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Unidad III. Enlace químico
Parte 1
Temario Tema 1. Estructuras de Lewis
Tema 2. Enlace iónico
• Energía reticular
• Propiedades
• Estructura
Tema 3. Enlace covalente
• Carga formal
• Entalpía de enlace
• Teoría del Enlace de Valencia
• Hibridación
• Geometría molecular y polaridad
• Momento dipolar
• Teoría del Orbital Molecular
• Propiedades
Tema 4. Enlace metálico
• Teoría del Mar de e-
• Teoría de Bandas
Tema 1. Estructuras de Lewis
Modelo que sirve para representar el enlace químico que presenta un compuesto. Enlace químico: fuerza que atrae a dos átomos (de igual o diferentes elementos).
Cuando los átomos interactúan sólo lo hacen con sus e- externos (de valencia). Los enlaces químicos se forman con el fin de lograr una configuración
electrónica estable (regla del octeto).
Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s0
Cl-: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Cl: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Reglas para su construcción
1. Definir si es un elemento, ión, compuesto iónico o covalente. 2. Calcular el número total de e- de valencia de cada elemento. 3. Selecciona el átomo central de acuerdo al número de ellos que hay, y de
acuerdo al número de valencia (los electrones que tiene para compartir). 4. Enlaza a los átomos restantes, procura llevar la cuenta de los electrones
remanentes. 5. En caso de requerir más electrones de los disponibles, recurrir a dobles
o triples enlaces, es decir, que compartan 2 ó 3 electrones con otros átomos.
6. Verificar que no queden electrones libres, TODOS los electrones deben estar apareados. Esto puede no cumplirse si se trata de un ión.
7. Excepciones: Octeto incompleto: H, He. Número impar de e-: radicales libres Octeto expandido: S, P
Ejemplos
Estructuras resonantes
Resonancia
La resonancia entre las estructuras de Lewis reduce la energía calculada
de la molécula y distribuye el carácter enlazante de los e- sobre ella; las
estructuras de Lewis con energías similares proporcionan la mayor
estabilización por resonancia.
Híbrido de resonancia: estructura combinada de dos o más estructuras de
Lewis.
Efectos de la resonancia:
a. La resonancia promedia las características de enlace de la molécula.
b. La energía de la estructura del híbrido de resonancia es más baja que
la de cualquier estructura simple contribuyente,
La estructura con menor energía será la más dominante…
Actividad 1. Estructuras de Lewis de átomos, iones y
compuestos sencillos.
1. HOF
Actividad 2. Completa la siguiente tabla, incluye estructuras
resonantes en caso de presentarse.
No. Nombre Tipo de
especie/
enlace
Fórmula Estructura de Lewis
1 Hidrazina N2H4
2 Ácido clórico HClO3
3 Bromuro carbonil COBr2
4 Carburo C2-2
5 Bicarbonato HCO2-
6 Clorato ClO3-
7 Ácido sulfúrico H2SO4
8 Carbamato CH2NO2-
Tema 2. Enlace iónico
Ensamblaje de esferas con cargas opuestas que interactúan por medio
de fuerzas coulómbicas o direccionales, si las propiedades
termiodinámicas calculadas del sólido concuerdan con las
experimentales, el compuesto se considerará iónico.
Fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto.
Se forma por la transferencia de uno o más e- de un átomo a otro.
Relación entre propiedades periódicas y formación de enlace iónico:
electronegatividad, afinidad electrónica y energía de ionización.
Sucede entre un átomo poco electronegativo (metal) y uno de alta
electronegatividad (no metal), dando lugar a la formación de iones
(metal en catión, y no metal en anión), por lo tanto, los enlaces se
forman por atracciones electrostáticas.
DE: 1.0 – 4.0 = 3.0
Las grandes diferencias de electronegatividad en este tipo de enlace
definen las características de sus compuestos. Criterio: 1.7
Propiedades de los compuestos iónicos
Presentan estructuras cristalinas geométricas perfectas, rígidas, debido al
agrupamiento compacto de iones.
Son sólidos a temperatura ambiente.
Conducen la corriente eléctrica en solución o fundidos. No conducen calor.
Tienen altos puntos de fusión, generalmente > 400°C, será más alto cuanto
mayor sea la carga de sus iones y menor su volumen.
Son duros, pero frágiles o quebradizos, debido a que un ligero
desplazamiento en el cristal desordena la red cristalina, si se enfrentan
iones de igual carga se repelen y se rompe la estructura.
Resistentes a la dilatación.
Solubles en sustancias covalentes polares, mediante el proceso de
solvatación.
Cristal: Poseen un ordenamiento estricto y regular
Compuesto de unidades repetitivas: celdas
unitarias, siendo una subdivisión del cristal.
Punto s reticulares: definen la estructura repetitiva
del cristal. Puede estar compuesto de uno o varios
átomos o iones.
El conjunto de celdas unitarias componen una red.
Parámetros de red, definen tamaño y forma de la
celda unitaria:
• Ángulos (, , )
• Aristas (a, b, c)
Estructura de los compuestos iónicos
Sistemas cristalinos:
Estructura cúbica del ZnS Estructura cúbica del CsCl
Tipos de celdas
• P (simple, primitva): presenta un solo punto reticular, y la simetría
translacional es la que se muestra en la celda unitaria.
• I (centrada en el cuerpo): presenta un punto reticular en el centro.
• F (centrada en las caras): con dos y cuatro puntos reticulares en cada
celda unitaria, y una simetría translacional adicional fuera de la celda.
Estructura de fluorita
del CaF2
Estructura de rutilo del TiO2
Proceso de solvatación
¿En qué otros compuestos son solubles?
Energía reticular (entalpía de red):
• Es la energía necesaria para separar
completamente 1 mol de un
compuesto iónico sólido en sus iones
en estado gaseoso.
• Medida cuantitativa de la estabilidad
del enlace (basada las interacciones
de todos los iones).
• Depende de la carga y el radio iónico.
• Define las propiedades de los C.I.:
fuerza de enlace, punto de fusión,
densidad de carga, solubilidad.
¿Qué factores influyen sobre el punto de fusión de los compuestos iónicos?
• Energía reticular (entalpía de red)
• Tipo de celda
• Radio iónico
• Empaquetamiento
Tema 3. Enlace covalente
Los átomos comparten uno o más pares de e- de
valencia.
Sucede entre átomos electronegatividades altas (no metales). La atracción
se da por las subpartículas atómicas.
H: 1s1 H: 1s2
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
DE: 2.1 – 3.5 = 1.4
Carga formal
La carga que un átomo tendría si pares de e- estuvieran igualmente
compartidos; las estructuras de Lewis con cargas formales bajas suelen
poseer la energía más baja.
• Es un indicador de formación de enlace covalente, ya que indica la
carga que poseerían si los enlaces fueran perfectamente covalentes.
• ¿Relación con la resonancia?
f = no. de e- de
valencia
- no. de e- no
enlazados
- no. de enlaces que
tiene el átomo
Átomo No. e- de
valencia
No. de e- no
enlazados
No. de
enlaces f
N 5 0 4 (2 sencillos y
uno doble) +1
O (enlace -) 6 6 1 -1
O (enlace =) 6 4 2 (1 doble) 0
F 7 6 1 0
Suma de las cargas formales = 0
La suma de las cargas formales de los átomos en un compuesto debe ser 0,
puesto que es neutro; en un ion deberá ser igual a la carga.
Cuando se presentan estructuras resonantes, las reales serán aquellas con
los valores de cargas formales más cercanos a 0.
Al contrario de la carga formal, el número de oxidación se obtiene al
exagerar el carácter iónico de un enlace.
Números de oxidación
Entalpía de enlace
La energía necesaria para romper un mol de un enlace covalente en
particular. Define la fuerza de atracción entre los átomos.
¿De qué factores depende?
¿Sobre qué propiedades de los compuestos tiene influencia?
:
Para definir el tipo de enlace covalente se debe tomar en cuenta las
diferencias de electronegatividad, que debe ser < 1.7.
No polar
DE = 0
Los pares de e- son atraídos
hacia los núcleos con la misma
intensidad.
Polar
DE 0.1 - 1.6
Los pares de e- son atraídos con
mayor fuerza por el elemento más
electronegativo.
Entre mayor sea la DE, más polar
será el enlace.
La zona de mayor densidad
electrónica presenta una -, y la
menos densa +.
Tipos de enlace covalente
Coordinado
Un átomo dona ambos e-, se comparte un par completo.
Los pares de e- son atraídos hacia los núcleos con la misma intensidad.
Amoniaco Ion hidrógeno
Formación del SO
Formación del SO2
receptor donante de un
par de e-
receptor
donante de un
par de e-
Tema 2. Teoría del enlace de valencia
Expresa el modelo de Lewis en términos de funciones de onda
(Mecánica Cuántica).
Supone que los e- de una molécula ocupan orbitales atómicos de los
átomos individuales (traslape, comparten una región en común).
x
Atr
ac
ció
n (
-)
En
erg
ía p
ote
ncia
l
Distancia internuclear
I
II
III
IV
Rep
uls
ión
(+
)
Una molécula estable se forma a partir de la reacción entre los átomos
cuando la energía potencial ha disminuido al mínimo, la formación de
enlaces es un proceso exotérmico…
Los e- en orbitales atómicos de la misma simetría pero en átomos
vecinos se aparean para formar enlaces σ y π.
El tipo de orbitales traslapados influyen sobre la energía y longitud de
enlace.
Enlace σ Enlace π
Se forma por el traslape axial (eje
internuclear) de los orbitales atómicos.
Se forma por el traslape lateral de los
orbitales atómicos.
Ocurre con el traslape de orbitales s-s, s-p o
p-p.
Sólo involucra el traslape de orbitales p
Es el enlace más fuerte debido a su área de
traslape.
Es el enlace más débil debido a que el
traslape ocurre en menor grado.
El orbital molecular es simétrico sobre el eje
internuclear y consiste en una sola nube.
El orbital molecular es discontinuo y consiste
en dos nubes en los planos superior e inferior
de los átomos.
Hay libre rotación de átomos alrededor del
enlace.
No se observa libre rotación de los átomos
alrededor del enlace, ya que involucraría su
ruptura.
Puede presentarse entre dos átomos o junto
con un enlace π.
Siempre se presenta entre dos átomos junto
con un enlace σ.
La forma de la molécula es determinada por
el ambiente que rodea al átomo central.
No contribuye la forma de la molécula, pero sí
modifican sus dimensiones.
Enlace σ Enlace π
Figure 1. Schematic representation of the spatial orientation of orbitals in the formation
of (a) σ bonds as a result of s-s, s-pσ, and pσ-pσ interaction and (b) π bonds as a
result of pπ-pπ, pπ-pπ, and dπ-dπ interaction.
Enlace sencillo: σ
Enlace doble: σ + π Enlace triple: σ + 2π
Ejemplos:
Actividad 4. Formación de enlaces covalentes. Propón 4
estructuras analizadas (dos moléculas y dos iones
poliatómicos) previamente en las que desarrolles:
a. Estructura de Lewis
b. Tipo de enlace según D.E.
c. Tipo de enlace (polar, no polar, coordinado)
d. Cargas formales
e. Números de oxidación
f. Configuración electrónica de los elementos que forman los
enlaces
g. Tipo de enlace ( o )
h. Perspectivas sobre sus propiedades físico-químicas con
base en la entalpía de enlace.
Es la excitación de un e- a un orbital de energía más alta en el curso
de la formación de enlaces.
Puede ocurrir solamente si con ello se logran enlaces más fuertes y
una energía global más baja.
¿En qué casos ocurre?
Promoción
¿Porqué se hibridan los orbitales atómicos para formar enlaces?
• De acuerdo a la configuración e- del C:
• Pero en realidad…
Hibridación
Sólo forma dos enlaces..
109.5°
La hibridación ayuda a explicar la tetravalencia del C y su geometría
molecular…
Hibridación: mezcla de orbitales atómicos diferentes de un átomo.
Los orbitales híbridos son los orbitales atómicos que se obtienen cuando
uno o más orbitales equivalentes del mismo átomo se combinan para
formar enlaces químicos.
Tipos de orbitales híbridos:
Hibridación sp3
Se hibridan un orbital s y tres p (x, y, z).
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
Geometría tetraédrica
Geometría tetraédrica
Enlaces simples C - H formados
por:
s + sp3 =
Enlaces simples N - H formados
por:
s + sp3 =
Y un orbital con un par de e-
libres
Hibridación sp2
Se hibridan un orbital s y dos p (x, y), quedando un pz sin hibridar.
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
z
sp2
sp2
sp2 sp2 - sp2
pz
pz
pz
Enlace doble C=C formado por:
sp2 + sp2 =
pz – pz = Geometría trigonal plana
Para el BF3:
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
Enlaces sencillos B –F formados por:
sp2 + pz =
Geometría trigonal
plana
Hibridación sp
La hibridación ocurre entre un orbital s y uno px, dejando los orbitales
py y pz sin hibridar.
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
s - sp
sp - s
py pz
py pz
Enlace doble C C formado por:
sp + sp =
py – py =
pz – pz =
Enlace sencillo C - H formado
por:
s + sp =
Geometría lineal (180°)
Hibridación de orbitales s, p y d
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
Estado basal:
Estado excitado
(promoción):
Hibridación:
90°
120°
90°
Actividad 5. Ejercicios sobre hibridación
