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Qumica 2 bachillerato el enlace

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EL ENLACE QUMICO 1. - Enlace qumico. Tipos. 2. - Enlace inico. 2.1. Valencia inica. 2.2. Cristales inicos. ndice de coordinacin.

2.3. Energa reticular. Ciclo de Born-Haber. 2.4. Propiedades de los compuestos inicos

3. - Enlace covalente. 3.1. Teora de Lewis.

3.2. Parmetros moleculares. 3.3. Resonancia. 3.4 Geometra. MRPEV. 3.5. Teora del enlace valencia. Covalencia.

3.6. Orbitales atmicos hbridos. 3.7. Polaridad de los enlaces y molculas.

3.8. Fuerzas intermoleculares. 3.9. Propiedades de los compuestos covalentes.

3.10. Transicin entre el enlace inico y el covalente 4. - Enlace metlico. Propiedades de los metales. 1. ENLACE QUMICO. TIPOS. A excepcin de los gases nobles y de los metales en estado de vapor, los tomos no se presentan aislados, sino formando agrupaciones estables (molculas o cristales). Se llama enlace a la unin entre tomos, molculas o iones de uno o varios elementos. La formacin de enlaces est motivada por la tendencia de los tomos a adquirir un estado de mxima estabilidad, de mnima energa; as, los elementos representativos lo consiguen adquiriendo la configuracin de gas noble (8 electrones en la capa de valencia), mientras que los elementos de transicin lo consiguen teniendo los orbitales del subnivel d llenos o semillenos.

Atendiendo a la electronegatividad de los elementos que se enlazan, se pueden formar tres tipos de enlace: - Enlace inico: se forma entre elementos de electronegatividad muy diferente; segn la escala de Pauling, cuando E.N. (A) E.N. (B) > 1,7 , ya que requiere la formacin de cationes y aniones, por tanto, tiene lugar entre un metal de los grupos IA y IIA que tienen baja E.I. y forman fcilmente cationes, y un no metal de los grupos VIA y VIIA que tienen alta A.E. , con gran tendencia a formar aniones. Tambin forman este tipo de enlace las sales de metales de baja E.I.. que tienen aniones poliatmicos voluminosos como NO3

- , ClO4- , SO4

2-, etc., - Enlace covalente: se forma entre elementos de electronegatividad alta, igual o parecida, siendo E.N. (A) E.N. (B) 1,7; es decir, entre dos no metales que tienen alta A.E. y ambos tienen tendencia a ganar electrones. - Enlace metlico: se forma en elementos de electronegatividad baja, es decir, en los metales, con baja E.I. y por tanto con gran tendencia a formar cationes.


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2. ENLACE INICO

Tiene lugar por la transferencia (cesin-ganancia) de electrones del tomo menos electronegativo (metal) al tomo ms electronegativo (no metal), originndose iones con carga de signo contrario, cationes y aniones, entre los que se establecen intensas fuerzas atractivas electrostticas, cuya intensidad se deduce de la ley de Coulomb: Donde qc y qa , rc y ra son, respectivamente, las cargas y los radios de los iones y k es la cte electrosttica de Coulomb, cuyo valor depende del medio en que se encuentren (en el vaco k = 9. 109 N . m2 / C2) Ejemplo: NaCl. El sodio es un metal que cede fcilmente un electrn y adquiere configuracin de gas noble (Ne), mientras que el cloro es un no metal que capta el electrn que cede el sodio y adquiere la configuracin del Ar.

[Na] = 1s2 2s2 2p6 3s1 [Na+] = 1s2 2s2 2p6 = [Ne] [Cl] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [Cl -] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar]

2.1. VALENCIA INICA O ELECTROVALENCIA

Es el nmero de electrones que un tomo gana o pierde para formar un in estable(al formar un compuesto inico).

En el NaCl la valencia inica del Na es +1 y la del Cl es 1.

En el CaF2 la valencia inica del Ca es +2 y la del F es 1.

En general: Para los metales la v.i. = valencia estudiada (+) en cursos anteriores Para los no metales la v.i. = valencia negativa

2.2. CRISTALES INICOS

Al formarse el enlace inico no surgen molculas sino redes tridimensionales o cristales; as, el cloruro de sodio no est formado por molculas de NaCl ni de Na+Cl -, sino que cada in se rodea del mximo nmero posible de iones con carga de signo contrario, originando una red cristalina, elctricamente neutra. En este caso, la red formada es la cbica centrada en las caras, dando lugar tanto los iones Cl y Na+ a una red cbica centrada en las caras, desplazadas una de la otra media arista. En conjunto podemos suponer que la celdilla unidad, que es la porcin ms pequea de cristal que posee todos los elementos de simetra, est formada por los iones Cl que estn ocupando los vrtices y el centro de las caras de un cubo, mientras que los iones Na+ ocupan el centro de las aristas y el centro del cubo, aunque podamos haber supuesto lo contrario. Tambin se puede considerar que la celda unidad es un cubo grande dividido en ocho cubos pequeos, estando los iones Cl y Na+ ocupando los vrtices de estos cubos pequeos, de forma alternativa.

En un cristal inico se llama ndice o nmero de coordinacin al nmero de iones de

un signo que rodean a un in de signo contrario a la menor distancia.

2ac

ac2

21

)rr(

q.q.k

d

q.q.kF

+==


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Cl

Na +

I.C.( Na+) = I.C. (Cl ) = 6

Este tipo de red lo forman los haluros de los alcalinos y alcalinotrreos, excepto el cesio.

El CsCl forma una red cbica simple o cbica centrada en el cuerpo, en la que cada in del mismo elemento ocupa los vrtices de un cubo, mientras que el centro del mismo est ocupado por un in de carga opuesta.

Cl F Cs+ Ca2+

I.C. (Cs+) = I.C. (Cl ) = 8 I.C. (Ca2+) = 8 , I.C. (F ) = 4

La red de la fluorita (CaF2 ), est formada por una red cbica centrada en las caras de los cationes Ca2+, mientras que los aniones F estn situados en los centros de los cubos pequeos.

En total hay 7 tipos de redes inicas; el que se forme un tipo u otro viene determinado por dos factores: el tamao relativo de los iones y la relacin entre las cargas (frmula del compuesto). Cuanto mayor sea el catin (rc / ra), de mayor nmero de aniones se puede rodear y tiende a aumentar el I.C., y por otra parte, como los cristales son elctricamente neutros, en los compuestos de frmula 1:1 como NaCl, el I.C. de ambos iones tiene que ser el mismo, mientras que en los compuestos formados por iones de distinta carga, el I.C. ya no puede ser el mismo, como en el CaF2.

2.3. - ENERGA RETICULAR. CICLO DE BORN-HABER

La energa reticular o energa de red es la energa desprendida en la formacin de 1 mol de slido inico a partir de sus iones aislados (en estado gaseoso).

Ejemplo: Na+(g) + Cl (g) NaCl (s) + Er ; o bien:

Na+(g) + Cl (g) Er

NaCl (s) , Er = - 787 kJ/mol. El signo (-) indica que es E desprendida.

En el proceso contrario, es decir, para romper 1 mol de cristal en sus iones y llevarlos a una distancia infinita (estado gaseoso) se necesita aportar una cantidad de energa igual a la desprendida en el proceso de formacin (Er). Por tanto, es evidente que a mayor energa reticular, mayor dureza y ms altos puntos de fusin y de ebullicin del cristal.


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La energa reticular se puede calcular tericamente con la ecuacin: ac

ac

rr

q.qAEr

+=

siendo A = cte. de Madelung (su valor depende del tipo de red), qc , qa , rc , ra las cargas y los radios de los iones. De donde se deduce que a mayor carga y menor tamao de los iones mayor Er.

La energa reticular se puede calcular experimentalmente de forma directa, pero en la prctica es difcil, por ello se obtiene de forma indirecta con el ciclo de Born-Haber a partir de otros calores ms fciles de calcular. Se basa en la ley de Hess que establece que, el calor de una reaccin es el mismo si sta tiene lugar directamente o en varias etapas. El ciclo de Born-Haber consiste en separar el proceso global de formacin del cristal inico a partir de sus elementos en su estado natural en varios procesos, de forma que el calor de formacin es la suma algebraica de los calores (energas) de los procesos intermedios.

Ejemplo: Formacin del NaCl(s) a partir de Cl2(g) y Na(s). 1/2 Cl2(g) + Na(s) Qf NaCl(s)

Qf = calor de formacin del NaCl Es = energa de sublimacin Ea = electroafinidad Ed = energa de disociacin Ei = energa de ionizacin Er = energa reticular

1/2 Cl2(g) + Na (s) 1/2 Cl2 (g) + Na(s) 1/2 Ed > 0 Es > 0 1/2 Ed Es Cl (g) Na(g) Cl (g) Na (g) Qf < 0 Qf Ea Ei Ea < 0 Ei > 0 Cl (g) Na+(g) Cl (g) Na+(g) Er < 0 Er NaCl (s) NaCl (s)

En esta ecuacin la energa desprendida < 0 y la energa absorbida > 0

Ejercicio 1. Haz un diagrama del ciclo de Born-Haber para el CaF2.

Qf = 1/2 Ed + Ea + Es + Ei + Er Er = Qf (1/2 Ed +Ea +Es+Ei)


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2.4. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS INICOS

Debido a las intensas fuerzas atractivas electrostticas que se establecen entre los cationes y los aniones de la red, los compuestos inicos: - Tienen elevados puntos de fusin y ebullicin, ya que se necesita mucha energa (calor)

para debilitar o romper la red, por lo que a temperatura ambiente son slidos. - Son duros, aunque frgiles, quebradizos, ya que al

golpearlos se distorsiona la red, enfrentndose iones del mismo signo, lo que produce repulsiones entre ellos y se pueden partir en lminas.

- Slo son solubles en disolventes polares, como el

agua, el alcohol, etc. Cada in atrae al polo de carga opuesta del disolvente; si esta fuerza es mayor que las fuerzas atractivas entre los iones de la red el slido se disolver. Tambin se puede justificar en trminos energticos: La energa liberada en la unin de los iones con las molculas del disolvente se llama energa de solvatacin (hidratacin en el caso del agua), que si es superior a la energa reticular, se consigue romper los enlaces y el slido se disuelve, quedando los iones separados unos de otros y rodeados de molculas de disolvente. Los slidos ms duros no se pueden disolver.

Ej : NaCl(s) + H2O Na

+(aq) + Cl(aq) - En estado slido no conducen la corriente

elctrica, ya que los electrones estn fijos, pero s la conducen si estn fundidos o en disolucin, puesto que los iones gozan de libertad de movimiento y pueden desplazarse atrados por la carga contraria de un generador. Esta conduccin no es por electrones sino por iones y se llama conduccin electroltica.

nodo (+) (-) ctodo Cl Na+ Disolucin de NaCl en agua

- Numerosos compuestos inicos al formarse incorporan molculas de agua a sus iones de la red; en este caso se llaman hidratos y se nombran igual que los compuestos anhidros (sin agua) indicando con un prefijo el nmero de molculas de agua y la terminacin hidratado.

Ejemplos: CuSO4 . 5 H2O sulfato de cobre (II) pentahidratado. MgCl2 . 6 H2O cloruro de magnesio hexahidratado.

Ejercicio 2. Relaciona la Er con la solubilidad de los slidos inicos.


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3.- ENLACE COVALENTE Este tipo de enlace se forma entre dos no metales por comparticin de electrones, dando lugar a la formacin de molculas.

Los electrones compartidos (uno o varios pares) se llaman de enlace, enlazantes o par/pares enlazantes, los cuales, una vez formado el enlace pertenecen a la vez a los dos tomos que se unen, mientras que los electrones que no participan en el enlace se llaman no enlazantes o solitarios.

Fig.1 Fig.2

* La formacin del enlace covalente se puede ver en un diagrama energtico (fig.1): Cuando existen grandes distancias entre los tomos, no hay interaccin entre ellos por lo que la energa del conjunto se puede tomar nula. A medida que se acercan, experimentan la atraccin de un ncleo sobre la nube electrnica del otro, cada vez mayor, producindose una disminucin energtica hasta alcanzar un mnimo de energa, que se corresponde con la situacin ms estable. Si se siguen acercando ms los tomos, las fuerzas repulsivas entre las nubes electrnicas y entre los ncleos de ambos hace que el conjunto se haga ms inestable, aumentando su energa. * Si al aproximar dos tomos aumenta la energa del conjunto, ste se hace ms inestable por lo que nunca llegaran a formar enlace (fig.2); es el caso de los gases nobles que se presentan en forma de molculas monoatmicas. Hay dos tipos de enlace covalente:

Covalente normal: cada tomo aporta un electrn al enlace. Ej: H2. Covalente coordinado o dativo: los dos electrones de enlace son aportados por un solo tomo. Ej: H3O

+.

Para explicar el enlace covalente han surgido diversas teoras:


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3.1. TEORA DE LEWIS

Esta teora se basa en la regla del octete electrnico: Una molcula es estable cuando los tomos que la forman tienen ocho electrones en la capa de valencia

(configuracin de gas noble), excepto el hidrgeno que es estable con 2 electrones. En los diagramas de Lewis, los electrones del ltimo nivel se representan con

puntos, cruces, aspas, etc., o con guiones en el caso de los pares electrnicos, distribuidos alrededor del smbolo del tomo. Veamos los diagramas de Lewis para algunas molculas:

hidrgeno ( H2 ) H + H

H H o H H

cloro ( Cl2 ) :

Cl. + x

Cl xx

Cl

Cl o Cl Cl

agua (H2O)

H . .H o H O H

amoniaco (NH3)

H . .H o H N H

H H .. in amonio (NH4

+) H N H + H + H + H H N H H

oxgeno (O2)

O xx

O

O

O O O

nitrgeno (N2)

N

x

xx N

xx

N N xx N N

Los enlaces inicos tambin se pueden explicar con la teora de Lewis.

Ejemplo: CaCl2

:

Cl.

Ca :

Cl. Cl Ca2 + Cl

O

N


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Reglas para las estructuras de Lewis

La representacin de las estructuras de Lewis para molculas sencillas no plantea dificultades. Sin embargo, para molculas e iones ms complejos es conveniente seguir las siguientes reglas: Se suman los electrones de valencia de todos los tomos, teniendo presente que si se trata de un anin adems hay que sumar tantos electrones como cargas tenga, y si es un catin se quitan tantos electrones como cargas. Se calcula el nmero de electrones necesarios para que todos los tomos cumplan la regla del octeto (el tomo de H slo debe tener dos electrones). Se calcula el nmero de electrones compartidos, restando al nmero de electrones necesarios para el octeto los electrones de valencia disponibles. Se escribe la estructura bsica del compuesto, para lo cual se selecciona el tomo central, generalmente el menos electronegativo y se une con enlaces sencillos a los dems tomos. El Hidrgeno siempre es terminal y generalmente el Oxgeno, salvo en la unin O H. Se forman los posibles enlaces mltiples si el nmero de electrones que deben compartirse es mayor que los ya compartidos en la estructura bsica. Se colocan los electrones restantes no compartidos (e de valencia e compartidos) para completar el octeto de los tomos. Si se trata de iones, la carga del in se pone como superndice del corchete. Ejemplos: 1) ClO3

- 1 tomo de Cl 7 e + 3 tomos de O 6 e + 1 e de la carga negativa = 26 e de valencia

4 tomos 8 e cada tomo = 32 e necesarios para el octeto

32 26 = 6 e compartidos Estructura bsica: O Cl O 26 6 = 20 e no compartidos O

todos los electrones que deben compartirse ya lo estn, por lo que se distribuyen el resto de electrones

para completar el octeto:

O Cl

O

O

2) HNO3 1 tomo de H 1 e + 1 tomo de N 5 e + 3 tomos de O 6 e = 24 e de valencia

1 tomo de H 2 e + 4 tomos 8 e cada tomo = 34 e necesarios para el octeto

34 24 = 10 e compartidos Estructura bsica: O N O H 24 10 = 14 e no compartidos O se han compartido 8 e, por lo que deben

compartirse otros 2 e , con formacin de

O N

O H

O = N

O H

un doble enlace en dos posiciones posibles O

O


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Limitaciones de la teora de Lewis: Con esta teora se pueden explicar la mayora de las molculas, pero no puede explicar:

la gran estabilidad de molculas en las que hay tomos que no cumplen la regla del octete, sino que tienen defecto o exceso de electrones, como NO , BF3, PCl5 , SF6, I3

- ..

la geometra de las molculas, es decir, la disposicin espacial de los tomos que

forman las molculas. 3.2. PARMETROS MOLECULARES A veces, para un compuesto se pueden proponer varias estructuras de Lewis, por lo que para deducir su estructura correcta hay que recurrir a los siguientes parmetros moleculares deducidos experimentalmente:

* Longitud de enlace es la distancia internuclear en la que el compuesto es ms

estable (mnima energa), es decir, la distancia entre los ncleos de dos tomos unidos por enlace covalente (ver fig. 1, pag. 6).

* Energa de enlace es la energa desprendida en la formacin de un enlace covalente. (ver fig.1, pag. 6). Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. Para romper el enlace formado y separar los tomos a una distancia infinita, es preciso aportar una energa igual o superior a la energa de enlace. Esta energa mnima se llama energa de disociacin.

Para el hidrgeno (H2), la longitud de enlace es 0,74 0

A y la energa de enlace 430 kJ/mol. Lgicamente, existe una relacin entre la longitud de enlace y la fortaleza del mismo: a menor longitud de enlace, mayor fortaleza.

* Orden de enlace es el nmero de enlaces covalentes que se forman entre dos tomos. Inicialmente Lewis consider que siempre sera un nmero entero y menor que 4. Ms adelante veremos que el orden de enlace puede ser tambin un nmero fraccionario.

* ngulo de enlace es el ngulo formado por las lneas imaginarias que unen los ncleos de los tomos.


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3.3.- RESONANCIA

En muchos compuestos, la representacin de las molculas con una sola estructura de Lewis es inadecuada, ya que ninguna de las posibles estructuras representa al compuesto y sus propiedades en su totalidad. Estos casos se justifican con el concepto de resonancia, segn el cual, la estructura correcta es intermedia entre todas las posibles.

As, para el ozono, O3, hay dos frmulas de Lewis equivalentes que cumplen la regla

del octeto: Ninguna por separado es vlida, ya que el ozono tiene dos enlaces idnticos, con

carcter intermedio (longitud y energa de enlace) entre el simple y el doble. La frmula correcta es una mezcla, combinacin o hibridacin de ambas, que se denomina hbrido de resonancia.

Cada frmula resonante se suele representar entre corchetes:

La resonancia no es una oscilacin entre una estructura y otra. En todo momento, la estructura correcta es una combinacin de las dos.

Otro ejemplo conocido de hbrido de resonancia es el in nitrato, NO3-

Cuando hay resonancia, el orden de enlace es el promedio del valor que tiene en las

frmulas resonantes. As, en el O3 el orden de enlace O O es 3/2, es decir, el promedio entre 1 (que tiene en una estructura) y 2 (que tiene en la otra). En el in nitrato NO3

-, el orden de enlace N O ser: (2 + 1+ 1) /3 = 4/3

Como acabamos de ver, el concepto de resonancia introduce en la teora de Lewis la posibilidad de que los rdenes de enlace sean fraccionarios.

Experimentalmente se comprueba que el calor de formacin de los compuestos con

estructuras resonantes es mayor que el de los compuestos representados por una estructura nica, es decir, son ms estables. La causa es, por tanto, que la deslocalizacin de los electrones estabiliza las molculas de los compuestos, fortaleciendo sus enlaces. El exceso de energa de enlace o energa estabilizadora se denomina energa de resonancia. Ejercicio 3. Escribe las estructuras resonantes y obtn el orden de enlace en las especies: SO2, C6H6 y NO2

-


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3.4. GEOMETRA DE LAS MOLCULAS. MTODO DE REPULSIN ENTRE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (MRPEV): Este mtodo, basado en la teora de Lewis, considera que la geometra de las molculas est determinada por la repulsin de los pares de electrones de la capa de valencia del tomo central:

Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) de la capa de valencia del tomo central se disponen en el espacio de forma que queden lo ms alejados posible

unos de otros, para que la repulsin sea mnima.

Para deducir la geometra se forman las estructuras de Lewis y se aplica la regla: N de pares de electr. del tomo central

Disposicin de los pares de electrones

(Geometra)

ngulo de enlace terico

Ejemplo

2

Lineal

180

Be Cl2

3

Triangular plana

120

BF3

4

Tetradrica

109,5

CH4

5

Bipirmide trigonal

90 y 120

PCl5

6

Octadrica

90

SF6

Ejemplos: Be Cl2 Cl x . Be . x Cl n de pares de e

- del Be = 2 molcula Lineal = 180 F x x F

BF3 .

B . n de pares de e- del B = 3 Triangular plana

x

F = 120


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CH4 H n de pares de e- del C = 4 Tetradrica C H H = 109,5 H Si el tomo central tiene pares no compartidos, la disposicin de los pares de electrones

se deduce de forma semejante, pero la geometra de la molcula no resulta la misma, y adems se modifican los ngulos tericos de enlace por la mayor repulsin que ejercen los pares solitarios (no enlazantes) sobre los pares enlazantes. De forma general, la repulsin entre los pares de electrones sigue el orden: PS PS > PS PE > PE PE

NH3 N n de pares de e

- del N = 4 Disposicin tetradrica, H H pero un par no est compartido (no unido a H)

H Pirmide trigonal terico=109,5 , real=106,6 , por la repulsin del par de electrones solitario H2O O n de pares de e

- del O = 4 Disposicin tetradrica, pero dos pares no estn compartidos Angular

H H terico=109,5 , real=104,5 por la repulsin de los pares de electrones solitarios

Cl2O O el O tiene 4 pares de electrones disposicin tetradrica, Cl Cl pero 2 pares son no compartidos y por tanto es Angular Si el o los tomos centrales forman enlaces mltiples, a efectos de la disposicin espacial

de los pares de electrones se consideran como si fuesen enlaces sencillos: C2H4 H H C = C cada tomo de C tiene 3 pares de electrones H H Triangular plana C2H2 H C C H cada tomo de C tiene 2 pares de electrones Lineal CO2 O = C = O el tomo de C tiene 2 pares de electrones Lineal SO2 S el S tiene 3 pares de electrones disposicin trigonal, O O pero 1 par es no compartido y por tanto es Angular


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3.5.- TEORA DEL ENLACE VALENCIA Se basa en la idea actual de los orbitales atmicos, y considera que los nicos orbitales que participan en el enlace son los que tienen electrones desapareados (en la capa de valencia), mientras que los dems orbitales permanecen inalterados. * Se llama covalencia o valencia covalente, al nmero de enlaces covalentes que puede formar un tomo y viene determinada por el nmero de electrones desapareados que tiene o puede tener un tomo. Aunque los electrones estn apareados, si existen orbitales vacos en la misma capa pueden desaparearse y participar en el enlace. En los ejemplos anteriores la covalencia del H es 1, la del O es 2 y la del N es 3.

La configuracin del N es 1s2 2s2 2p3 por tanto, la cov N =3

* La teora del enlace valencia dice:

Al acercarse los tomos para formar el enlace, se produce un solapamiento, una superposicin, una interpenetracin de los orbitales, de las nubes electrnicas, que trae como

consecuencia el apareamiento de los electrones, que quedarn con espines contrarios. Los electrones, al formarse la molcula, continan ocupando los orbitales atmicos de los tomos individuales. Ejemplo: +

H H H H Ahora bien, para que se pueda formar el enlace, el solapamiento de los orbitales tiene que ser grande, efectivo, y para ello se requiere que:

- Los orbitales tengan energas semejantes. - La direccin del solapamiento sea la adecuada.

Se pueden formar dos tipos de enlace: - enlace sigma (): Tiene lugar por el solapamiento frontal de los orbitales, y en ellos la regin de mxima densidad electrnica rodea al eje internuclear. - enlace pi (pi): Tiene lugar por el solapamiento lateral de los orbitales, y en ellos hay una regin de densidad electrnica nula a lo largo del eje internuclear.

Los orbitales s, por ser esfricos, no tienen ninguna direccin preferente de

solapamiento, pero los orbitales p s, ya que estn orientados en las tres direcciones de los ejes coordenados, y no todas las direcciones de solapamiento son efectivas.

El enlace se forma entre s + s , s + p , mientras que p + p puede formar o pi

dependiendo de la direccin de solapamiento.


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El enlace sigma es ms fuerte que el pi, puesto que el solapamiento es mayor. Slo pueden formarse los siguientes enlaces:

- Si el enlace es sencillo: un enlace . - Si el enlace es doble: un enlace y un enlace pi. - Si el enlace es triple: un enlace y dos enlaces pi.

Veamos algunos ejemplos:

* Molcula de flor, F2 : [F] =1s

2 2s2 2p5 , El tomo de flor tiene un electrn desapareado en un orbital p, por lo que al acercar los 2 tomos se producir un solapamiento frontal de los orbitales y se forma un enlace p+p. * Molcula de oxgeno, O2 : [O] = 1s2 2s2 2p4 , 2s 2p El tomo de Oxgeno tiene dos electrones desapareados en los orbitales p, por lo que al acercar los tomos se produce un solapamiento frontal, originndose un enlace p+p, y un solapamiento lateral (enlace pi p+p), dando lugar a un doble enlace. O = O


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* Molcula de nitrgeno, N2: [N] = 1s

2 2s2 2p3 , 2s 2p

El tomo de Nitrgeno tiene tres electrones desapareados en los orbitales p, por lo que al acercar los tomos se produce un solapamiento frontal originndose un enlace p+p y dos solapamientos laterales (enlaces pi p+p), dando lugar a un triple enlace. 3.6.- ORBITALES ATMICOS HBRIDOS. GEOMETRA. Uno de los aciertos de esta teora radica en poder explicar la geometra de las molculas.

Ejemplos:

* Todas las molculas diatmicas, sean iguales o distintos los tomos (F2 , H2 , HF), son lineales. Veamos la molcula de Cl2: [ Cl ] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl Cl 1 enlace p + p * La deduccin en molculas poliatmicas es ms compleja. As la molcula de H2S es angular, con los ngulos tericos de enlace de 90, aunque experimentalmente son algo mayores, lo cul se podra interpretar por la repulsin entre los orbitales de los tomos de H. [S] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 se forman 2 enlaces S H p + s 3s 3p S H S H [H] = 1s1 90 H H Sin embargo, en varias molculas los datos experimentales no concuerdan con los datos

tericos, tal es el caso de la molcula de BeF2:

[Be] = 1s2 2s2 , 2s 2p 2s 2p [F] = 1s2 2s2 2p5


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El berilio no tiene electrones desapareados, sin embargo, puede promocionar un electrn desde el orbital 2s al 2p, ya que la diferencia energtica es pequea, y de esta forma tener dos electrones desapareados, que se pueden unir a los electrones desapareados de los orbitales p de los tomos de flor, dando lugar a una molcula angular con dos enlaces: s + p y p + p, de diferente longitud de enlace y ngulos de enlace de 90.

Ahora bien, los datos experimentales demuestran que el ngulo de enlace es de 180 y las

dos longitudes de enlace son iguales. Para subsanar estas dificultades surgi la teora de la hibridacin:

Algunos tomos centrales al enlazarse no participan con orbitales puros (s, p, d.. ), sino

que forman orbitales hbridos, mezcla de los orbitales puros.

Los orbitales hbridos son orbitales atmicos y cumplen ciertas condiciones:

- El nmero de orbitales hbridos que se forman es igual al nmero de orbitales puros que se mezclan.

- Todos los orbitales hbridos que se forman tienen la misma energa (degenerados)

- Los orbitales hbridos se orientan en el espacio de manera que las repulsiones electrnicas sean mnimas.

- Los orbitales hbridos dan siempre lugar a enlaces . Las hibridaciones ms importantes son las obtenidas a partir de los orbitales s y p, y

los orbitales hbridos resultantes tienen la misma forma que los orbitales p, pero con uno de los lbulos mucho ms desarrollado que el otro: Hibridacin sp o digonal: resulta de la combinacin de un orbital s y de un orbital p, originndose dos orbitales hbridos sp, que se sitan en el espacio linealmente, disposicin lineal (digonal). Ejemplo: difluoruro de berilio, BeF2 :

[Be] = 1s2 2s2 1s2 2s1 2p1 1s2 2(sp)2

; ; 2s 2p 2s 2p sp p [F] = 1s2 2s2 2p5


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Cada uno de los hbridos sp (con 1 e-) del Be forman un enlace sp + p, con cada uno de los orbitales p (con 1e- desapareado) de los tomos de F, resultando una molcula lineal con ngulos de enlace de 180.

Hibridacin sp2 o trigonal: resulta de la combinacin de un orbital s y dos orbitales p, originndose tres orbitales hbridos sp2, que se sitan en el espacio dirigidos hacia los vrtices de un tringulo equiltero, disposicin triangular plana (trigonal). Ejemplo: trifluoruro de boro, BF3 :

[B] = 1s2 2s2 2p1 1s2 2s1 2p2 1s2 2(sp2)3

; ; 2s 2p 2s 2p sp2 p [F] = 1s22s22p5.

Cada uno de estos hbridos sp2 (con 1 e-) del B

forma un enlace sp2+p, con cada uno de los orbitales p (con 1e- desapareado) de los tomos de F, resultando una molcula triangular plana (trigonal), con ngulos de enlace de 120. Hibridacin sp3 o tetragonal: resulta de la combinacin de un orbital s y tres orbitales p, originndose cuatro orbitales hbridos sp3, que se sitan en el espacio dirigidos hacia los vrtices de un tetraedro regular, disposicin tetradrica (tetragonal). Ejemplo: Metano, CH4 : [C] = 1s2 2s2 2p2 1s2 2s1 2p3 1s2 2(sp3)4

; ; 2s 2p 2s 2p sp3

[H] = 1s1 Cada uno de estos hbridos sp3

(con 1e-) del C forma un enlace sp3+s, con cada uno de los orbitales s (con 1e- desapareado) de los tomos de H, resultando una molcula tetradrica con ngulos de enlace de 109,5.


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18

Ejercicios resueltos: 1) Explica por la teora de la hibridacin la geometra de la molcula de agua, as como el ngulo de enlace de 104,5.

Se poda considerar que el O participa en la formacin de los enlaces con orbitales p puros, resultando una molcula angular con ngulos de 90, bastante alejados del ngulo real, por ello es de suponer que el O presenta hibridacin sp3 con ngulos tericos de 109,5. De los cuatro orbitales hbridos, dos se unen a dos tomos de H y los otros dos contienen un par de electrones sin compartir. [O] = 1s22s22p4 1s2 2(sp3)6 ;

2s 2p sp3 [H] = 1s1

Se forman dos enlaces O-H de tipo sp3+s resultando una molcula angular con ngulos tericos de enlace de 109,5, y como consecuencia de la repulsin de los pares no enlazantes sobre los H, la molcula se cierra hasta los 104,5.

2) Explica la molcula del amoniaco.

Por el M.R.P.E.V. se deduce que el N presenta hibridacin sp3, con ngulos tericos

de 109,5. De los cuatro orbitales hbridos, tres se unen a tres tomos de H y el cuarto contiene un par de electrones sin compartir.

[N] = 1s22s22p3 1s2 2(sp3)5 ; ;

2s 2p sp3 [H] = 1s1

Se forman tres enlaces NH de tipo sp3+s , resultando una molcula piramidal de base triangular con el N en el vrtice con ngulos tericos de enlace de 109,5, y como consecuencia de la repulsin del par no enlazante, la molcula se cierra hasta los 106,6, menos que en el agua, por tener un slo par no enlazante.


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19

3) Explica la molcula del etano, CH3 - CH3.

Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales hbridos sp3 [C] = 1s2 2s2 2p2

; ; 2s 2p 2s 2p sp3

[H] = 1s1

Se forman los siguientes enlaces: C C , 1 enlace sp3+sp3 C H , 6 enlaces sp3+s

La molcula tiene geometra tetradrica con ngulos de enlace de 109,5

4) Explica la molcula del eteno (etileno) CH2 = CH2.

Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma orbitales hbridos sp2, quedando un

orbital p sin hibridar con un electrn, perpendicular al plano de los hbridos. [C] = 1s2 2s2 2p2

; ; 2s 2p 2s 2p sp2 p

[H] = 1s1 Se forman los siguientes enlaces:

C = C , 1 enlace sp2+ sp2 y 1 enlace pi p+p C H , 4 enlaces sp2+ s La molcula tiene geometra trigonal plana. . (ngulos de enlace de 120)

H H

C = C

H H 5) Explica la molcula del etino (acetileno), CH CH.

Por el M.R.P.E.V. se deduce que el C forma hbridos sp, quedando dos orbitales p

sin hibridar con un electrn, perpendiculares al eje de los hbridos. [C] = 1s2 2s2 2p2

; ; 2s 2p 2s 2p sp p

[H] = 1s1


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20

Se forman los siguientes enlaces: C C , 1 enlace sp + sp y 2 enlaces pi p+p C H , 2 enlaces sp + s. La molcula es lineal, con de 180 H C C H

Ejercicio 4. Explica por orbitales las molculas del dixido de carbono y del metanal. * El carbono en los compuestos orgnicos siempre tiene covalencia 4, pero presenta distinta hibridacin: - En los alcanos slo hay enlaces C C , forma hbridos sp3. - En los alquenos, cetonas, cidos donde hay enlaces C = C y C = O forma hbridos sp2 - En los alquinos, donde hay enlace CC forma hbridos sp. Ejemplo: 5-hexen-3-in-2-ona CHC CH = CH CO CH3 sp sp sp2 sp2 sp2 sp3

Estas consideraciones estn en concordancia con los datos experimentales:

- Longitud de enlace: C C 1,54 0

A - Energa de enlace: C C 347 kJ/mol

C = C 1,34 0

A C=C 598

CC 1,20 0

A CC 811 Los dobles y triples enlaces, a diferencia de los enlaces sencillos C-C, son rgidos, no

tienen posibilidad de rotacin alrededor del eje, ya que se romperan los enlaces pi. Veamos la estructura del benceno, C6H6, donde se da un nuevo tipo de enlace:

La estructura clsica propuesta por Kekul y basada en la teora de Lewis, es la de un anillo hexagonal plano con los tomos de C en los vrtices, unidos a un H, y con tres dobles enlaces alternos:

Sin embargo, los datos experimentales demuestran que todos los enlaces son iguales y su

longitud y energa de enlace es intermedia entre un enlace sencillo y uno doble. La explicacin que se le dio a este hecho fue considerar que la estructura real del benceno es un hbrido de resonancia o mesmero, resultante de la combinacin de dos formas resonantes imaginarias, es decir, el benceno no existe en dos o ms formas diferentes, sino que la verdadera molcula es la combinacin de las formas resonantes:


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21

La explicacin por orbitales es la siguiente: [C] = 1s2 2s2 2p2

2s 2px 2py 2pz 2s 2px 2py 2pz hbridos sp

2 2p

El C presenta hibridacin sp2, quedando un orbital p semilleno. Con los orbitales hbridos cada tomo de C forma enlaces sp2+sp2 con otros 2 tomos de C y 1 enlace sp2+s con 1 tomo de H, dando lugar a un anillo hexagonal plano: H H H H H H Por otra parte, los orbitales p semillenos estn dispuestos perpendicularmente al plano del anillo y no se solapan lateralmente dos a dos, ya que entonces dar la estructura de Kekul: sino que los 6 orbitales forman un enlace pi con 6 electrones, continuo, deslocalizado a los 6

tomos de C, con densidad electrnica por encima y por debajo del plano del anillo: H H H H H H


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22

= d.q

+q d -q

3.7. - POLARIDAD DE LOS ENLACES Y MOLCULAS Cuando los tomos que se unen mediante enlace covalente son iguales o de la misma electronegatividad, los electrones compartidos de enlace estn igualmente atrados por los dos ncleos y se encuentran aproximadamente a la mitad de distancia internuclear y el enlace se dice que es apolar. Ejemplos: H H , O = O , F F .

Pero si los tomos son distintos, el ms electronegativo atrae ms fuertemente a los electrones de enlace, los cuales se desplazan hacia l, originndose una cierta densidad de carga negativa en dicho extremo, mientras que en el otro extremo hay una cierta deficiencia electrnica, por lo que aparece la misma densidad de carga pero positiva, originndose un dipolo elctrico y el enlace se dice que es polar o dipolar. Ejemplos: H O , H F , C Cl.

Estas densidades de carga (), son cargas parciales, no alcanzan el valor de la carga

de 1 electrn, ya que entonces el enlace sera inico.

La polaridad de un enlace viene determinada por el momento dipolar

(mu) que es una magnitud vectorial:

Mdulo: el producto de la carga de uno de los polos (ambos tienen el mismo valor, pero de signo contrario) por la distancia entre los ncleos de los tomos. Direccin: la de la lnea que une las cargas (ncleos). Sentido: desde la carga + a la -

Para deducir la polaridad de las molculas no basta con ver si los enlaces son polares, adems hay que tener en cuenta su geometra, ya que el momento dipolar total de la molcula es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces.

Se pueden distinguir los siguientes casos:

1) Molculas diatmicas: Si el enlace es polar la molcula es polar, y si el enlace es apolar la molcula tambin lo es.

2) Molculas poliatmicas: Si los enlaces son apolares la molcula tambin lo es, pero si los

enlaces son polares la molcula puede ser polar o apolar. As, las molculas simtricas son siempre apolares, pues el momento dipolar total es cero, ya que que se anulan los momentos dipolares de los enlaces que la forman; sin embargo, las molculas asimtricas con enlaces polares son polares ya que el momento dipolar total es distinto de cero.


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23

Veamos algunos ejemplos:

+H

F

0

Cl

+4

C F

+2Be

F 1

2

Cl

Cl

= 1

+ 2

= 0

Cl = 1

+ 2

+ 3

+ 4

= 0

2

O

F 1

+H

+H

F

+3B 3

= 1

+ 2

0

F 2

3

N

= 1

+ 2

+ 3

= 0 +H

+H

+H

= 1

+ 2

+ 3

0 3.8.- FUERZAS INTERMOLECULARES

En los compuestos covalentes adems de los enlaces entre tomos, tambin hay enlaces entre molculas, ya que de no ser as todas estas sustancias se encontraran en estado gaseoso a cualquier temperatura. Estas fuerzas intermoleculares se deben a las interacciones entre los dipolos de las molculas, y entre ellas estn:

- Enlaces de hidrgeno. - Enlaces o fuerzas de Van der Waals.

Enlaces de hidrgeno

Se forma cuando el H se une a los tomos ms electronegativos: F, O y N; no se forma con el Cl a pesar de tener la misma electronegatividad que el N, motivado por el gran tamao del tomo de Cl que impide un buen solapamiento.

La gran electronegatividad del otro tomo (F,O,N), hace que la nube electrnica est muy deformada originndose un dipolo muy intenso (el H prcticamente acta como protn H+). Si dos de estos dipolos se aproximan, se produce la atraccin electrosttica entre el extremo positivo de un dipolo y el negativo del otro A - H + ..... A - H +. El enlace de H se representa con una lnea de puntos para diferenciarlo del enlace covalente normal.

Debido a la fortaleza de este tipo de enlace se pueden explicar el comportamiento

anmalo de los puntos de fusin y ebullicin de los hidruros: H2O, NH3 y HF, demasiados altos respecto a los dems hidruros de sus grupos. Tambin se forman enlaces de H en los alcoholes, fenoles, etc.


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24

Si observamos los puntos de fusin y ebullicin de los hidruros del grupo VIA, comprobamos para el agua valores muy superiores a los esperados.

2

O 2

O

+H

+H

+H

+H

2

O

+H

+H

+H

+H

2

O AGUA 2

O

+H

+H

F F F F Punto de ebullicin H H H H

Por extrapolacin al agua le debera corresponder un punto de ebullicin de 80C, sin embargo, es mucho mayor, 100C, lo cul indica que las fuerzas intermoleculares en su caso son mucho ms intensas que en el resto de los hidruros del grupo. Esta fortaleza todava es mayor en el HF por la mayor diferencia de electronegatividad, y hace que a temperatura ambiente no se encuentre en forma de molculas discretas, sino polimerizado como (HF)n , valiendo n de 2 a 6, aunque a partir de 100C se encuentra slo como HF. Enlaces o fuerzas de Van der Waals Tambin son de naturaleza dipolar aunque ms dbiles que el enlace de Hidrgeno. Pueden ser de dos tipos: Dipolo permanente - Dipolo permanente (de orientacin o de Keeson), se producen en las molculas polares como HCl, H2S, etc., establecindose la interaccin entre los polos opuestos de los dipolos vecinos, dando lugar a la orientacin de las molculas. Cl - H + ..... Cl - H + La fortaleza aumenta con la intensidad del dipolo. Dipolo instantneo Dipolo inducido (de dispersin o de London), se producen en las molculas apolares, como O2, N2, Cl2, etc.. Debido al movimiento electrnico, en un instante determinado la distribucin de la nube electrnica en la molcula es asimtrica, es decir, los electrones se concentran en una zona, originndose un dipolo con una determinada orientacin (de vida muy corta, ya que un instante despus la orientacin del dipolo cambia), lo que induce en las molculas vecinas otra deformacin, otros dipolos, y se originan fuerzas de atraccin entre ellos.

Estas interacciones tambin se dan en las molculas polares reforzando los efectos de las fuerzas de orientacin y, de hecho, son ms importantes.


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25

Las fuerzas intermoleculares de Van der Waals son fuerzas dbiles, ms dbiles que los enlaces de hidrgeno, enlaces inicos y enlaces covalentes, pero aumentan con la masa (volumen) molecular, ya que entonces se deforman ms fcilmente las nubes electrnicas, pudiendo originar dipolos ms intensos, lo cul se pone de manifiesto en los puntos de ebullicin de los halgenos: F2 (188C) , Cl2 (34C), Br2 (58,8C), I2 (184,5C). 3.9. - PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

Los compuestos en los que sus tomos estn unidos por enlaces covalentes pueden ser de dos tipos, con propiedades muy distintas: Sustancias covalentes moleculares: los tomos estn enlazados formando molculas entre las que se establecen dbiles fuerzas de Van de Waals, por lo que:

- Los puntos de fusin y ebullicin son bajos, por lo que a temperatura ambiente suelen ser gases (Cl2), aunque tambin las hay lquidas (H2O, Br2) y slidas (I2), dependiendo de la intensidad de las fuerzas de Van de Waals.

- Las sustancias ms polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) y no se disuelven en disolventes apolares (ter, benceno, CCl4), mientras que las sustancias apolares solo se disuelven en disolventes apolares. Semejante disuelve a semejante

Ejemplo: HCl + H2O H

+(aq) + Cl(aq)

- No conducen la corriente elctrica, ya que no tienen electrones ni iones con libertad de movimiento,

- Ejemplos: He , H2 , CH4 , Cl2 , H2O , CO2 , HCl , NH3 , SO3, etc.

Estructura del hielo

Sustancias covalentes atmicas o redes atmicas: los tomos se enlazan entre s mediante enlaces covalentes muy fuertes, dando lugar a molculas gigantes o redes macromoleculares, formadas por un nmero muy elevado de tomos iguales o distintos, debido a lo cul:

- Los puntos de fusin y ebullicin son muy altos, por lo que a temperatura ambiente son slidos muy duros.

- Son insolubles en cualquier disolvente.

- No conducen la corriente elctrica.

- En general, estn formados a partir de C o de Si y de algunos elementos de la diagonal del S.P..


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Ejemplos:

El diamante est formado por tomos de C, que adoptan hibridacin sp3, unidos tetradricamente en las tres direcciones del espacio mediante enlaces covalentes.

El grafito est formado por tomos de C, con hibridacin sp2, formando hexgonos unidos en dos direcciones a modo de lminas, en las cuales los tomos de C estn unidos por enlaces covalentes, mientras que las lminas estn unidas entre s por fuerzas de Van der Waals, lo que explica que se pueda exfoliar y utilizar como lubricante.

El SiO2 (slice), que forma minerales como el cuarzo, palo, etc., tiene una estructura tetradrica con el Si (hbridos sp3) como tomo central, siendo todos los enlaces covalentes. diamante grafito 3.10. - TRANSICIN ENTRE EL ENLACE INICO Y EL COVALENTE Se puede considerar que los enlaces covalentes polares son parcialmente inicos; este carcter inico se acenta cuanto mayor sea la polaridad del enlace, y en consecuencia las propiedades se asemejan ms. De acuerdo con esto, se podra decir que hay un nico tipo de enlace inico-covalente, siendo los enlaces covalentes puros (apolares) y los enlaces inicos sus casos extremos.

Segn la escala de Pauling, la relacin entre el porcentaje de carcter inico y la electronegatividad viene dada por la grfica: 4. - ENLACE METLICO Propiedades de los metales

- Los puntos de fusin y ebullicin varan mucho, aunque son moderados o altos (en general ms bajos que los de los slidos inicos y ms altos que los de los compuestos covalentes moleculares), por lo que a temperatura ambiente son slidos, salvo el Hg que es lquido.

- Son dctiles y maleables, es decir, se pueden estirar en hilos o formar lminas. - Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad debido a la gran libertad de

movimiento de los electrones.

0

20

40

60

80

100

0 0,5 1 1,5 2 2,5 3

diferencia de EN

% de caracter i

nico


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27

- Tienen brillo metlico; con sus superficies pulidas no absorben prcticamente la luz, sino que la reflejan, de ah su color plateado.

- Pueden emitir electrones cuando reciben energa en forma de luz (efecto fotoelctrico) o en forma de calor (efecto termoinico).

Estas propiedades de los metales no se pueden explicar considerando que el enlace es

covalente, porque quedaran muchos orbitales de la capa de valencia vacos y el conjunto sera muy inestable y, adems, los electrones no tendran apenas movilidad; tampoco puede ser inico porque los metales no forman aniones, slo forman cationes. Ante esta dificultad para explicar las propiedades, surgi el modelo del mar de electrones, llamado tambin del gas electrnico o de la nube electrnica, que dice:

Los metales estn formados por sus cationes que ocupan los nudos de un retculo cristalino, baados por un mar (gas, nube) de electrones. Estos electrones son los que se desprendieron al formarse los cationes, que ya no pertenecen a un tomo concreto, sino al conjunto de la red y se mueven libremente por los huecos que dejan los cationes. El conjunto resulta estable por las atracciones electrostticas que se establecen entre los cationes y los electrones de la nube electrnica.

Las redes cristalinas que forman los metales son principalmente tres:

- Cbica centrada en el cuerpo (I.C.= 8). Ej: Li, Na, K, Ba, Fe, etc. - Cbica centrada en las caras (I.C.= 12). Ej: Ca, Sr, Fe, Ni, Cu, Ag, Au ,etc. - Hexagonal compacta (I.C.=12). Ej: Be, Mg, Co, Zn, etc.

cbica centrada en el cuerpo cbica centrada en las caras hexagonal compacta


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El enlace metlico slo se puede dar en los metales, ya que los elementos deben tener baja E.I. para formar fcilmente los cationes, y orbitales de valencia vacos para que los electrones se muevan con facilidad. Esta teora es muy sencilla y no puede explicar ciertos aspectos de la conductividad por lo que se ampli con el modelo de bandas (no interesa en este curso).

Resumen de los tipos de sustancias:

Covalente Molecular

Covalente

Atmica (red)

Inica

Metlica

Partculas constituyentes

Molculas

tomos

Cationes y Aniones

Cationes y electrones

Fuerzas de enlace entre las partculas

Van der Waals Enlace de H

Electrones compartidos

(enl. covalente)

Atraccin

electrosttica catin anin (enl. inico)

Atraccin cationes-electrones

(enl. metlico)

Mecnicas Elctricas Propiedades Pto. fus, y eb. Solubilidad

Muy blandas Aisladoras

Bajo o moderado Disolv. polares o

apolares

Muy duras Aisladoras Muy alto Insoluble

Duras y frgiles

Aisladoras Alto

Disolv. polares

Duras o blandas Conductoras

Moderado o alto Insoluble

Ejemplos

Cl2 , H2O

SiO2 , Ge

NaCl , K2CO3

Na , Fe

Puntos de fusin y de ebullicin: Covalente atmico > Inico > Metlico > Covalente molecular > Covalente molecular (Enlaces de H) (Van der Waals)


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EJERCICIOS Y CUESTIONES 1.- Indica el tipo de enlace que se forma entre: a) tomos con elevado potencial de ionizacin y elevada afinidad electrnica. b) tomos de bajo potencial de ionizacin y baja afinidad electrnica. c) Un tomo de bajo potencial de ionizacin y otro de elevada afinidad electrnica. 2.- Explica mediante diagramas de Lewis, la formacin de los siguientes compuestos: BaS , MgF2 , PH3 , H2S , CH3COCH3 , HCN.

3.- De las siguientes molculas: NO, C2H4, N2, CCl4 y SO2, indica: a) en qu molculas todos los enlaces son sencillos; b) en qu molculas existe algn enlace mltiple; c) en qu molculas existe algn enlace triple; d) en qu molculas existe un nmero impar de electrones.

4.- Los iones H3O+ y BF 4 se forman por las reacciones: H2O + H

+ y BF3 + F-,

respectivamente. Escribe sus estructuras con diagramas de Lewis. Qu tipos de enlace se forman?. 5.- Identifica todos los tipos de enlace que se deben encontrar en un cristal de sulfato de litio. 6.- Explica las valencias inicas del Mg , Al y S, as como las covalencias del O, S, F y Cl. 7.- Si la molcula de BI3 es apolar, cul puede ser su geometra?. Explica por la teora del enlace valencia los enlaces formados y ngulos de enlace. 8.- Es polar la molcula de SiH3F ?. Explcalo. 9.- Escribe mediante diagramas de puntos la molcula de perxido de hidrgeno H2O2. Sabiendo que su momento dipolar no es nulo, qu se puede deducir en cuanto a su geometra?. Explcalo por orbitales. 10.- A la vista de la tabla, indica el tipo de sustancia y cules sern solubles en CCl4:

Sustancia

Punto de fusin (C)

Conductividad elctrica en estado slido , estado lquido

Solubilidad en agua

Tipo de sustancia

Solubilidad en CCl4

1

1600

Mala Mala

No

2 612

Mala Buena

Si

3

662

Buena Buena

No

4

1500

Buena Buena

No

5

- 70

Mala Mala

No

6

680

Mala Buena

Si

7

- 110

Mala Mala

No


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11.- Uno de estos compuestos NCl5 y PCl5 no puede existir. Segn la teora del enlace valencia, cul es y por qu?. 12.- Razona la veracidad o falsedad de la afirmacin: " El cloruro de sodio y el cloruro de hidrgeno, puesto que originan iones en disolucin acuosa, pertenecen a la categora de slidos inicos". 13.- Por qu, a presin y temperatura ambientales, el SiO2 es un slido muy duro y de alto punto de fusin y el CO2 es un gas?. 14.- Ordena razonadamente segn sus puntos de fusin crecientes los siguientes compuestos inicos: KF , RbI , RbF , CaF2 . 15.- Ordena de mayor a menor energa reticular los compuestos: CaO, KI, KF y CaS, e indica cul ser el ms duro y el de mayor punto de fusin. 16.- Predice el orden creciente de los puntos de fusin de las siguientes sustancias: xido de dicloro, cloro, cloruro de sodio y tetracloruro de carbono. 17.- Razona de las siguientes molculas las que presentan enlace de hidrgeno H2S , HF , HBr , CH3OH , CH4 , H2 18.- Por qu el punto de ebullicin del etanol es considerablemente superior al del etano?. 19.- Dados los elementos A, B y C de nmeros atmicos 9, 19 y 29, respectivamente, indica el tipo de enlace que formaran: A-A, B-B, C-C y A-B. 20.- Se tienen cuatro elementos A, B, C y D situados en el mismo periodo. Su estructura de valencia es de 1, 3, 5 y 7 electrones, respectivamente. Indica: a) Qu frmula tendrn los compuestos de A con D y de B con D ?. b) Qu caractersticas tendr el compuesto formado por C y D?. 21.- Sabiendo que el punto de ebullicin del N2 es - 196 C y que el del CCl4 es de 77 C, y que sus energas de enlace son 940 kJ/mol para el NN y 335 kJ/mol para el C-Cl, indica lo que puedes deducir acerca de las fuerzas de Van de Waals que presentan estas molculas. 22.- Dadas las siguientes sustancias: cloruro potsico, agua, cloro, sodio, amoniaco y dixido de carbono, explica: a) Tipo de enlace que presenta cada una. b) Cules formarn molculas y cules cristales? c) Qu molculas sern polares?. 23.- Explica la diferencia entre las propiedades fsicas del cobre, del dixido de carbono y del fluoruro de cesio a partir de los enlaces de cada uno. 24.- Las energas de enlace para cloro, bromo y yodo siguen el orden Cl2 > Br2 > I2, mientras que los puntos de fusin I2 > Br2 > Cl2, de tal forma que a temperatura ambiente el cloro es gas, el bromo es lquido y el yodo es slido. Razona este comportamiento.


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AUTOEVALUACIN

1.- Indica la respuesta correcta: ( I: enlace inico , C: enlace covalente , M: enlace metlico , N: gas noble):

HBr H2 Mg NaI Ar a) b) c) d)

C I C C

N C C C

C M I M

I C I I

N C N N

2.- Con los compuestos inicos que pueden formarse con los elementos de la tabla, cul tendra mayor energa reticular?: Br - I - Na+ K+

Radios (pm) 195 216 98 133 a) KBr , b) NaI , c) NaBr , d) KI 3.- Las fuerzas que hay que vencer para disolver cloruro de potasio en agua son:

a) Fuerzas de Van der Waals. b) Los puentes de hidrgeno del agua. c) La energa reticular. d) Las fuerzas de tipo electrosttico.

4.- En la unin entre el flor y el bario:

a) Cada tomo cede un electrn y se comparte el par de electrones.

b) Un tomo de bario cede dos electrones a un tomo de flor.

c) Un tomo de bario cede dos electrones a dos tomos de flor.

d) Dos tomos de flor ceden un electrn a un tomo de bario.

5.- En un enlace inico:

a) El elemento de alta afinidad electrnica se encuentra en estado slido.

b) El elemento de baja energa de ionizacin cede electrones.

c) El metal se disocia. d) El no metal se sublima. e) Los tomos se unen por fuerzas

electrostticas. f) La energa reticular depende del

tamao de los iones.

6.- Cul de los siguientes compuestos tendr mayor punto de fusin:

a) Mg F2 b) Mg I2 c) Mg Br2 d) Mg Cl2

7.- En un compuesto formado por enlace metlico:

a) Se comparten electrones. b) Existen electrones deslocalizados. c) Existen iones positivos. d) Los tomos se une por fuerzas de Van

der Waals. e) El enlace persiste cuando se funde el

metal. 8.- Conocidos los siguientes valores (expresados en kJ/mol) : Q f (KBr) = -391,7 , A.E. (Br) = -337,3 E.I. (K) = 418 , E.S. (K) = 89,9 E.D. (Br2) = 223,2 La energa reticular del KBr es:

a) 785,5 kJ/mol b) 162,1 c) 673,9 d) 673,9

9.- Indica en qu apartado coloca a los siguientes haluros (compuestos inicos) en orden creciente de solubilidad:

a) CaF2 < CaCl2 < CaBr2 < CaI2, porque la solubilidad crece al aumentar el tamao del anin.

b) CaI2 < CaBr2 < CaCl2 < CaF2, porque la solubilidad crece al disminuir el tamao del anin.

c) CaF2 = CaCl2 = CaBr2 = CaI2, porque la solubilidad depende del catin.

d) CaF2 < CaCl2 < CaBr2 < CaI2, porque la solubilidad depende de la masa molecular.

10.- Las caractersticas de los compuestos inicos son:

a) Conducen la electricidad en estado slido.

b) Puntos de fusin y ebullicin altos. c) Solubles en disolventes polares. d) Son quebradizos.


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11.- Indica para la molcula de acetileno, las afirmaciones que son ciertas:

a) La hibridacin del C es sp2. b) La hibridacin del C es sp3. c) La hibridacin del C es sp. d) Existe algn enlace doble. e) Existe algn enlace triple. f) Existe un par de electrones sin

compartir. 12.- Indica en cules de las siguientes sustancias existen enlaces coordinados: a) NH4

+ , b) BF3 , c) H3O+ , d) O2

13.- Indica en cules de las siguientes sustancias existen enlaces puente de hidrgeno y cules de ellas son polares: a) HF , b) HI , c) Cl2 , d) H2 O , e) CH4 14.- Indica en qu molculas hay enlaces mltiples:

a) Br2 , b) H2O , c) O2 , d) CO2 , e) H COOH , f) NH3 15.- Relaciona los compuestos con las hibridaciones: 1) Metano a) sp2 2) eteno b) sp 3) acetona c) sp3 4) amoniaco d) otro tipo 5) agua 16.- En cules de las siguientes sustancias las fuerzas de atraccin entre las molculas son principalmente fuerzas de Van der Waals: a) H2 , b) H2O , c) etanol , d) KBr ,

e) SiO2 17.- Cules de los siguientes enlaces son polares y a cules de ellos le corresponde mayor polaridad?:

a) H Cl , b) Cl Cl , c) H H d) C C , e) C O , f) H O Datos: Electronegatividades de los elementos: O = 3,5 , Cl = 3 , C = 2,5 , H = 2,1 18.- Segn el MRPEV, empareja: 1) HI a) angular 2) SiF4 b) lineal 3) PCl3 c) piramidal 4) F2O d) tetradrica 19.- A la vista de las siguientes representaciones y datos adjuntos, indica a qu compuestos corresponden: Datos: a) Elemento del segundo periodo con el H. b) Dos tomos del mismo elemento del

tercer periodo. 20.- Ordena de menor a mayor punto de fusin las siguientes sustancias: a) F2 , b) Ne , c) HF , d) HCl , e) H2O , f) Fe

Soluciones: 1. d 2. c 3. d 4. c 5. b, e, f 6. a

7. b, c 8. d 9. a 10. b, c, d 11. c, e 12. a, c

13. a, d // a,b,d 14. c, d, e 15. 1-c, 2-a, 3-a, 4-c, 5-c 16. a 17. a, e, f // f

18. 1-b, 2-d, 3-c, 4-a 19. a-F , b-Cl 20. b, a, d, c, e, f


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CUESTIONES COMPLEMENTARIAS 1.- Indica la configuracin electrnica de los elementos A, B y C cuyos nmeros atmicos son respectivamente 12, 15 y 17. Comenta la naturaleza de los enlaces de los compuestos obtenidos al combinarse: A con C y B con C. Indica la formula de los compuestos formados. 2.- Indica, justificando cada respuesta, qu tipos de slidos podrn formar las siguientes sustancias, poniendo un ejemplo de cada una de ellas: a) Su disolucin acuosa no conduce la corriente elctrica. b) Es insoluble en agua. c) En estado slido no es conductor, pero s en disolucin o fundido. d) Es muy duro y tiene un alto punto de fusin. 3.- Contesta razonadamente las siguientes cuestiones: a) Por qu el agua es lquida en c.n. y el sulfuro de hidrgeno es gas?. b) Quin tiene mayor punto de fusin: fluoruro sdico o bromuro potsico? c) Quin es ms soluble en agua: yoduro de cesio u xido clcico?. 4.- Explica si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El retculo cristalino de los metales slo consta de iones positivos y negativos. b) Los electrones de valencia de los metales no pertenecen a tomos fijos. c) Los orbitales hbridos son moleculares. 5.- Tres elementos A , B y C tienen nmeros atmicos de 9 , 13 y 19. Se desea saber a partir de su configuracin electrnica : a) Clasificacin en metales y no metales. b) Frmula de los compuestos que A puede formar con todos ellos. c) Ordena los compuestos anteriores del ms inico al ms covalente. 6.- Ordena razonadamente los siguientes compuestos de menor a mayor punto de fusin: yodo, nen , sodio , cloruro sdico. 7.- Cules de las siguientes molculas tendrn momento dipolar?: HF , F2 , ICl , BeH2 , BF3 , PCl3 y BrF 8.- De las siguientes sustancias indica y justifica cul tiene menor punto de ebullicin: HF , HCl , HBr , HI , H2O , NH3 9.- Un compuesto conduce la electricidad en disolucin y fundido pero no en estado slido. Qu tipo de enlace presenta?. Explica estos hechos. 10.- Escribe la estructura de Lewis de las siguientes especies qumicas: SCl2 , NO2

- , CO2 , CHI3 , H3O+ , C2H4

11.- Describe la geometra de las molculas de agua y trifluoruro de fsforo. Razona cul de ellas presentar ngulos de enlace menores y cul mayor punto de ebullicin. 12.- Justifica todas las posibles covalencias y electrovalencias que presenta el elemento n 15 del sistema peridico.


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13.- Razona si el butano lquido, como el que hay en las bombonas domsticas, es conductor. 14.- Qu son orbitales hbridos?. Razona la hibridacin de los siguientes compuestos: BeCl2 ; BH3 ; CH4. El enlace en la Web http://usuarios.lycos.es/ptro2/ http://www.paleontologia.co.uk/paleopag/sections_frame.php?area=ch&page=chemist_tema4.htm http://www.google.es/search?hl=es&q=Mol%C3%A9culas+Hibridaci%C3%B3n&meta http://bilbo.edu.uy/~dec/ecampos/catedra_inorganica/general1/geometria/tabla.html http://www.uc.cl/quimica/agua/estructura.htm http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/fuerzas_intermolec_tabla.htm http://www.xtal.iqfr.csic.es/Cristalografia/parte_01.html

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