Las especies químicas (átomos, moléculas, iones..) se unen para formar otras especies químicas con menor contenido energético, es decir más estables.


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1 TEMA 3. ENLACE QUÍMICO Las especies químicas (átomos, moléculas, iones..) se unen para formar otras especies químicas con menor contenido energético, es decir más estables. Para explicar el enlace químico, Lewis propuso en 1916, algunas ideas básicas: 1.- Los electrones del nivel más externo (capa de valencia) son los que intervienen fundamentalmente en el enlace químico. 2.- Estos electrones unas veces se transfieren de un átomo a otro (enlace iónico) y otras se comparten (enlace covalente) para adquirir una estructura de gas noble con 8 electrones en el último nivel (octeto), aunque existen excepciones a esta regla. 3.- Los elementos de transición difícilmente alcanzan la estructura de gas noble y se limitan a otras configuraciones estables (orbitales d llenos o semillenos). ENLACE IÓNICO Este tipo de enlace se da entre elementos de muy distinta electronegatividad y consiste en una transferencia de electrones desde el elemento más electropositivo al más electronegativo, formándose iones de diferente signo que se atraen por fuerzas eléctricas. Se llama valencia iónica o electrovalencia al nº de electrones que gana o pierde un átomo de ese elemento para formar un compuesto iónico. Así, la electrovalencia del Mg al formar el óxido correspondiente MgO es 2+ y la del oxígeno es 2-. Mg 2e - Mg 2+ O + 2e - O 2- Los compuestos iónicos no están formados por moléculas aisladas. Cada ion está rodeado de un nº determinado de iones de signo opuesto, llamado índice de coordinación, formando una estructura de red con geometrías diferentes: cúbica, hexagonal La formación de redes cristalinas iónicas es un proceso exotérmico (estable). Se llama Energía Reticular o de Red (U R ) a la energía que se desprende en la formación de 1 mol de compuesto iónico a partir de 1 mol de iones de distinto signo, en estado gaseoso.

2 Cl - (g) + Na + (g) NaCl (s) - U R Uno de los métodos para calcularla es el ciclo de Born-Haber (basado en la ley de Hess que nos dice que la variación de energía que tiene lugar en una reacc. química es la misma tanto si la reacción se da en una sola etapa o en varias). ENLACE COVALENTE. GEOMETRÍA MOLECULAR Existen algunas excepciones a la teoría de Lewis: - Octeto incompleto (elementos del grupo 13 B, Al se rodean de 6 e -, como BF 3, AlCl 3 ), SnCl 2, NO 2, NO.. - Octeto ampliado (elementos como S, P..se rodean de más de 8 e -, como SF 6, PCl 5, SO 4 2- ), Las estructuras de Lewis presentan los símbolos de los elementos químicos y una serie de puntos que significan los electrones de valencia, los electrones que se comparten o los que quedan libres. Cuando pueden escribirse 2 ó más estructuras de Lewis aceptables se dice que existe resonancia y la estructura verdadera es un híbrido de resonancia de las posibles estructuras aceptables (todas ellas con el mismo esqueleto). A cada una de las formas se le llama forma canónica. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV) La teoría de Lewis no dice nada sobre la geometría de las moléculas. Para predecir la geometría utilizamos la Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) : Una molécula adopta la geometría de mínima repulsión entre los electrones de la capa de valencia, siendo la repulsión máxima entre pares de electrones libres y mínima entre pares de electrones enlazados. Según el número de pares de electrones alrededor del átomo central (un enlace doble o triple se cuenta como un único par), se establece una geometría (lineal para dos pares de e -, triangular para 3 pares, tetraédrica para 4 pares, bipirámide-triangular para 5 pares ) que luego se ve modificada por las posibles repulsiones de los pares de electrones libres, hasta llegar a la geometría de la molécula.

3 Tipo de molécula Átomo Central (A) Geometría de la molécula Ejemplos AX 2 Sin par de e libres Lineal BeCl 2, BeH 2, CO 2, CS 2, AX 2 E 1 par de e libres Angular SO 2, SnCl 2, (NO 2 ) - AX 2 E 2 2 par de e libres Angular H 2 O, OF 2, H 2 S, SCl 2, - ClO 2 AX 3 Sin par de e libres Triangular plana BF 3, SO 3, NO 3-, CO 3 2- AX 3 E 1 par de e libres Pirámide base NH 3, PCl 3, triangular H 3 O + 2-, SO 3, - ClO 3 AX 4 Sin par de e libres Tetraédrica + CH 4, SiF 4, NH 4 AX 4 E 1 par de e libres Bipirámide triangular 2-,CCl 4, SO 4 SF 4 Como se observa en el cuadro, la geometría de los pares de electrones y la geometría molecular sólo coinciden cuando todos los grupos de electrones son enlazantes (no hay pares de e - libres) y las moléculas son del tipo AX n. Si existen electrones libres, la geometría electrónica y la molecular no coinciden: moléculas tipo AX n E m. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (T.E.V) La aplicación de la mecánica cuántica al estudio de los enlaces está basada en la interacción entre orbitales atómicos. Así, según la Teoría de enlace de valencia (T.E.V), para que se origine un enlace covalente se ha de dar un solapamiento entre los orbitales atómicos con electrones desapareados de los correspondientes átomos. Hay dos tipos de solapamiento, uno frontal (entre orbitales s, entre orbitales s y p, entre orbitales p con solapamiento frontal) que origina enlaces (enlaces covalentes sencillo) y otro lateral (entre orbitales p paralelos) que origina enlaces (enlaces covalentes múltiples). Se llama covalencia (valencia covalente) de un elemento, al nº de enlaces covalentes que puede formar un átomo de dicho elemento y es por tanto igual al nº de electrones desapareados de que dispone o puede disponer.

4 En caso de que no haya los suficientes electrones desapareados para justificar el nº de enlaces se da una promoción electrónica en el átomo central: los electrones que están apareados en la capa de valencia pasan a ocupar orbitales de mayor energía y así se consigue el nº de electrones desapareados necesarios para formar el nº de enlaces correspondientes. A continuación se recombinan entre sí los orbitales atómicos del átomo central originando unos orbitales híbridos de igual energía entre sí, de mayor tamaño que los orbitales atómicos y que se situarán en el espacio de manera que la repulsión sea mínima. Existen varias hibridaciones posibles, pero las más frecuentes son las llamadas hibridaciones sp, sp 2 y sp 3. Compuestos covalentes Hay dos tipos: 1.- Moléculas covalentes que pueden ser de dos clases:.. a.- Moléculas polares (con enlaces polares): H 2 O, NH 3, SO 2, CHCl 3 b.- Moléculas apolares, bien porque sus enlaces covalentes sean apolares (O 2, Cl 2,...), o bien porque a pesar de tener enlaces polares resulte un momento dipolar total nulo debido a la geometría de la molécula ( CCl 4, CO 2.) 2.- Redes covalentes: Formadas por átomos unidos por enlace covalente. Ejemplos: Diamante (C), grafito (C), cuarzo (SiO 2 ). ENLACE ENTRE MOLÉCULAS (INTERMOLECULARES) Hay de dos tipos de enlaces: Enlace de Hidrógeno y Fuerzas de Van der Waals. Enlace de hidrógeno Se da entre moléculas polares que contienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo y de pequeño tamaño (N, O, F). Este tipo de fuerza intermolecular es la más fuerte de todas las intermoleculares. Esto se nota en las mayores temperaturas de fusión y ebullición que presentan las sustancias que contienen este tipo de enlaces intermoleculares ( H 2 O, HF, NH 3, alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos, aminas, amidas, ADN.).

5 Fuerzas de Van der Waals a.- Fuerzas dipolo permanente- dipolo permanente: aumentan con la polaridad de la molécula (los pares de electrones de enlace se desplazan hacia el átomo más electronegativo) y así se justificaría que sus temperaturas de fusión y ebullición fuesen más elevadas ( H 2 S> H 2 Se>H 2 Te, ya que la electronegatividad aumenta a medida que subimos en el grupo. Esto sin considerar las fuerzas de London que estudiaremos a continuación). b.- Enlace intermolecular entre moléculas apolares que forman dipolos instantáneos (fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido). Se les llama también fuerzas de London o de dispersión y representan desplazamientos globales de electrones en las moléculas y por ello también se pueden dar en moléculas polares. Estas fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula (longitud) y con su masa molecular, debido a que cuanto más grande sea la molécula se forman más fácilmente los dipolos instantáneos al encontrarse los electrones más lejos del núcleo. Por ej. El I 2 es sólido frente al Br 2 que es líquido, porque el yodo al tener mayor masa molecular establece entre sus moléculas unas fuerzas de London mayores que las que se establecen entre las moléculas de bromo. El pentano tiene mayor punto de ebullición que el 2,2-dimetilpropano. Son las fuerzas menos intensas de todas las intermoleculares y existen en todos los tipos de moléculas. También se dan entre átomos. Por ejemplo en los gases nobles: el punto de ebullición del Rn es el mayor de todos los gases nobles. A veces, si la masa molecular es importante predominan sobre las fuerzas dipolo-dipolo. Por ej. Los puntos de ebullición del HCl<HBr<HI debido a que las fuerzas de London predominan sobre las fuerzas dipolo-dipolo (el HCl es más polar). c.- Fuerzas dipolo-dipolo inducido que se da cuando una molécula polar se pone en contacto con una molécula apolar e induce en ésta un pequeño dipolo y así se establece una atracción entre el dipolo permanente y el dipolo inducido. Es el caso del oxígeno disuelto en el agua. d.- Fuerzas ion-dipolo donde un ion se ve rodeado de moléculas polares orientadas según la carga del ion. Es lo que ocurre en la disolución de un cristal iónico.

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