbono, y una negativa
parcial en el oxígeno:
Entonces, ¿por qué no son polares las moléculas de dióxido de carbono, que contienen dosenlaces C-O?
Los momentos dipolares son vectores, esto es, tienen dirección y también magnitud. Como eldióxido de carbono es lineal, los momentos dipolares de los dos enlaces C-O se anulan entresí, por tanto, es una molécula no polar, a pesar de que tiene dos enlaces polares.
2. La molécula de H2O también posee enlaces H-O polares:
Los momentos dipolares de los dos enlaces H-O en el agua no se anulan, porque la moléculaes angular. Por lo tanto, posee un momento dipolar neto en la dirección de la flecha:
“El momento dipolar distinto de cero del agua, y el igual a cero del dióxido de carbono,confirman la predicción del modelo de repulsión, que las moléculas de agua son angulares y lasdel dióxido de carbono son lineales”.
C O
H O
HHO
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3. Las moléculas que sólo tienen un enlace polar, como la del cloruro de hidrógeno, son polaresy tienen un momento dipolar distinto de cero.
4. Los cuatro compuestos que se pueden derivar del metano, por sustitución del hidrógeno porcloro, son: clorometano, diclorometano, triclorometano (cloroformo) y tetraclorometano(tetracloruro de carbono), y sus fórmulas estereoquímicas de los cuatro compuestos son lassiguientes:
Aunque cada uno de los cuatro enlaces C-Cl del tetracloruro de carbono es polar, porque elcloro es más electronegativo que el carbono, la molécula del tetracloruro es apolar.
Los cuatro dipolos se anulan entre sí. En las otras tres moléculas, los dipolos no se anulan, yesas moléculas son polares.
Las moléculas en las que el átomo central está sustituido simétricamente con átomosidénticos, como el CO2 y el CCl4, son apolares. Las moléculas que sólo tienen un enlace polar,y aquellas en las que el átomo central no está sustituido simétricamente, son polares.
Cl H
ClC
H
HH Cl
C
H
ClH Cl
C
Cl
ClH Cl
C
Cl
ClCl
ClC
Cl
Cl
Cl
