Enlace, estructura y propiedades en compuestos quimicosQUIMICA UNIDAD III

TECNOLÓGICO NACIONAL DE MÉXICO

UNIDAD III ENLACE, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES EN COMPUESTOS QUIMICOS.

3.1 INTRODUCCION......................................................................................................................2

3.2 CONCEPTO DE ENLACE QUIMICO....................................................................................2

3.3 CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUIMICOS.............................................................2

3.4 APLICACIONES Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO................................3

LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO.....................................................................4

3.5 ENLACE IONICO.....................................................................................................................5

3.6 REQUISITOS PARA LA FORMACION DE UN ENLACE IONICO...................................6

3.7 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS..........................................................7

FORMACION DE IONES...........................................................................................................7

3.8 ENLACE COVALENTE...........................................................................................................8

EL ENLACE COVALENTE POLAR.........................................................................................9

ENLACES DOBLE Y TRIPLE.................................................................................................10

ENLACE COVALENTE NO POLAR O PURO.....................................................................11

ENLACE COVALENTE COORDINADO...............................................................................12

ENLACE VALENCIA................................................................................................................12

ENLACE METALICO...................................................................................................................16

3.9 HIBRIDACION DE LOS ORBITALES.................................................................................17

TEORIA DE LA HIBRIDACIÓN. FORMACIÓN REPRESENTACIÓN Y CARACTERÍSTICAS DE LOS ORBITALES HIBRIDOS sp3 sp2 sp.............................17

HIBRIDACIÓN SP3...................................................................................................................18

HIBRIDACIÓN SP2..................................................................................................................19

HIBRIDACIÓN SP.....................................................................................................................20

BIBLIOGRAFIA.............................................................................................................................21

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UNIDAD III ENLACE, ESTRUCTURA Y PRPIEDADES EN COMPUESTOS QUIMICOS.

3.1 INTRODUCCION

3.2 CONCEPTO DE ENLACE QUIMICOLos enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y producen átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos. Cuando se forma un enlace químico, se libera energía. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

Enlace químico es la unión que aparece entre átomos para formar unidades de rango superior, tales como moléculas o redes cristalinas, se producen por las atracciones electrostáticas de un átomo hacia uno o más átomos.

3.3 CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUIMICOS

Los enlaces químicos se clasifican de la siguiente manera:

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ENLA

CES

QU

IMIC

OS INTERATOMICOS

IONICO

COVALENTE

POLAR

SIMPLE

DOBLE

TRIPLENO POLAR

COORDINADOMETALICO

INTERMOLECULARES

FUERZA DE VANDERWALLS

FUERZAS DE PUENTE H

FUERZAS DE DIPOLO DIPOLO

3.4 APLICACIONES Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO

Kossel (1916) propuso la “Regla del Octeto”: Los átomos al unirse tienden a adquirir las configuraciones de capa de valencia de los gases nobles mediante transferencia de electrones.

Lewis (1923) propone que “dos átomos también pueden cumplir con la regla del octeto por compartición de pares de electrones”. Lewis propuso que la compartición de un par electrónico constituía un enlace químico.

Así a inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:

► “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.

La tendencia a la adquisición de la configuración de capa de valencia de gas noble, según Kossel, se satisface de diferente modo según los distintos elementos:

• Mediante pérdida de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter metálico y bajos valores de energía de ionización; (ej.: alcalinos y alcalinotérreos).Tienden a formar cationes.

• Mediante adquisición de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter no metálico y elevados valores de afinidad electrónica; (ej.: familia del oxígeno y halógenos). Tienden a formar aniones.

Entre estos iones de diferente carga (de átomos con electronegatividades muy diferentes) surge el enlace iónico.

Otros átomos (de electronegatividades similares) enlazan entre sí compartiendo pares de electrones, dando lugar al enlace covalente.

La idea central de Lewis y Kossel fue relacionar el número de electrones de valencia en cada elemento con la columna de la tabla periódica en la que se encuentran. Es decir, proponen que los elementos de la primera columna tienen un electrón de valencia, los de la segunda dos y así, sucesivamente, hasta los gases nobles, con ocho.

La representación de Lewis, llamada estructura de puntos o estructura de Lewis, contiene dos porciones fundamentales:

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• El llamado kernel (centro o núcleo en alemán) representado por el símbolo del elemento. El kernel contiene tanto al núcleo como a los electrones internos (los que no son de valencia y, por tanto, no participan en el enlace) y

• Los puntos, que representan a los electrones de valencia. Éstos se colocan alrededor del símbolo, en los vértices de un cuadrado imaginario (la representación inicial de Lewis fue la de un cubo, por contar esta figura con ocho vértices).

El número de puntos, o sea, el número de electrones de valencia, coincide con la columna en la que se encuentra el elemento en la tabla periódica. Cuando hay más de cuatro electrones de valencia se acostumbra acoplar los electrones por pares.

Para describir al enlace, tanto Lewis como Kossel proponen que los átomos, al combinarse, tienden a terminar con el mismo número de electrones de valencia que los gases nobles. Como todos los gases nobles tienen ocho electrones de valencia (con excepción del helio que tiene

sólo dos), a esta propuesta se le conoce como la “regla del octeto”.

Para Kossel, el octeto de electrones se logra mediante la pérdida de electrones en un átomo y la ganancia de electrones en el otro, lo que da lugar a los iones correspondientes. Por su parte, Lewis abrió la posibilidad de que los átomos compartan electrones. De esta forma, podemos decir entonces que Kossel es el “padre” del enlace iónico y Lewis el del covalente.

LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETOComo todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto son solamente una herramienta que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, subproducto de la combustión de

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la gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más importantes de la atmósfera, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por pares, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no puede satisfacerla.

Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones. Tal es el caso de algunos compuestos de boro, como el trifloruro de boro.

El boro tiene tres electrones de valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a su alrededor.

La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquéllos en los que participan el boro o el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones, porque tienen menos electrones de valencia que un octeto.

Existen otros compuestos formados por átomos con más de ocho electrones de valencia. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis.

Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los halógenos (flúor, cloro, bromo e yodo) pueden compartir 10 y hasta 12 electrones.

A esta situación se le conoce como expansión del octeto.

3.5 ENLACE IONICO

En el enlace iónico participan iones. Éstos son partículas cargadas, llamadas cationes si son positivas y aniones cuando son negativas.

Los cationes se forman cuando un átomo pierde uno o más electrones y el ion resultante tiene una carga positiva igual al número de electrones perdidos. Los metales forman cationes, principalmente. Dos ejemplos de formación de cationes son: el ion sodio, con una carga positiva y el calcio, con dos.

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Na ⇒ Na+ + e-

Ca ⇒ Ca2+ + 2 e-

Por su parte, los aniones se forman cuando un átomo gana uno o más electrones. Un anión tiene una carga negativa igual al número de electrones que gana. Los no-metales forman a menudo aniones. He aquí dos ejemplos: el cloruro, un anión monocargado y el óxido, uno dicargado.

Cl + e-⇒ Cl-

O + 2 e-⇒ O2-

3.6 REQUISITOS PARA LA FORMACION DE UN ENLACE IONICOUn enlace iónico es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de aniones y cationes. La manera más simple de formar un compuesto iónico es hacer reaccionar un metal con un no-metal. Para que la reacción ocurra, el metal transfiere uno o más electrones al no-metal. Como ejemplo está el NaCl, donde el átomo no-metálico, el Cl, adquiere un electrón del átomo metálico, el Na. Sumemos las dos reacciones correspondientes. El electrón que sale del sodio es tomado por el cloro, por lo que no aparecen electrones en la reacción neta inferior:

Na ⇒ Na+ + e-

Cl + e-⇒ Cl-

REACCIÓN NETA Na + Cl ⇒ Na+ + Cl-

Una forma de obtener un compuesto iónico es mediante la combinación de un metal con un no metal.

Metal + No metal → compuesto iónico

Por ejemplo, si el Potasio, que es un metal, reacciona con el oxígeno, un no metal se produce el compuesto iónico: oxido de potasio.

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Potasio + Oxigeno → Oxido de Potasio

En la tabla se encuentra una lista de las posibles combinaciones representativas entre los grupos de los no metales y los metales que producen sustancias iónicas. En cada caso tanto el metal como el no metal obtienen una configuración de gas noble y cada compuesto es eléctricamente neutro, es decir, la suma de las cargas positivas es igual a la suma de las cargas negativas.

GRUPO METALICO GRUPO NO METALICO

FÓRMULA* EJEMPLOS

IA VIIA MX NaBr, KI, CsFIA VIA M2X Li2O, K2O, Rb2SIA VA M3X Na3N, K3PIIA VIIA MX2 MgCl2, SrBr2, CaI2

IIA VIA MX BaS, SrO, MgSIIA VA M3X2 Ca3N2, Mg3P2

IIIA VIIA MX3 AlF3, GaF3

IIIA VIA M2X3 Al2O3, In2O3

IIIA VA MX AlN, GaAs*M=metal, X= no metal.

3.7 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOSLos compuestos iónicos tienen muchas propiedades en común. A 25°C son sólidos que generalmente tienen altos puntos de fusión y de ebullición. La mayoría de los compuestos iónicos son duros y a la vez frágiles; son malos conductores de la electricidad cuando están en forma sólida, pero son buenos conductores en estado líquido (el estado fundido). Si se disuelve un compuesto iónico en agua, este se disocia en iones que conducirán la corriente eléctrica en dicha solución.

Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares.

Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil romperla.

Son duros (resistentes al rayado). No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina

están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica.

Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación.

Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad.

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FORMACION DE IONESCuando un átomo pierde o gana electrones, se forman partículas cargadas denominadas iones. Los átomos de los elementos metálicos (los situados a la izquierda y en el centro de la tabla periódica) tienden a perder electrones para formar iones cargados positivamente llamados cationes. Por ejemplo, los iones Na+ y Ca2+, se forman a partir de los átomos de los metales sodio y calcio:

Átomo Na → Na+ (ion sodio) +1e-

Átomo Ca → Ca2+ (ion calcio) +2e-

Los átomos de no metales (los elementos situados a la derecha de ña tabla periódica) tienden a ganar electrones y formar iones negativos llamados aniones. Por ejemplo, los átomos de cloro y oxígeno, al adquirir electrones forma los iones Cl- y O2- ;

Átomo Cl +1e- → Cl- (ion cloruro)

Átomo O + 2e- → O2- (ion oxido)

Cuando se forma un ion, el número de protones en el núcleo no cambia. Lo único que varía es el número de electrones, que aumenta o disminuye.

3.8 ENLACE COVALENTE El enlace covalente, en el que se comparten electrones en lugar de transferirse, es la forma más habitual de enlace en los compuestos orgánicos. El par de electrones compartido genera un enlace covalente cuyo resultado es una molécula estable, siempre y cuando cada uno de los átomos consiga tener la última capa completa, es decir, tener configuración de gas noble.

Los compuestos covalentes se forman cuando se combinan dos o mas no metales.

No metal + no metal → Compuesto covalente

Algunos compuestos covalentes binarios que se encuentran comúnmente son el agua (H2O), el amoniaco (NH3), y el dióxido de carbono (CO2).

Los enlaces covalentes más puros se forman entre átomos de igual electronegatividad o entre enlaces C-C. Sin embargo, la mayor parte de enlaces covalentes se establece entre átomos de electronegatividad diferente dando lugar a la polarización del enlace, enlace covalente polar.

Características:

Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, comparten.

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Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de

los elementos que se unen.

Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, líquido o gaseoso.

Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono,

etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

Los enlaces covalentes se clasifican en:

I. Covalentes polaresII. Covalentes no polares

III. Covalentes coordinado

EL ENLACE COVALENTE POLAREn la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de electrones compartidos que el otro átomo. En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comporten desigualmente se denomina enlace covalente polar.

El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro.

Cuando la molécula está formada por dos átomos diferentes puede ocurrir que uno de ellos atraiga con más fuerza a los electrones de enlace. Así, existe una alta probabilidad de que los electrones compartidos estén más cercanos a ese átomo más atractivo.

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Por ejemplo, cuando se forma el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con más fuerza a los electrones que el hidrógeno. Los electrones se comparten entre los dos átomos, no se han cedido de uno a otro como en el caso de un enlace iónico. A pesar de ello, como uno de los átomos atrae más a los electrones esto resulta en un leve exceso de carga negativa en ese átomo y en una pequeña deficiencia de carga eléctrica negativa (lo que es equivalente a tener un ligero exceso de carga positiva) en el átomo que atrae con menos fuerza a los electrones. Esta situación se representa con la letra griega delta (δ) seguida del signo correspondiente a la carga eléctrica en exceso. La δ representa una carga parcial de magnitud menor a la carga de un electrón.

Esta situación, en la que dos cargas eléctricas de signo opuesto están separadas por una cierta distancia, se conoce como un dipolo eléctrico. Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Las moléculas que están formadas por átomos diferentes, generalmente forman enlaces covalentes polares.

ENLACES DOBLE Y TRIPLEEn la formación de un enlace covalente participan electrones que son compartidos entre los dos átomos. Con las estructuras de puntos podemos determinar los tipos de enlaces (sencillos, dobles o triples) que se forman, bajo la premisa de que se cumple la regla del octeto. Hay que aclarar que, en ocasiones, el problema no resulta simple.

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Para empezar, observa en la figura 4.35 cómo con un enlace doble puede explicarse la molécula de oxígeno, O2, y con uno triple la de nitrógeno, N2. Corrobora en las estructuras dadas que alrededor de cada uno de los átomos hay ocho electrones. Cuatro de ellos son compartidos por los dos átomos de oxígeno, formando un enlace doble en el O2. Son seis los electrones del enlace triple en el N2.

Un enlace covalente en el que se comparte un par de electrones es un enlace sencillo. Un enlace covalente en el que se comparten dos pares de electrones es un enlace doble. Un enlace covalente en el que se comparten tres pares de electrones es un enlace triple.

ENLACE COVALENTE NO POLAR O PUROCuando ambos átomos son iguales sus electronegatividades también lo son y por lo tanto, ningún átomo tiene una fuerza de atracción mayor hacia el par de electrones compartidos. Este tipo de enlace se conoce

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como enlace covalente no polar, o sea, un enlace covalente en el que ambos átomos tienen la misma electronegatividad.

Si son iguales los átomos que forman una molécula diatómica covalente, los electrones se comparten equitativamente entre ambos. Tal es el caso del H2, el N2 o el O2. Estos enlaces se conocen como enlaces covalentes puros o no polares.

ENLACE COVALENTE COORDINADO.Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo.

ENLACE VALENCIA

Como ya has visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octeto no siempre se cumple, los enlaces múltiples no son la suma de enlaces sencillos y, además, es necesario utilizar otra teoría (RPECV) para poder explicar la geometría de las estructuras.

Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada de enlace de valencia, con un planteamiento radicalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicos como elemento clave.

Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.

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Como ejemplo más sencillo se puede considerar la formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital atómico 1s. Cuando los dos átomos se aproximan se produce el solapamiento de sus orbitales lo que supone la creación del enlace hidrógeno-hidrógeno:

Cuando los átomos están muy alejados la interacción entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a interaccionar. Por una parte se produce una atracción mutua entre el electrón de cada uno de los átomos por parte del núcleo del otro y, por otra, comienza a establecerse una repulsión entre las partículas con carga eléctrica del mismo signo de ambos átomos, especialmente entre sus núcleos. Al principio predominan las fuerzas atractivas electrón-núcleo lo que favorece el acercamiento de ambos átomos, pero a medida que éste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas entre los núcleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza un mínimo de energía y un máximo de estabilidad del conjunto formado por los dos átomos de hidrógeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molécula de hidrógeno.

Existe un grave problema con esta explicación de la formación de enlaces. Se supuso que los electrones están inmóviles y que a medida que los núcleos se aproximan estarán estacionarios en la región entre los dos núcleos. Los electrones no se comportan de esta forma. Los electrones se mueven y, de acuerdo con el principio de incertidumbre de Heissenberg, no es posible saber de forma simultánea la posición y la cantidad de movimiento de un electrón. Es decir, no podemos localizar a los electrones en forma tan precisa como la explicación sugiere, en su lugar se habla de si la densidad de probabilidad de encontrar electrones en sitios particulares es alta o baja.

Si en un sistema de coordenadas se representa la variación de la energía potencial (es decir, de toda la energía del sistema, excepto la cinética) en función de la distancia existente entre los dos átomos que se aproximan se tiene la siguiente gráfica:

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donde la línea discontinua indica la energía potencial inicial del sistema (cuando la distancia entre los átomos puede considerarse infinita) y la diferencia entre la energía potencial inicial y la del estado de máxima estabilidad cuando las fuerzas atractivas y repulsivas están equilibradas es de 104 kcal/mol. El valor de ésta es la energía que se desprende al formarse el enlace y que es la misma que se necesitaría suministrar al sistema para romper el enlace covalente, llevando ambos átomos hasta una separación infinita. Por ello, este valor recibe el nombre de energía de disociación de enlace. Finalmente, r es la distancia existente entre los dos núcleos (distancia internuclear) de ambos átomos de hidrógeno en el momento del equilibrio y recibe el nombre de longitud de enlace, que en el caso de la molécula de hidrógeno vale 0.74 Å. A esta distancia el solapamiento entre los orbitales atómicos 1s de los dos átomos de hidrógeno es el máximo posible, pues un mayor solapamiento y acercamiento provoca un rápido aumento de la energía potencial tal como muestra el gráfico.

Aunque según la teoría del enlace de valencia los dos orbitales atómicos solapados conservan su identidad, como los dos electrones son atraídos por los dos núcleos, que es lo que realmente hace de nexo de unión, la probabilidad de encontrarlos es máxima en el espacio situado entre ambos núcleos, por lo que la imagen que del enlace covalente da la teoría del enlace de valencia no es muy distinta de la que proporciona la teoría de Lewis. Sin embargo, la diferencia está en que para Lewis cualquier enlace covalente se forma de igual manera, mediante una compartición de electrones, olvidándose de los aspectos energéticos descritos en la teoría del enlace de valencia que son los responsables de que cada enlace covalente tenga entidad propia. En cada caso, el punto de equilibrio entre las

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fuerzas atractivas y repulsivas o mínimo de energía potencial será distinto y dependerá de la naturaleza de los átomos y orbitales que se solapen.

Así, en la formación de la molécula de fluoruro de hidrógeno es el orbital s de un átomo de hidrógeno el que se solapa con uno cualquiera de los tres orbitales atómicos p equivalentes del átomo de flúor:

Como los orbitales p son bilobulados de signos opuestos y, por consiguiente, con un plano nodal central, el enlace se forma por solapamiento del orbital s del átomo de hidrógeno con el lóbulo del orbital p de su mismo signo. El lóbulo no implicado en el solapamiento disminuye sensiblemente de tamaño lo que significa que, como en la molécula de hidrógeno, también la mayor densidad electrónica se encuentra entre los núcleos de los átomos de hidrógeno y de flúor. La situación es muy similar a la de la molécula de hidrógeno, aunque no idéntica, como pone de manifiesto que la energía de disociación del enlace hidrógeno-flúor es de 568 kJ/mol y la longitud de enlace de 92 pm.

También es posible la interacción o solapamiento frontal de dos orbitales p tal como ocurre en la formación de la molécula de flúor:

Como en el caso de la molécula de fluoruro de hidrógeno, el solapamiento se produce entre los lóbulos del mismo signo de cada orbital p, mientras que los del otro signo disminuyen considerablemente de tamaño por estar la máxima probabilidad de encontrar los electrones del enlace entre los dos núcleos de flúor. En este caso, el solapamiento de los dos orbitales es menor y, consecuentemente, menor es la energía de disociación de enlace (151 kJ/mol). La longitud de enlace es de 142 pm.

De igual manera que se forman moléculas diatómicas por solapamiento de orbitales entre dos átomos, la teoría del enlace de valencia considera que las moléculas poliatómicas son el resultado de la formación de varios enlaces por

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solapamiento de orbitales pertenecientes a varios átomos, pudiendo un mismo átomo aportar dos o más orbitales. Sin embargo, estos solapamientos deben explicar también la forma o geometría de la molécula, lo que exige utilizar el concepto de la hibridación de orbitales.

ENLACE METALICOEs el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto..

Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales).

Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

Para conducir la electricidad desde donde ésta se produce hasta la casa, se utilizan alambres metálicos. Los metales conducen la corriente eléctrica cuando son sólidos o líquidos.

Esta propiedad llevó a pensar que algunos de los electrones de los átomos deben estar totalmente libres en los metales. El modelo más sencillo para representar un metal es el de la figura.

¿Qué mantiene la unión?

La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones.

Propiedades

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Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).

Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión.

Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos casos, la estructura cristalina se rompe.

Son en general duros (resistentes al rayado). Un modelo como éste no sólo interpreta las propiedades de conductividad

de los metales, sino también su ductilidad y maleabilidad La mayoría se oxida con facilidad.

3.9 HIBRIDACION DE LOS ORBITALES

TEORIA DE LA HIBRIDACIÓN. FORMACIÓN REPRESENTACIÓN Y CARACTERÍSTICAS DE LOS ORBITALES HIBRIDOS sp3 sp2 sp.

Para explicar esa situación experimental, se recurre a un proceso mediante el cual los orbitales s y p se combinan entre sí, obteniéndose orbitales atómicos con características intermedias (orbitales híbridos). Como son más direccionales que los orbitales s y p, forman enlaces más fuertes y las sustancias resultantes, moleculares o covalentes, son más estables.

La hibridación de orbitales, en términos simples, es un procedimiento matemático que implica la combinación de las funciones de onda individuales para los orbitales atómicos (puros) s y p a fin de obtener funciones de onda para los nuevos orbitales atómicos híbridos con diferentes formas y orientaciones.

El número de orbitales híbridos que se forman siempre es igual al número de orbitales atómicos del que se parte. Todos los orbitales híbridos formados son "equivalentes" y están "preparados" para un mayor solapamiento.

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¿Qué es un orbital híbrido? Son los que se forman por la fusión de otros orbitales, concretamente, un orbital s y uno o varios orbitales p. Se denominan, orbitales sp. Tienen el siguiente aspecto:

HIBRIDACIÓN SP3El orbital s se “mezcla” con los tres orbitales p para dar cuatro orbitales sp. El número de orbitales finales sigue siendo igual. No es que todos se junten en uno solo, sino que se forman cuatro nuevos orbitales que tienen, cada uno de ellos, un poquito de p y un poquito de s.

Ahora, al repartir los cuatro electrones que tiene el carbono en su segundo nivel, colocamos uno en cada orbital. Si te das cuenta, esto permite que un átomo de carbono forme cuatro enlaces covalentes sencillos con otros cuatro elementos. Por ejemplo, la molécula de metano (CH4) se representaría así:

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HIBRIDACIÓN SP2.El orbital s se une a dos de los orbitales p, formando tres orbitales sp2. Queda un p (no importa cuál) intacto. Los cuatro electrones se colocan uno en cada orbital (recuerda que los dos “globitos” azules son un único orbital).

¿Qué permite explicar esta hibridación? Ni más ni menos que la posibilidad de formar dobles enlaces. Mira de nuevo el carbono de color rojo del propeno que pusimos de ejemplo: tiene dos enlaces sencillos (con un carbono y un hidrógeno) y un enlace doble con otro carbono. En una hibridación sp2, dos de los orbitales híbridos se encargan de los enlaces sencillos y el otro híbrido

junto con el orbital p forman el doble enlace. Éste sería el aspecto de dos carbonos formando un doble enlace entre ellos:

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HIBRIDACIÓN SPAhora el orbital s sólo se junta con un p (dando dos orbitales híbridos), quedando los otros dos orbitales p sin cambiar. Como en los casos anteriores, se repartiría un electrón en cada orbital. El aspecto de un carbono con esta hibridación es:

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BIBLIOGRAFIA

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http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T6.cfm

http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?id=133136

http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm 3/

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