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ENLACE QUÍMICO

1. Introducción.

Al investigar la composición química de la materia que nos rodea, vemos que la mayoría está

formada por distintos agregados atómicos. Únicamente los gases nobles y algunos metales en

estado vapor son especies monoatómicas.

Dichas agrupaciones monoatómicas pueden formar moléculas que poseen siempre la misma

composición y están constituidas por pocos átomos, o cristales que es una agrupación de un

número muy grande e indefinido de átomos.

Las preguntas que surgen a continuación son las siguientes:

1) ¿Cuál es la razón de la proporción en la que se unen los átomos? ¿Por qué existe la

molécula H2 y no H3 o H4? ¿Por qué la fórmula que representa la unión entre el Mg y el Cl

es MgCl2 y no Mg Cl o MgCl3?

2) Cuáles son las causas de las propiedades de los distintos compuestos. ¿A qué se debe la

solubilidad del NaCl en agua? ¿Por qué el diamante es tan duro? ¿Por qué el cobre es

dúctil y maleable? etc.

2. Evolución histórica del concepto de enlace químico.

En el S XIX, el desarrollo de la técnica de la electrólisis permitió a Davy, Berzelius y

Faraday, describir como hipótesis la naturaleza electroquímica de la unión química. Así se

propuso que la sal estaba formada por la unión de dos cuerpos de cargas opuestas.

Sin embargo había sustancias, como Cl2 o el O2, cuyas propiedades contradecían las

suposiciones de la existencia de iones de distintas cargas en estos tipos de sustancias.

Con el descubrimiento del electrón, a finales del S XIX por J.J Thomson, tras realizar

experimentos con la conducción de la electricidad de los gases a bajas presiones, surgieron teorías

nuevas que intentaron explicar las uniones de los átomos:

- Teoría de Lewis. Los átomos tienden a conseguir la configuración electrónica de gas

noble, perdiendo o ganando electrones (e. iónico) o compartiéndolos (e. covalente).

- T del enlace de valencia (T.E.V.) Trata la formación del enlace covalente desde el

punto de vista del apareamiento de los espines electrónicos y del máximo

solapamiento de los orbitales atómicos.

- T. de los orbitales moleculares (TOM). Considera la molécula como un conjunto y

explica como situar los electrones en los O.M.

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3. ¿Por qué se combinan los átomos? El enlace químico.

Un enlace químico se produce como el resultado de las interacciones entre los núcleos y los

electrones de los átomos que se unen. Al interaccionar los átomos para formar diversas sustancias

únicamente intervienen los electrones de la capa de valencia, quedando inalterado el core atómico

(núcleo + capas internas). Actualmente sabemos que la gran estabilidad de los gases nobles se

debe a los 8 electrones de su estructura electrónica ns2 np6 (excepción del He ns2) y que los átomos

al enlazarse tienden a conseguir configuración electrónica de gas noble. De esto se deduce que:

Los átomos se unen entre sí buscando una mayor estabilidad.

Existe relación directa entre configuración electrónica de la capa de valencia de un átomo

y su posibilidad para unirse a otro.

La estabilidad de un sistema químico se corresponde con una configuración electrónica de

la capa de valencia totalmente llena.

Dicho comportamiento hizo surgir la regla del octeto: “En la formación de un enlace, los

átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a 8 en

su nivel de valencia” (hecha excepción de los elementos cercanos al He que tienden a tener 2).

Aunque la regla del octeto no ocupa en las modernas teorías del enlace un papel importante

sigue teniendo un hueco, ya que predice las estructuras de moléculas sencillas, utilizando los

diagramas de Lewis.

La formación de cualquier tipo de enlace estable supone que el sistema resultante debe tener

menos Energía que el constituido por las partículas aisladas. A mayor disminución de energía,

mayor será la estabilidad del enlace formado.

En el proceso de aproximación de dos átomos o iones, estos quedan situados a una distancia

para la cual la energía del sistema se ha reducido a un valor mínimo, En dicho proceso existen

fuerzas repulsivas entre las nubes electrónicas

de los átomos que aumenta al disminuirá la

distancia entre los núcleos y también fuerzas

de atracción entre los núcleos de una átomo y

los electrones del otro y por la atracción de

iones de carga opuesta, esta energía

disminuye al acercarse los núcleos.

El resultado es la curva de Moller que

representa la variación de la energía en la

formación de un enlace químico, que viene

acompañada de un desprendimiento de

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energía, la energía de enlace, correspondiente a una distancia de enlace, ro. A esta distancia la

energía del sistema es mínima y la estabilidad máxima.

Existen una inmensa variedad de distribución electrónicas diferentes en las combinaciones

químicas, sin embargo, debemos tener presente que un enlace entre dos átomos no se suele

corresponder al 100% de uno de los tipos de enlace en particular y que la explicación de las

propiedades de las diferentes sustancias supone la existencia de una posición intermedia de las

clases de enlace que a continuación se describen y que se tratan de situaciones extremas.

4. Enlace Iónico.

Cuando en condiciones adecuadas, se ponen en contacto elementos de electronegatividades

muy diferentes, se produce una cesión de electrones del elemento menos electronegativo (metal) al

que lo es más (no metal), formándose iones positivos (cationes) y negativos (aniones), Aparecen

entonces unas fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de determinada carga en torno a

otros de carga opuesta.

El proceso es el siguiente: A – ne- An+ m An+ + n Bm- AmBn

B + me- Bm-

El número de electrones que los átomos neutros ganan o pierden convirtiéndose en iones es el

necesario para completar su capa de valencia asemejándola al gas noble más cercano.

Se llama valencia iónica o electrovalencia de un elemento a la carga que adquieren al

convertirse en iones positivos o negativos.

Ej: S + 2 e- S 2-

2e- ([Ne] 3s2 3p4) ([Ne] 3s23p6) (Na+)2S2- Na2S

2Na - 2e- 2 Na +

([Ne] 3s1) ([Ne])

El Na tiene valencia iónica (+1) y el S (+2).

Los compuestos típicamente iónicos son los formados por los elementos ubicados cerca de los

dos extremos opuestos de la tabla periódica (combinación de elementos metálicos con no

metálicos). Ej: NaF, Rb2S, LiBr, MgI2...

Los requisitos principales para la formación de compuestos iónicos son:

Existencia de energías de Ionización pequeñas para los metales.

Afinidades electrónicas exotérmicas para los no metales.

Sin embargo se observa que el valor mínimo de las afinidades electrónicas es menor que el de

la energía de ionización, por lo que la energía desprendida en la formación de una anión puede no

ser suficiente para separar uno o varios electrones de otro átomo para formar un catión. Un factor

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que compensa el anterior es el desprendimiento de energía que se produce cuando se acercan los

iones debido a la atracción electrostática.

4.1. Energía reticular. Ciclo de Born-Haber.

El aspecto que determina la formación de un compuesto iónico es el desprendimiento de

energía que se da en la formación de la red cristalina a partir de los iones.

Se define energía de red o reticular a la cantidad de energía que se desprende cuando se

forma 1 mol de compuesto iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en el estado

gaseosos, cuando se acercan desde una distancia infinita hasta sus posiciones de equilibrio.

Este proceso es siempre exotérmico por lo que la energía de red U (Hu) es negativa. Para

el NaCl, se tiene: Na+ (g) + Cl- (g)

Na+Cl- (g) Hu=-788kJ/mol

No hay un método experimental para el cálculo de la energía reticular, sin embargo, se puede

obtener indirectamente, a través del ciclo de Born-Haber que considera todos los procesos

energéticos que en teoría se dan para la formación de la red iónico cristalina:

a) Camino directo: a partir de la combinación de sus elementos constituyentes en su

estado estable en la naturaleza, la formación de NaCl(g) viene dado por:

1- ½ Cl2 (g) + Na(s) Na+ Cl-

(s) Hof = - 411’1kJ/mol

b) Camino indirecto, a través de varios procesos, que en el caso del NaCl :

2- Sublimación del sodio Na(s) Na(g) Hsublimación = 107’8 kJ/mol

3- Disociación del cloro ½ Cl2 (g) Cl(g) ½ Hdisoc = 121’1 kJ/mol

4- Ionización Na(g) . Na(g) Na+ (g)

HEI= 495’4 kJ/mol

5- Ionización Cl(g). Cl(g) + 1e- Cl(g)¯ H

AE = -348’8 kJ/mol

6- Formación de la red cristalina.

Na+(g) + Cl(g)

¯ NaCl (s) ; H U

La energía de red, HU, es la que queremos

determinar. Aplicando la ley de Hess, la entalpía de

formación del NaCl(s) es igual a la suma algebraica de todas las entalpías de reacción, de

todas las reacciones parciales que se dan en el proceso global:

Hformación = Hsublimación + 1/2 Hdisoc + HEI + H AE + H U

-411’1 = 107’8 + 121’3 + 495’4 + (- 348’8) + H U ; H U = -786’8 kJ/mol.

En general en los compuestos iónicos la energía reticular es una cantidad grande y negativa

que compensa el déficit de energía que suponen las etapas intermedias.

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Existen también cálculos teóricos de la energía reticular a partir de la expresión:

NA : Cte de Avogadro.

A: Cte de Madelung.

Zc, ZA :Cargas del catión y anión.

e : cargas del electrón.

r0 : distancia de equilibrio entre catión-anión

n: exponente de Born o factor de compresibilidad

4.2. Geometría de los compuestos iónicos.

La fórmula de un compuesto iónico como el cloruro sódico, NaCl, no representa la formación

de una molécula constituida por un átomo de Na y otro de Cl; los iones no se encuentran aislados

sino que se organizan de modo que las fuerzas atractivas entre los iones de carga opuesta sean

máximas y las repulsivas entre iones de igual carga, mínimas. Se forman, así redes

tridimensionales infinitas de cationes y aniones, ubicados en posiciones fijas, a una distancia de

equilibrio. No es correcto hablar aquí de

moléculas sino de cristales iónicos. Esta

estructura permite, dada la naturaleza de las

fuerzas de Coulomb, que un ion interaccione

con todos los restantes, principalmente con

los más próximos a él, alcanzando así una

situación de mínima energía y por lo tanto de

máxima estabilidad.

Dicha configuración interna de los

sólidos iónicos la detectó Max von Laue al hacer incidir rayos X sobre ellos.

Las formas regulares de los cristales indican la existencia de una estructura microscópica

ordenada, cuya forma aparece reflejada en la simetría del cristal macroscópico. La unidad básica

que se repite en un cristal se llama ceda unidad o elemental que es la más pequeña que tiene la

simetría de la estructura del cristal macroscópico.

La geometría de un sólido iónico está determinada por dos factores:

El tamaño de los iones que lo componen.

La neutralidad eléctrica de la estructura del cristal.

4.3. Índice de coordinación.

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Se define índice o número de coordinación de un ion en una red cristalina iónica, al

número de iones de signo contrarios más próximos que le rodea.

En compuestos iónicos tipo AB (NaCl, MgO, CsCl ...) el número de coordinación del catión y

del anión son iguales. El cristal de NaCl tiene una forma de red cúbica centrada en las caras, en la

que cada ion ocupa el centro de un octaedro regular en cuyos seis vértices sitúan los iones de signo

contrario. Este tipo de red la tienen también KCl, CaO, NaI...

Si el compuesto iónico es del tipo A2B, el número de coordinación de la especia B es el doble

que la de A. Este es el caso de CaF2. El índice de coordinación del ion Ca+2 es ocho mientras que

el del F- es 4. Cristalizan también en este tipo de red, PbF2, BaCl2, SrF2…

4.4. Propiedades de los compuestos iónicos.

Las propiedades de los compuestos iónicos justifican la naturaleza descrita para este tipo de

enlace y sus características estructurales de redes cristalinas.

Las propiedades más importantes son las siguientes:

Estabilidad térmica: Todos los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y

tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados, relacionadas directamente con sus

altas energías reticulares que son resultado de la existencia de intensas fuerzas de

atracción entre los iones componentes de la red iónica.

Debidos a los altos puntos de fusión, algunos de estos compuestos se utilizan como

materiales refractores ene el recubrimiento de hornos como el MgO, Al2O3.

Son duras dado la fortaleza del enlace entre iones y

debido también a la compactibilidad de las

estructuras iónicas. Sin embargo, son frágiles porque

un golpe seco produce un desplazamiento lateral de

los iones que hace que iones del mismo signo

queden enfrentados, lo que produce una inestabilidad del sistema y el cristal se rompa.

Muchos compuestos iónicos son solubles en agua o disolventes polares, y generalmente

son insolubles en disolventes orgánicos apolares como tolueno, benceno, CCl4.

La solubilidad de los compuestos iónicos se explica debido a

las interacciones entre los iones de la superficie del cristal y

las moléculas del disolvente, Los dipolo de las moléculas del

disolvente se orientan alrededor de los iones del cristal,

produciendo el desmoronamiento de su estructura, quedando los

iones dispersos en la disolución rodeados por las moléculas del disolvente. Este fenómeno

se conoce como solvatación o hidratación si el disolvente es el agua. En este proceso se

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forman enlaces ion-disolvente con el consiguiente desprendimiento de energía, que facilita

que los iones queden en libertad.

Los compuestos iónicos no son conductores de la electricidad en estado sólido ya que los

iones están fuertemente unidos a la red cristalina, no disponiendo de capacidad de

desplazamiento al establecerse un campo eléctrico. Al fundirse o disolverse los iones

quedan en libertad desplazándose hacia los electrodos descargándose. El proceso recibe el

nombre de electrólisis y el compuesto iónico se denomina electrolito.

5. Enlace Covalente.

Existen especies en las que una descripción electrostática del enlace no da una explicación de

moléculas homopolares como O2, H2 ... u otras en las que los átomos que la forman son distintos y

tienen electronegatividades altas y similares como H2O, NH3, ... que además forman moléculas

discretas, que tienen una geometría definida con longitudes y ángulos de enlace característicos.

Además sus propiedades son muy distintas de los compuestos iónicos.

5.1 Enlace covalente según Lewis.

Es necesario introducir un nuevo modelo de enlace llamado covalente en el que las fuerzas

que mantienen unidos los átomos es la compartición de uno o más pares de electrones.

Utilizando la regla del octeto y los diagramas de Lewis, se puede explicar la formación de

muchas moléculas:

F2: F-F H2: H-H

Cada par de electrones pertenece a los dos átomos a la vez consiguiendo ambos la estructuras de

gas noble (8 e- para el F y dos para el H, como el He).

En molecular don átomos distintos: H2O , NH3 , CH4

Se entre dos átomos se da la compartición de 2 o 3 pares de electrones, entonces tenemos

enlaces dobles o triples covalentes.

La confección de las estructuras de Lewis de una molécula poliatómica requiere un proceso

sencillo a partir de la configuración electrónica de los átomos que intervienen. El átomo central

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suele ser el menos electronegativo, es decir, el que necesita más electrones para completar su nivel

de valencia.

Actualmente se conocen compuestos de los gases nobles y otros compuestos que no cumple la

regla del octeto. No obstante la teoría de Lewis sigue siendo válida para una gran cantidad de

casos y constituye un análisis simple e intuitivo del enlace químico.

Casos en los que no se cumple la teoría de Lewis:

BF3 NO

PCl5 SF6

5.1.1. Enlace covalente dativo.

Se da en los casos en el que el par de electrones sean aportados por el mismo átomo. Se

origina por la unión de un par de electrones no enlazantes de un átomo de una molécula o ion con

una especie atómica que presenta su capa de valencia parcialmente vacía. A veces se representa

con una flecha dirigida del átomo dador al aceptor (AB). Los iones NH4+ y H3O+ son buenos

ejemplos: H2O+H+H3O+ NH3+ H+NH4+

5.1.2. Resonancia.

En bastantes casos, es posible escribir más de una estructura de Lewis para la misma molécula

o ion. En tal caso se dice que la verdadera estructura de la especie es un híbrido de resonancia de

dichas posibilidades, y se llama estructura de resonancia a cada

una de ellas.

Ej: HNO3

SO2

C6H6

Los datos experimentales de ángulos y distancias de enlace, nos hace ver que la realidad de la

estructura es una conjugación de todas las posibles resonantes. En consecuencia, el concepto de

resonancia implica deslocalización de electrones y una menor energía de enlace de la molécula, y

todo ello se traduce en una mayor estabilidad de esta.

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Existen algunas limitaciones e insuficiencias del modelo de Lewis, como son que no aporta

ninguna información sobre parámetros moleculares como la energía, la longitud y los ángulos de

enlace y la geometría de las moléculas.

5.2 Teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa valencia.

TRPECV

A diferencia de los enlace iónicos, los covalentes son direccionables: en ellos los átomos

forman enlaces en unas direcciones específicas. La geometría molecular depende de la disposición

de los átomos de las moléculas en el espacio.

En esta nueva teoría, los pares de electrones (de enlace y solitarios) se disponen alrededor

del átomo central de forma que experimenten la mínima repulsión entre sí, que se minimiza

por la adopción de un ordenamiento espacial de forma que quedan los más alejados posibles

unos de otros.

El requerimiento espacial de enlaces múltiples, dobles o triples, es mayor que el de los

enlaces sencillos, por lo tanto, la presencia de enlaces múltiples origina sobre los siguientes

enlaces el mismo efecto que el de pares no enlazantes.

Para determinar las estructuras geométricas hay que tener en cuenta que la repulsión entre

pares de electrones es distinta, si son pares solitarios (PS) o de enlace (PE), de forma que la

ordenación es: PS-PSPS-PEPE-PE.

Tabla

Algunos ejemplos sencillos son: BeCl2, BF3, CH4, H2O

BeCl2 es una molécula lineal. Los dos pares de e- enlazados del Be

se disponen lo más separados posibles para minimizar su repulsión, eso se consigue con una

orientación lineal (180º).

BF3. El B (át.central) tiene 3 pares de e- de enlace que adoptan una disposición

trigonal plana con ángulos de 120º.

El CH4 tiene 4 pares de e- enlazantes y ninguno solitario, luego se disponen de

forma tetraédrica (109’5º).

En el caso del H2O, el O tiene 4 pares electrónicos de los cuales sólo dos son enlazantes,

adoptaría pues disposición tetraédrica, sin embargo la nube electrónica de los pares no enlazantes

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ocupa mayor volumen con lo que repelen a los pares enlazantes que se acercan entre sí, por lo que

el ángulo O-H-O no es de 109’5º sino 104’5º, siendo la estructura de la molécula angular.

Es importante no confundir la geometría de las direcciones de los pares electrónicos

alrededor del átomo central con la geometría de la molécula.

http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm

RPECV Pares de e-

Pares e-

enlazados(B)

Pares

e-

libres (E)

Ejemplo Forma

AB2 2 2 0 BeCl2 Lineal(180º)

AB3 3 3 0 BF3 Trigonal(120º)

AB2E 2 1 SO2 Angular

AB4 4 4 0 CH4 Tetraédrica(109,5º)

AB3E 3 1 NH3 Pirámidetrigonal(107º)

AB2E2 2 2 H2O Angular (104º)

AB5 5 5 0 PCl5 Bipirámidetrigonal

AB4E 4 1 SF4 Tetraédrodistorsionado

AB3E2 3 2 ClF3 Forma de T

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AB6 6 6 0 SF6 Octaédro

AB4E2 4 2 XeF4 Plana cuadrada

AB5E 5 1 BrF5 Pirámide cuadrada

5.3 Polaridad de enlace y molecular.

Cuando un enlace covalente se da entre dos átomos de un mismo elemento, los dos

tienen la misma tendencia a poseer los electrones del enlace, se forma un enlace covalente

APOLAR . Ej: Cl-Cl, H-H

Cuando un enlace covalente se da entre dos átomos distintos, el más electronegativo

tiene más tendencia que el otro a poseer los electrones del enlace, los electrones del enlace

estarán más cerca del átomo más electronegativo formándose una pequeña separación de cargas

entre los átomos, existe un reparto asimétrico de la densidad electrónica, creándose un

dipolo eléctrico =qr (unidad : Debye ; 1 D= 3,3310-30 C.m). Tenemos un enlace

covalente POLAR

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Se crea en estos casos una carga parcial negativa, -, sobre el átomo más electronegativo y una

carga parcial positiva, *, sobre el otro átomo.

La polaridad de los enlaces se estima

conociendo la diferencia a de electronegatividades

de los átomos que lo forma, si esta es superior 1’7, el

enlace tiene aproximadamente un 50% de carácter iónico.

Una molécula que tenga un momento dipolar neto distinto de

cero es una molécula polar, como por ejemplo el H2O, NH3, HCl,

etc .

En moléculas diatómicas la presencia de enlaces polares es necesaria para que la molécula se

polar. Para las moléculas poliatómicas debemos tener en cuenta diferencia de

electronegatividad y la geometría de la molécula, ya que ésta condicionará el momento dipolar

total.

5.4 Teoría del enlace de valencia. TEV.

Introducida por Heitler y London en 1927, trata la formación del enlace covalente como

solapamiento o superposición de orbitales atómicos de átomos distintos, y emparejamientos de

espines electrónicos de electrones situados en orbitales atómicos semiocupados.

Es necesario pues, que para la formación del enlace covalente existan orbitales atómicos

semiocupados, y que cuando se aproximen los orbitales de los distintos átomos para formar el

enlace, los electrones tengan espines antiparalelos para cumplir el principio de Pauli.

Cuanto mayor es la superposición de los orbitales, mayor es la fuerza de enlace, el descenso

de la energía potencial de la molécula formada y su estabilidad. Para ellos los átomos que forman

el enlace se disponen de forma que el solapamiento se máximo. El resto de los orbitales atómicos

que no forman el enlace no sufren modificación alguna.

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El emparejamiento de 2 o 3 pares de electrones da lugar a enlaces dobles o triples.

La posibilidad de formar enlaces covalentes viene dada por el número de electrones

desapareados que aparecen en la estructura electrónica del elemento en cuestión.

Se llama covalencia o valencia covalente de un elemento, al número de enlaces covalentes

que es capaz de formar, es decir, al número de electrones desapareados que tiene o es capaz de

tener. http://personal.telefonica.terra.es/web/lgv/enlaces/covalencia.htm

La covalencia múltiple de muchos elementos se explica por la promoción de electrones de

orbitales atómicos llenos a otros vacíos de mayor energía dentro del mismo nivel, de esta

manera desemparejan un número variable de electrones.

Ej.: Para el P en su estado fundamental puede utilizar la covalencia 3.[Ne]3s2 3px1 3py13pz1,

pero con esta otra estructura alcanza covalencia 5: .[Ne]3s1 3px1 3py13pz13d1.

5.5 Hibridación de orbitales atómicos.

Complementaria a la TEV y basada en ésta misma, permite determinar ciertas geometrías de

enlace que eran imposibles con la TEV, y que sólo eran explicadas por el modelo de RPECV.

Ahora trataremos de explicar la geometría en base a como se forman de enlaces. Nos basamos en

el solapamiento de orbitales atómicos pero que esta vez se encontraran modificados, ”hibridados”,

con las siguientes características:

Se producen los mismos números de orbitales híbridos que atómicos puros de partida.

Son todos iguales energética y formalmente, difiriendo sólo en su orientación espacial.

Son menos difusos, lo que da lugar a solapamientos más efectivos que conducen a una

mayor fortaleza de los enlaces; además los ángulos entre ellos son iguales.

Según el tipo y número de orbitales atómicos que se combinan pueden dar lugar a distintos

tipos de hibridación : sp, sp2, sp3 etc..

Hibridación sp. De la combinación de un

orbital s y uno p, resultan dos orbitales sp

idénticos y que forman un ángulo entre sí de 180º.Ej.: BeF2 esta

molécula se forma por el solapamiento de los orbitales híbridos sp

del átomo de Be con los orbitales semiocupados 2p de los átomos

de F. La geometría que resulta es lineal.

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Ej.: CHCH 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: Etino.

Hibridación sp 2 . Cuando se combinan un orbital s con 2 orbitales p, se forman tres

orbitales híbridos sp2, que se orientan en un plan formando ángulos de 120º. La geometría

resultante es PLANA-TRIGONAL.

Ej BF3, enlaces B-F formados por el solapamiento de los orbitales híbridos sp2 con los

orbitales semiocupados p del F.

Como ejemplo de hibridación sp2 lo tenemos en el átomo de boro cuando forma la molécula

BF3 .

Ej.: CH2CH2 1 enlace doble y 2 sencillos.

Hibridación sp 3 . Formados por combinación de 1 orbital s y 3 p, resultando 3 orbitgales

sp3 con disposición tetraédrica y ángulos de 109’5º. Los orbítales siguen las direcciones de un

tetraedro regular, 109º. Ej CH4, NH3, H2O.

5.7 Propiedades de los compuestos covalentes.

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Las sustancias covalentes no tienen propiedades homogéneas derivadas de una estructura

común, como las de los compuestos iónicos o metálicos. Se tratan de sustancias que tienen

estructuras y propiedades completamente diferentes: sólidos moleculares y sólidos con redes

covalentes.

5.7.1 Sustancias moleculares.

Las sustancias covalentes forman a temperatura ambiente moléculas individuales, en estado

gaseoso ( H2, O2, CO2, HCl, NH3, CH4,etc) ,líquido (H2O, CH3OH, CH3CH2OH, Br2...) o sólido (

I2, S8, GaCl3, glucosa, naftaleno, alcanfor, parafinas...), dependiendo de su masa molecular y de

la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Presentan puntos de fusión y ebullición, por lo general bajos pues para fundir o hervir estas

sustancias sólo es preciso romper la débiles fuerzas intermoleculares por las que están unidas,

(más elevados si se presentan puentes de hidrógeno y menos si se trata de fuerzas de Van der

Waals).

Son blandos y no presentan una gran resistencia mecánica.

Su solubilidad depende de la polaridad de la molécula. Si son sustancias polares (HCl) o

grupos hidrófilos(CH3CH2OH), serán solubles en agua. Las de carácter no polar se disuelven bien

en disolventes también apolares como el CCl4, C6H5CH3, C6H6 etc)

No son buenos conductores del calor ni de la electricidad, ya que todos los electrones de

valencia están ocupados formando enlaces, excepto en casos como los del grafito o algunos

polímeros sintéticos que presentan enlaces deslocalizados.

5.7.2. Sólidos con redes covalentes.

Constituidos por átomos unidos por

enlaces covalentes formando un

entramado tridimensional que se

extiendo por todo el cristal. En estas

estructuras no se pueden distinguir

moléculas discretas, sino que el sólido

entero forma una estructura gigante.

El carbono presenta diversas formas

alotrópicas como el grafito y el

diamante. Por un lado, el grafito

presenta una estructura laminar formadas

por átomos de carbono unidos por medio

de enlaces covalentes que presentan

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hibridación sp2, estableciendo anillos hexagonales que se repiten indefinidamente en un plano.

Estas capas se mantienen unidas por fuerzas Van der Waals.

Por otro lado, en el diamante cada átomo de carbono se une a otros cuatro en disposición

tetraédrica, basada en hibridación sp3, dando lugar a una red tridimensional indefinida muy

compacta.

Otro sólido covalente reticular

típico es el cuarzo (SiO2), que

presenta una estructura tetraédrica en la que

cada átomo de Si se encuentra en el centro

unido a cuatro átomos de oxígeno y los

oxígenos en los vértices unidos cada uno a

dos de silicio.

Las sustancias con redes covalentes son

generalmente sólidos a temperatura

ambiente, con unas temperaturas de fusión y

ebullición muy elevados. Son

además duros, insolubles en todo tipo de disolventes y generalmente malos conductores.

6. Fuerzas intermoleculares.

Las fuerzas moleculares son fuerzas que se ponen de manifiesto entre moléculas o átomos que

no están directamente unidos entre sí mediante enlace químico. Estas uniones, mucho más débiles

que las que mantienen unidos a los átomos que forman las moléculas, por eso se necesita mucha

menor energía para provocar un cambio en el estado de agregación que para la disociación de una

molécula. Son también de naturaleza electrostática, y pueden ser de dos tipos: Enlaces por puente

de hidrógeno y fuerzas Van der Waals.

6.1 Enlace por puente de hidrógeno.

Cuando se comparan los puntos de

ebullición de los hidruros de los elementos

de los grupos, 15, 16 y 17, se observa unos

valores anormalmente altos para los hidruros

de los elementos cabeza de grupo (NH3, H2O

y HF), lo que hace pensar que dichas

moléculas se vean atraídas entres sí por

fuerzas más intensas que las del resto de los

hidruros.

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Estos enlaces se forman cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo con alta

electronegatividad y pequeño tamaño, por lo que el par de electrones del enlace se encuentra más

atraído hacia éste, produciéndose una elevada

polarización del enlace, generando una densidad de

carga positiva sobre el hidrógeno, que puede formar

una unión con los átomos electronegativos de las

moléculas vecinas.

Este tipo de interacciones es de naturaleza

electrostática y de carácter direccional, ya que se

produce entre la parte positiva de una molécula y la negativa de otra.

La fortaleza del enlace viene determinada por dos factores: la electronegatividad de los

átomos que participen en el enlace, y el tamaño de los mismos. Solamente los átomos pequeños y

muy electronegativos (O, N y F) forman este tipo de enlace.

Este tipo de atracciones son las responsables, entre otras cosas de que el H2O (Mr= 18 u)= sea

líquida a temperatura ambiente, mientras que el H2S (Mr=34 u) es un gas aún siendo una molécula

más pesada, debido a que el enlace O-H está más polarizado que el S-H.

Otros ejemplos importantes de puentes de hidrógeno son los que se establecen entre las

moléculas de ácido fluorhídrico, que a temperatura ambiente, se presenta en forma de (HF)n, en

donde n varía desde 1 a 6, con un gran porcentaje de la forma dímera (HF) 2, muy estable. El

amoniaco, el ácido metanoico (fórmico) y el diborano (B2H6) presentan también este tipo de

enlace.

También hay puentes de hidrógeno intramoleculares si existen grupos apropiados situados a

una distancia conveniente, como los que se establecen entre diferentes grupos de macromoléculas

como las proteínas o los ácidos nucleicos y que permiten mantener su forma funcional, caso del

ADN.

6.2 Fuerzas de Van der Waals.

Este término se aplican a todo tipo de interacción entre átomo o moléculas, ya sean estas

polares o no polares. Su energía de enlace es unas mil veces menor que la de un enlace covalente,

sin embargo, si no existiesen, las sustancias formadas por moléculas

apolares no podrían licuarse ni solidificarse.

Estas interacciones se pueden dividir en tres tipos:

Interacciones dipolo-dipolo: entre las moléculas polares

se produce una orientación, entre los extremos de los

dipolos opuestamente cargados, se da por ejemplo en las

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moléculas HCl y CO. Estas fuerzas dipolo-dipolo, son débiles, del orden del 1% de la

fortaleza de un enlace covalente. Al disminuir ligeramente la temperatura, decrece la

agitación térmica, los dipolos se orientan entre sí, las moléculas se asocian y se produce

un estado más condensado (líquido)

.Interacciones dipolo-dipolo inducido: (fig a )

Cuando una molécula polar se aproxima

suficientemente a una molécula no polar puede

inducir en ella un desplazamiento de la nube

electrónica y, por tanto, una polaridad inducida.

Sería el caso de la interacción producida entre una

molécula de HCl y una de Cl2.  

Esta fuerza explica la disolución de algunos gases

apolares (Cl2) en disolventes polares (H2O).

Interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido

instantáneo o Fuerzas de London: (fig b) Se dan

entre moléculas apolares como en el Cl2 o en

moléculas monoatómicas (gases nobles), en donde

el movimiento de los electrones puede provocar

que el centro de carga negativa no coincida con el

de la positiva del núcleo, produciéndose una

distribución eléctrica asimétrica, es decir, un

dipolo instantáneo, que cambia continuamente de

magnitud y dirección con el movimiento de los

electrones. El dipolo fluctuante de una molécula afecta a las moléculas contiguas y se

forman dipolos inducidos.

Este tipo de interacción aumenta con la masa molecular, ya que las moléculas grandes

tienen más electrones, lo que provoca una fluctuación mayor de la carga, es decir, dipolos

instantáneos mayores.

Así se explica que moléculas diatómicas apolares, N2, o gases monoatómicos (He, Ne,

etc) por ejemplo, se puedan licuar a temperaturas suficientemente bajas.

Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por

puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando

calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los enlaces

intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de la

molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino vapor de

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agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces covalentes

que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.

7. Enlace Metálico.

Aproximadamente un 80% de los elementos conocidos son metales y tienen propiedades

físicas y químicas características que les diferencian del resto de los elementos, y que se derivan

del tipo peculiar de enlace que mantiene unidos a sus átomos.

Las propiedades de los metales hay que explicarlas en base a modelos diferentes a los

anteriores. El modelo ha de explicar propiedades de los metales como son:

Conductividad

Brillo

Temperaturas de fusión y ebullición.

Propiedades mecánicas en general.

El metal se caracteriza por que sus átomos tienen baja electronegatividad .El carácter metálico

esta asociado a la estructura electrónica, con pocos electrones de valencia .La característica

fundamental es:

-Tienen bajos potenciales de ionización y por tanto ceden fácilmente los electrones de

valencia, formando restos positivos típicos de las redes metálicas.

-Tienen que tener orbitales de valencia vacíos que permitan a los electrones moverse con

facilidad.

Se han desarrollado dos modelos para explicar estas uniones atómicas, en forma de redes,

denominadas redes metálicas. Son redes altamente compactas que caracterizan a los diferentes

metales.

7.1. Modelo de la nube de electrones.

Se basa en:

Los átomos han perdido los

electrones de valencia y se han

transformado en especies

cargadas positivamente.

Los cationes forman una red de esferas tridimensionales ordenada y compacta,

que crea un campo eléctrico uniforme. Son estructuras típicas la red hexagonal

compacta y cúbica compacta.

Los electrones de valencia ya no están asociados a cada átomo, sino al cristal entero. Se

comportan como un gas de electrones alrededor de los restos

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positivos.

Los electrones se mueven libremente pero sin poder liberarse del todo debido a la

atracción por los restos positivos.

Este método permite explicar propiedades de los metales como, su conductividad, la baja

energía de ionización, su maleabilidad y el brillo metálico. Sin embargo tiene ciertas

limitaciones que resuelven los modelos cuánticos. Por ejemplo, no justifica el comportamiento

de los semiconductores.

7.2. Modelo de Bandas.

Modelo cuántico, que procede de la TOM. Se considera el enlace metálico como un caso

extremo del enlace covalente. Los electrones de valencia de todos los átomos del metal son

compartidos conjuntamente. Se forman orbitales moleculares de energía tan próxima que todos

en conjunto ocupan una franja o Banda de energía.

La banda se llena de electrones empezando por los niveles más bajos. La banda de energía

formada con los OA de valencia se llama banda de valencia. La banda formada por los OA vacíos

se llama banda de conducción. A veces estas bandas solapan energéticamente.

En los metales conductores la banda de valencia puede estar o bien semillena (Na) o llena pero

solapando con la banda de conducción (Mg).

En los semiconductores y aislantes, la banda de valencia está llena y la de conducción

está vacía pero no solapan. Hay una zona intermedia llamada zona prohibida o GAP donde no se

alojan electrones. En los semiconductores esta banda prohibida no es muy grande y los electrones

pueden promocionar de la banda de valencia a la banda de conducción con algún tipo de

estimulación (eléctrica o calorífica).

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7.2.1. Conductividad eléctrica según la teoría de las bandas.

En el caso de los semiconductores las bandas no se superponen, pero la diferencia de energías

entre una y otra es escasa, de manera que un pequeño aumento de la temperatura es suficiente para

promocionar los electrones hacia la banda de conducción. Además si los semiconductores se

contaminan ligeramente con átomos que tengan un electrón más o un electrón menos que el metal

mayoritario, se produce una conductividad aumentada. Estos semiconductores dopados son

llamados semiconductores tipo n y semiconductores tipo p y han llegado ha ser unos materiales

fundamentales para el desarrollo de la tecnología electrónica.

La conductividad eléctrica de los metales depende de la resistencia que oponen los propios

átomos al paso de los electrones: cuanto mayor sea esta resistencia, menor será la conductividad

del metal.

La energía consumida para vencer esta resistencia se disipa en forma de calor, según el

conocido efecto Joule: el paso de la corriente eléctrica a través de un conductor provoca un

aumento de su temperatura, con lo que la resistencia aumenta, ya que entonces es mayor la

vibración de los átomos y, por tanto, la dificultad para el tránsito de los electrones. Consecuencia

de este hecho es que se produce una gran pérdida de energía eléctrica (casi la tercera parte de la

que se transporta a grandes distancias se disipa debido a la resistencia de los cables).

Por el contrario, cuando se disminuye la temperatura, la resistencia también disminuye. Así a

temperaturas muy bajas, próximas al cero absoluto, pierden prácticamente toda la resistencia al

paso de la corriente eléctrica, convirtiéndose en superconductores, actualmente se ha descubierto

materiales que son superconductores a temperaturas suficientemente altas (unos –170ºC) que

podrían permitir su aprovechamiento práctico, en la construcción de ordenadores superrápidos, o

a) Metal con la banda de valencia semillena y la de conducción superpuesta. b) Metal con la banda de valencia completamente llena y la de conducción superpuesta. c) No conductor con una separación energética elevada entre la banda de valencia lleno y la de conducción. d) Semiconductor intrínseco con la banda de valencia llena y la de conducción a una diferencia energética escasa de la de valencia. e) Semiconductor tipo n: los electrones adicionales ocupan porte de la banda de conducción donde pueden moverse. f) Semiconductor tipo p: los defectos electrónicos vacían

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la construcción de intensos campos magnéticos para construir potentes aceleradores de partículas

o trenes de alta velocidad silenciosos mediante levitación magnética.

7.4. Propiedades de los metales.

Tanto el modelo de deslocalización electrónica como la teoría de bandas permiten explicar

satisfactoriamente las propiedades de los metales. Entre ellas destacamos las siguientes:

Conductividad eléctrica. Son muy buenos conductores por la movilidad de sus electrones de

valencia, tal como se ha explicado en la teoría de bandas.

Conductividad térmica. Debido a su libertad de movimiento, los electrones son capaces de aumentar su

energía cinética en las zonas calientes del metal y transferirla mediante choque a otras de menor

temperatura.

Densidad elevada. Debido al elevado índice de coordinación de

la estructura cristalina metálica.

Temperaturas de fusión y ebullición, dureza. Sus altos

valores de estas propiedades indican la fortaleza del enlace

metálico, además se ven incrementado con el aumento de

número de electrones de valencia del metal, ya que ello

comporta una fuerzas de atracción mayores entre los núcleos

positivos y los electrones. También estas propiedades guardan relación directa con el tipo de

estructura cristalina del metal. Sin embargo estas propiedades presentan una gran variación en

sus valores.

Gran deformabilidad. Cualquier plano de átomos de la estructura cristalina puede desplazarse

respecto de los otros sin que se alteren las fuerzas que mantienen unidos los átomos. Por eso, los

metales pueden ser laminados (maleabilidad) y estirados en forma de hilos (ductilidad),

propiedades estas que les ha conferido en la actualidad una gran importancia y utilidad.

Brillo. Cuando un haz de luz incide en una superficie metálica, parte de la energía se absorbe y

se transforma en energía térmica, mientras que la parte reflejada es la responsable del brillo

metálico. Los electrones absorben las radiaciones de todas las frecuencias del espectro visible y

como consecuencia los metales son opacos. Asimismo, los electrones emiten radiaciones de la

misma frecuencia que la luz incidente, por lo que la superficie metálica refleja la luz, y esto

explica su brillo metálico. En el caso del cobre y del oro, su color amarillento dorado se debe a

que un reemiten una parte de la radiación azul que reciben.

Emisión de electrones. Debido a la gran movilidad de los electrones dentro de la banda de

valencia, son fácilmente arrancables por energía lumínica (efecto fotoeléctrico) o por

calentamiento (efecto termoiónico).

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Formación de aleaciones. Son combinaciones de metales entre sí (bronce), o con algunos

elementos no metálicos (acero). Las propiedades de estas pueden ser muy diferentes de las de los

elementos integrantes y permiten mejorar las características y aplicaciones de los metales puros.

Pueden formar compuesto complejos. Los metales son capaces de formar cationes con orbitales

incompletos y de unirse a moléculas donadoras de pares de electrones para formar compuesto de

coordinación, Existen complejos de metales alcalinos o alcalino térreos, pero los más

importantes so los de los metales de transición, que tienen orbitales d más o menos vacíos.

Es importante indicar que todas estas propiedades metálicas están ligadas al estado sólido y

líquido, pues cuando se lleva hasta la ebullición un metal como el zinc o el sodio, sus vapores

dejan de tener propiedades metálicas.

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