I.E.S. Jándula Departamento de Física y Química

Andújar Nivel: 2º Bachillerato Jaén Profesora: Carmen Montero Lara

REPASO DE ENLACES QUÍMICOS:

1. ENLACE IÓNICO:

Repasar el Tema de Enlace químico del año pasado dado por

apuntes y sus ejercicios correspondientes.

Solo añadir al curso pasado lo siguiente:

La Energía reticular se puede calcular por la fórmula:

U = -N A . A.

nr

eZZ

o

ac 11.

.. 2

Donde:

N A = constante de Avogadro.

A = constante de Madelung, cuyo valor depende del tipo de estructura.

Z c y Z a = cargas del catión y del anión

e = carga del electrón

r o = distancia de equilibrio entre los núcleos de catión y anión

n = exponente de Born, característico del par de iones enlazados.

Sin considerar el signo, pues lo único que me indica es que se libera E, cuanto

mayor sea su valor numérico, mayor estabilidad tendrá el cristal y mayor punto de

fusión y mayor dureza porque a mayor E que se libere, mayor cantidad de E habrá que

suministrar para separar los iones y en consecuencia más estable será.

De la fórmula deducimos, sin considerar el signo, que U será elevada si Z c y Z a

son elevados y r o pequeño. Luego, un compuesto es tanto más estable cuanto mayor sea

el valor numérico de U porque mayor será la E que hay que suministrar para romperlo y

separar sus iones constituyentes, por consiguiente mayor será su punto de fusión y

menor su solubilidad. En resumen,

↑ ↑ estabilidad ↑ PF ↓ solubilidad ↑ dureza

↑ ↑ Z c y Z a ↓ r o

2. ENLACE COVALENTE:

Hemos visto en el curso pasado cómo se hacían las estructuras de Lewis para

moléculas diatómicas. Este curso aprenderemos a representar estructuras de Lewis de

moléculas poliatómicas.

Para ello daremos unas reglas que son útiles cuando el átomo central es del P=2

y cumple la regla del octeto, aunque tiene excepciones tanto por defecto (B, Be) o por

exceso (S, P) en donde estas reglas no se cumplen. Pasos:

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Número de electrones totales, n: Cada átomo tiene 8 a excepción del H que

tiene 2, para que sean estables.

Número de electrones de valencia, v: Colocamos los electrones de valencia

que tendría cada átomo.

Pares enlazantes, e: Se obtiene n-v y el resultado se divide entre 2.

Pares no enlazantes o solitarios, s: Se obtiene v – e y el resultado entre 2.

Las moléculas que cumplen estas reglas son: H 2 O, NH 3 , CO, H 2 S, N 2 ,

HCN, PCl 3 (aunque el P está en el período 3, las cumple en esta molécula).

Las moléculas que no las cumplen bien por exceso o por defecto son: BF 3 ,

ICl 3 , SF 6 y BeCl 2 . Luego para hacer la estructura de Lewis procederíamos así:

Número de electrones de valencia, v: solo tendríamos en cuenta estos

electrones que dispondríamos por tanteo alrededor de los átomos.

La Teoría de Lewis nos da información de cómo se enlazan los átomos, pero

no nos informa de cómo se disponen dichos enlaces en el espacio, es decir, no nos

informa de la geometría molecular. Por ello, surge otra teoría llamada TRPECV

(Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia) que establece

que los pares de electrones (enlazantes y solitarios) de la CV se disponen en el espacio

de forma que su separación sea la máxima posible para que de esa forma la repulsión

eléctrica entre cargas del mismo signo sea lo más pequeña posible. Ver tabla.

La TEV era insuficiente para describir la geometría de algunas moléculas

que se habían determinado experimentalmente. Así pues, Linus Pauling amplió dicha

teoría y la llamó Hibridación de orbitales atómicos. La hibridación consiste en una

evolución de los orbitales atómicos (OA) en cuanto a su forma y su orientación para dar

otros orbitales, llamados híbridos, que son iguales en cuanto a su forma y contenido

energético. Tipos de hibridación:

sp: s + p = 2 híbridos sp. La presenta moléculas cuya disposición de

los pares electrónicos es lineal y el CC.

sp 2 : s + p + p = 3 híbridos sp 2 . La presenta moléculas cuya

disposición de los pares electrónicos es trigonal plana y el C=C.

sp 3 : s + p + p + p = 4 híbridos sp 3 . La presenta moléculas cuya

disposición de los pares electrónicos es tetraédrica y el C-C.

Hasta ahora hemos hablado de la compartición de un par de electrones,

cuando esto ocurre diremos que se forma un enlace . También sabemos que existen

dobles y triples enlaces. En el caso del doble diremos que está formado por un enlace

y un enlace . Si tuviéramos un triple enlace, éste estaría constituido por un enlace y

dos enlaces . Los se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos a lo largo

del eje internuclear, mientras que los por solapamiento lateral por encima o por debajo

del eje internuclear. En resumen,

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Enlace simple: enlace

Enlace doble: enlace y enlace

Enlace triple: enlace y dos enlaces