2013

Enlaces Atómicos

QUÍMICA MENCIÓN QM-08

2

INTRODUCCIÓN

El enlace químico es el concepto básico que permite describir la estructura de la materia y sus

distintos estados de agregación: sólido, líquido y gas. Sin él no podría explicarse por qué se

forman las moléculas , así como tampoco cuáles son sus propiedades ni qué factores determinan

su geometría o estructura, además de la particular manera en que ellas reaccionan formando

especies nuevas.

La verdad es que la mayoría de las especies químicas son moléculas o entidades formadas por 2 o

más átomos unidos (enlazados). Muchos elementos químicos no-metálicos como nitrógeno,

fósforo, azufre y oxígeno también se encuentran formando entidades moleculares elementales

asociadas a los estados de agregación anteriores.

El oxígeno, por ejemplo, forma una molécula diatómica (O2) o triatómica (O3), ambas gaseosas al

igual que N2 y Cl2. Estas moléculas gaseosas subsisten si son licuadas o solidificadas a muy baja

temperatura. El bromo en cambio, a pesar de encontrarse de forma diatómica (Br2), es un líquido.

Otras moléculas como P4, S8 y I2 son sólidos cristalinos con propiedades muy distintas a las

especies anteriores.

El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las

moléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas se

unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir

“máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera

una forma molecular estable con geometría definida.

En términos generales, y de acuerdo con los principios de energía planteados en la teoría

mecánico-cuántica, los átomos buscan la estabilidad electrónica adoptando configuración de gas

noble. Para lograr este objetivo, pueden:

En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formarán

una infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos son

física y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formación

del enlace hay eliminación de energía (para lograr la estabilidad energética), de modo que se

trata de un proceso exotérmico.

• Ganar electrones, transformándose en aniones estables. 1

• Perder electrones, transformándose en cationes estables. 2

• Compartir sus electrones con otro átomo para que ambos se estabilicen. 3

3

LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS TIPOS DE ENLACE ATÓMICO

Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; metálico, iónico y covalente. El enlace metálico es la

fuerza de interacción (fuerza de Coulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones

de valencia deslocalizados en un sólido metálico. En el enlace iónico los electrones son

transferidos de un átomo a otro, y en el covalente, en cambio, los electrones son compartidos por

los átomos participantes.

La electronegatividad es una propiedad periódica magnética que clasifica los elementos químicos

según su capacidad de atraer los electrones, por eso se utiliza como criterio para clasificar los

enlaces entre covalentes o iónicos.

Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El

átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia del átomo

menos electronegativo, quedando como un anión estable (ion) y dejando al otro como catión. En

la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras

que para los no-metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un

enlace entre un metal y un no-metal será iónico, mientras que el enlace formado entre

no-metales será covalente.

Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En

esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la

diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como

polar, apolar o coordinado (enlace dativo).

TIPOS DE ENLACE

Metálico Entre dos Metales

Definición General

Iónico Metal +

No Metal ΔEN ≥ 1,7

Definición Formal

Covalente Entre dos

No Metales

Apolar ΔEN = 0

Polar 0<ΔEN<1,7

Coordinado

o Dativo

4

EL ENLACE METÁLICO

Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo

característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y

ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y la

ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.

La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionados

a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y

se denominó “teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con sus

orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y

cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras más

simples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones

de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición

de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la

formación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas

(iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y

sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a

temperaturas altísimas.

NO METAL METAL

5

EL ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se forma cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos

prácticamente se separan. Se dijo anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el

electrón al átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de

electrones.

Un ejemplo práctico: Cloruro de Sodio NaCl

El Sodio es un metal del grupo I-A. Luego, su configuración electrónica será

11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1

El Cloro es un no-metal del grupo VII-A. Luego, su configuración electrónica será

17Cl 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

Ambos átomos presentan electronegatividades muy distintas. Sodio es un metal electropositivo

(EN = 0,9) mientras que Cloro es un halógeno con una de las electronegatividades más altas del

sistema periódico (EN=3,0). De modo que cuando enlazan, el sodio cede su electrón de valencia

al Cloro, generando los respectivos iones; Na+ (con configuración 1s2, 2s2 2p6) y Cl- (con

configuración 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6). Ambos iones quedan con su capa de valencia completa y

logran la estabilidad requerida.

En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A,

(electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y

VII-A (electronegativos) formarán siempre enlace iónico.

Na Na+ Cl- Cl

6

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

Tabla comparativa

Sustancia

Punto de Fusión (ºC)

Solubilidad (g. sol./100 g H2O)

Densidad (g/cm3)

LiF 870 0,27 2,3

NaF 992 4 3,6

KF 880 92,3 2,5

LiCl 605 55,0 2,07

NaCl 800 35,7 2,2

KCl 790 27,6 2,0

LiBr 552 166,7 3,46

NaBr 755 90 3,2

KBr 730 53,5 2,8

CaF2 1330 0,016 3,2

CaO 2570 --- 3,3

EL ENLACE COVALENTE

Se genera cuando 2 o más elementos no-metálicos comparten electrones ya que presentan nula

o pequeñas diferencias en sus valores de electronegatividad (0≤ΔEN<1,7). Existen 3 situaciones

distintas de enlace covalente

Enlace covalente apolar

Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) o con igual E.N., comparten los

electrones de enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos

átomos, sin generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).

Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo general mayores de 400°C), así que a temperatura ambiente son sólidos.

La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua e insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

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).

7

Enlace covalente polar

Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de

electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una

transferencia de electrones entre los átomos (0<ΔEN<1,7). Ambos no-metales distribuyen la nube

electrónica en forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo

generando un dipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula

de agua.

Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno lo hace con 2. Así, cada átomo

de Hidrógeno completa su nivel de valencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto.

En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor de

electronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valor

de 2,1 de modo que la nube electrónica está desplazada hacia el

átomo de oxígeno generando cargas eléctricas parciales (densidad

electrónica) denotadas con la letra griega delta ( ).

Enlace covalente dativo o coordinado

En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que

son compartidos. en el enlace covalente dativo, en cambio, sólo uno de los átomos aporta

electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos.

Algunas moléculas y especies químicas que presentan enlace dativo en su estructura: NH 4 , O3,

SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4, NO3-, SO4

-2

8

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario

simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el

compuesto.

Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de 300°C), a temperatura ambiente se pueden encontrar como sólidos, líquidos o gases.

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 de compuestos covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

•En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión. 1 •En los compuestos covalentes no se generan iones, así que el número de oxidación es

“la posible carga que adquiere cada uno de los átomos del compuesto cuando enlaza”. Todo esto considerando la electronegatividad de cada uno de los átomos.

2

•En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero. 3

•En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del ión. 4

•Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero. 5

•El estado de oxidación habitual del Oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los peróxidos, donde es -1). 6

•El estado de oxidación del Hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros metálicos, donde es -1). 7

9

Algunos ejemplos:

Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupo

I-A, mientras que para el Oxígeno es -2.

+1 +7 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN

KMnO4 (+1)(+7)(-8)=0

Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógeno

es +1.

+1 -1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

H2O2 (+2)(-2)=0

Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo de

Hidrógeno +1

-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

NH 4 (-3)(+4)=+1 CARGA DEL ION

NOMENCLATURA INORGÁNICA

NOMENCLATURA INORGÁNICA

Óxidos

Metálicos

No Metálicos

Hidruros

Hidróxidos

Peróxidos

Sales binarias

Halogenuros

Sulfuros

10

ÓXIDOS METÁLICOS

Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un metal, el nombre del compuesto toma

la forma de óxido de “metal”.

Na2O óxido de Sodio

CaO óxido de Calcio

Al2O3 óxido de Aluminio

Cuando los óxidos metálicos reaccionan con agua forman bases (hidróxidos), por esto también se

les denomina óxidos básicos (pH mayor a 7).

Na2O + H2O 2 NaOH

CaO + H2O Ca(OH)2

Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3

ÓXIDOS NO-METÁLICOS

Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un no-metal, el nombre del compuesto

toma la forma de óxido de “no-metal”, indicando la cantidad de oxígenos presentes en el

compuesto.

CO Monóxido de Carbono

CO2 Dióxido de Carbono

SO3 Trióxido de Azufre

Aparte de esta nomenclatura existe otra tradicional que aún se usa para ciertos compuestos

comunes, CO2 por ejemplo, es anhídrido carbónico.

Los óxidos no-metálicos reaccionan con agua formando compuestos inorgánicos ácidos (pH menor

a 7).

CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbónico)

SO3 + H2O H2SO4 (ácido sulfúrico)

HIDRUROS

En estos el Hidrógeno tiene EDO igual a -1, y sólo se forman cuando el hidrógeno está unido

directamente con un metal, “metal-H”. El nombre de los compuestos es hidruro de “metal”.

LiH Hidruro de Litio

CaH2 Hidruro de Calcio

LiAlH4 Hidruro de Litio y Aluminio

11

HIDRÓXIDOS

Son compuestos básicos (pH mayor a 7) se forman por la reacción de compuestos metálicos con

agua, todos poseen un hidroxilo, OH-, y se nombran como hidróxido de “metal”.

Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio

NaOH Hidróxido de Sodio

Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio

PERÓXIDOS

Son compuestos especiales donde el Oxígeno adopta EDO -1, esto ocurre porque dos oxígenos

están unidos entre ellos. El peróxido más conocido es el H2O2, peróxido de hidrógeno o agua

oxigenada, aparte del H2O2 el resto de los peróxidos se forman entre metal y oxígeno.

Na2O2 peróxido de Sodio

CaO2 peróxido de Calcio

SALES BINARIAS

Son compuestos iónicos formados por dos tipos de átomos, se analizarán en detalle dos de los

tipos de sales más comunes, halogenuros y sulfuros.

Halogenuros

Los halogenuros son aquellos compuestos donde el halógeno (grupo VII-A) adopta EDO -1 y se

combina tanto con metales como con Hidrógeno.

Cl- es cloruro, por lo tanto NaCl es Cloruro de Sodio y HCl es Cloruro de hidrógeno.

Br- es bromuro, así MgBr2 es Bromuro de Magnesio.

Sulfuros

Se forman cuando el Azufre se une exclusivamente con hidrógeno y metales, con EDO -2.

Na2S Sulfuro de Sodio MgS Sulfuro de Magnesio

Aniones Poliatómicos Comunes

Respecto a nomenclatura de sales ternarias (3 tipos de átomos) se analizará desde el punto de

vista los aniones poliatómicos más comunes, quedando supeditada la nomenclatura de

compuestos al metal que los acompaña.

PO4-3 Fosfato K3PO4 Fosfato de Potasio

CO3-2 Carbonato CaCO3 Carbonato de Calcio

HCO3- Bicarbonato NaHCO3 Bicarbonato de Sodio

NO3- Nitrato KNO3 Nitrato de Potasio

SO4-2 Sulfato MgSO4 Sulfato de Magnesio

12

EL PUENTE DE HIDRÓGENO

Un tipo de unión intermolecular que ocurre sólo entre aquellas moléculas que poseen hidrógenos

unidos a átomos con electronegatividad alta.

Normalmente cuando el Hidrógeno se une al Flúor, Oxígeno o Nitrógeno, estos átomos quedan

con polaridad negativa dejando al Hidrógeno positivo, Entonces una molécula vecina puede

establecer un “puente de hidrógeno” a través de la atracción dipolo-dipolo.

LA NOTACIÓN DE LEWIS

Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia

presente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya

que predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.

GRUPO I-A II-A III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A

Electrones

de

Valencia

1 2 3 4 5 6 7 --

ELEM

EN

TO

S

H He

Li Be B C

N

O

F

Ne

Na Mg Al Si

P

S

Cl

Ar

K Ca

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Energías de Enlace y Longitud v/s Tipo de Enlace

Tipo Enlace Energía media

de enlace (KJ/mol) Longitud media (pm)

Iónico

Covalente

Metálico

Puente de Hidrógeno

Van der Waals

800

500

400

30

15

200

200

300

300

400

14

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA

La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayuda

como modelos de enlace en muchos compuestos. Para llegar a obtener la estructura de Lewis de

una molécula hay que seguir varios pasos básicos, estos son:

REGLA DEL OCTETO

Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces

hasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se forma

cuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto.

Átomos con número atómico bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica

1s2 (un dueto).

Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central) CH4 (Metano) CO2 (Dióxido de Carbono) PH3 (Fosfina)

C2H4 (Etileno) H2S (Sulfuro de Hidrógeno) NH3 (Amoníaco)

SO2 (Dióxido de Azufre) F2 (Gas Flúor) Cl2 (Gas Cloro)

Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, según corresponda, o dueto para el caso del hidrógeno.

Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda.

Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, además:

Se debe considerar al elemento menos

electronegativo como el elemento central de

la estructura.

El Hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa una posición terminal en

las estructuras.

Los átomos de Oxígeno, por lo general

no se unen entre sí, excepto en el O2, O3 y

en los peróxidos.

En los oxiácidos el o los átomos de Hidrógeno

están unidos a un átomo de Oxígeno y éste está unido al átomo central.

15

Excepciones a la regla del octeto

Moléculas que no alcanzan el octeto

Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales del

grupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último compuesto iónico).

Al

Cl

Cl

Cl

B

F

F

F

Moléculas que expanden su octeto

Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central que pertenece al periodo 3 o

superior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el

pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6, donde el Fósforo y el Azufre tienen

10 y 12 electrones respectivamente.

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

S F

F

F F

F

F

Moléculas con número impar de electrones

Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especies

que son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso más

particular es el monóxido de nitrógeno (NO).

RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES

Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda 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, la polaridad, entre otras y se genere 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 o iónica tiene varias formas

de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del

octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular

generando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y que

satisfacen teóricamente lo esperado.Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3- que presenta al

menos 3 estructuras resonantes y distintas.

16

N

O

O

O..: ..

..

:

:

::

-

N

O

O

O..: ..

..

:

:

:

:

-

N

O

O

O..: ..

..

:

::

..

-

N

O

O

O..: ..

..

:

::

..

-

Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecerse

sobrecualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentra

deslocalizado. Otras moléculas como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan el

fenómeno de la resonancia.

VALENCIA

El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento.

En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al

momento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el

enlace.

Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)

C

H

Cl

H

H

..: :

El átomo deCarbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de Hidrógeno valencia 1 y el átomo de

Cloro valencia 1.

ESTEREOQUÍMICA

La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de

un sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual se

establecen los enlaces y las interacciones moleculares.

La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas,

la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoy

conocemos.

La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender

las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones

espaciales de los átomos en un sistema molecular.

TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

Esta teoría explica la geometría molecular a partir de la formación de nuevos orbitales generados

desde de los orbitales atómicos originales. Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) en

algunas ocasiones se combinan, logrando así generar un conjunto de orbitales atómicos

hibridados (mezclas). Tomando como ejemplo al átomo de Carbono, en su nivel de valencia un

17

electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, lo que requiere que el electrón absorba

energía. Al momento que el electrón es promovido, los orbitales que contienen a los electrones de

valencia se superponen unos con otros, generando así una nueva clase de orbitales que ya no son

orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinación de ellos (sp).

El diagrama siguiente ilustra lo anterior:

Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos de

hibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp.

Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (enlaces simples),

mientras que con los orbitales atómicos “normales” (p y d) se generan los enlaces pi (enlaces

dobles o triples).

HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Hibridación sp3

Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando

4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que

existe repulsión entre estos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando

la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4

enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.

18

Hibridación sp2

Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando

3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana

trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace . Los

ángulos de enlace son de 120º.

Hibridación sp

Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2

orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para

experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.

IMPORTANTE:

Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formar

enlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales, en cambio un átomo con

hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces,

con lo que sus moléculas pueden ser trigonales o angulares. Un átomo con hibridación

sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tres

de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide de

base trigonal o una molécula angular.

19

TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV)

GEOMETRÍA MOLECULAR

Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría

molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que

representan los orbitales con sus pares de electrones.

Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:

A: átomo central.

X: átomo unido al átomo central.

E: pares de electrones libres del átomo central.

Así, una molécula con la forma AX2E, presenta:

Un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1 par de electrones no enlazados (E). Para el caso

podría ser el dióxido de azufre (SO2).

Cuadro Resumen

20

Otras hibridaciones más complejas:

TIPOS DE INTERACCIONES ENTRE ORBITALES

Como ya se vio, los enlaces pueden ser simples, dobles o triples, para formar cada uno de ellos se

utilizan distintas uniones llamadas (sigma) y (pi).

Enlace : Se forman cuando dos orbitales híbridos, o un híbrido y un orbital s interaccionan de

frente.

Enlaces sigma

Enlace : Se forman cuando dos orbitales p (de átomos distintos), paralelos, interaccionan

formando una unión. A pesar de la forma del dibujo, esto representa sólo una unión.

Un Enlace pi

Para los átomos pertenecientes a los grupos IV, V, VI y VII-A, la hibridación puede reconocerse

fácilmente a partir de la estructura de Lewis.

21

Átomo sp3: es aquel presenta únicamente enlaces σ (sigma), como el metano.

C HH

H

H

Metano

Átomo sp2: es aquel presenta además de los enlace sigma, un enlace (pi), como los carbonos

del eteno.

Átomo sp: cuando dos átomos se unen por tres unidades de valencia, para este enlace se

necesitan dos pares de orbitales p paralelos entre ellos, además del enlace

sigma.

Dos enlaces :

C CH H

Etino

H HHH

H

H

H

H C C

H H

H H

Eteno

22

POLARIDAD DE MOLÉCULAS

(MOMENTO DIPOLAR)

Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemos

comprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitales

atómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos del

comportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entregan

información valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como el

momento dipolar y la polaridad de las sustancias.

Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce un

desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorial

de esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector posee

magnitud y dirección), este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.

La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento

dipolar ( ).

Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobre

ésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta ( + indica carga parcial positiva y -

indica carga parcial negativa, los electrones siguen compartidos pero desplazados).

Como ejemplo analizaremos la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl). El enlace que forma esta

molécula es covalente polar, ya que, el átomo de Cloro es más electronegativo que el átomo de

Hidrógeno, por lo cual, se genera un momento de enlace que apunta hacia el Cloro, que en este

caso corresponde a su momento dipolo, como se muestra a continuación:

En el caso que el momento dipolar sea igual a cero ( = 0 ), la molécula no presenta dipolo y se

considera una molécula apolar.De lo anterior,se concluye que las moléculas

diatómicasheteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI, CO,

etc.) son polares, mientras que las moléculas diatómicashomonucleares (H2, Cl2, F2, Br2, N2, O2,

etc.) no presentan momento dipolar resultante por lo que son apolares.

Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos de

simetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmente

simétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales o

tetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central sean

iguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetrías

será polar.

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Ejemplos:

Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:

Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO2 es lineal por tanto cumple con la simetría

geométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con la

simetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero

vector ( = 0 ).

En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la molécula de COS

como se muestra en el dibujo

Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintos

así que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentos

de enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de

cero ( 0 ), de este modo se dice que la molécula es polar.

El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructura

asimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentra

enlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originados

por la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se

anulan,por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el

momento dipolar es distinto de cero.

Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactiva

con aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES.

DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, SON

HIDROFÍLICAS, YA QUE REACCIONAN O TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.

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De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e

hidrofóbica,insoluble en agua, más aún,TODAS aquellas sustancias APOLARES son

HIDROFÓBICAS.

Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de Hidrógeno por

un hidroxilo (-OH). Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Se

transformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una molécula

POLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.

C

H H

HH

C

H OH

HH

Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aun cuando

todos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezca

simétrica.

MOLÉCULAS

SIMÉTRICA

APOLAR

HIDROFÓBICA

µ = 0

ASIMÉTRICA

POLAR

HIDROFÍLICA

µ ≠ 0

DMTR-QM08

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