I.E.S. Jándula Departamento de Física y Química
Andújar Nivel: 2º Bachillerato Jaén Profesora: Carmen Montero Lara
REPASO DE ENLACES QUÍMICOS:
1. ENLACE IÓNICO:
Repasar el Tema de Enlace químico del año pasado dado por
apuntes y sus ejercicios correspondientes.
Solo añadir al curso pasado lo siguiente:
La Energía reticular se puede calcular por la fórmula:
U = -N A . A.
nr
eZZ
o
ac 11.
.. 2
Donde:
N A = constante de Avogadro.
A = constante de Madelung, cuyo valor depende del tipo de estructura.
Z c y Z a = cargas del catión y del anión
e = carga del electrón
r o = distancia de equilibrio entre los núcleos de catión y anión
n = exponente de Born, característico del par de iones enlazados.
Sin considerar el signo, pues lo único que me indica es que se libera E, cuanto
mayor sea su valor numérico, mayor estabilidad tendrá el cristal y mayor punto de
fusión y mayor dureza porque a mayor E que se libere, mayor cantidad de E habrá que
suministrar para separar los iones y en consecuencia más estable será.
De la fórmula deducimos, sin considerar el signo, que U será elevada si Z c y Z a
son elevados y r o pequeño. Luego, un compuesto es tanto más estable cuanto mayor sea
el valor numérico de U porque mayor será la E que hay que suministrar para romperlo y
separar sus iones constituyentes, por consiguiente mayor será su punto de fusión y
menor su solubilidad. En resumen,
↑ ↑ estabilidad ↑ PF ↓ solubilidad ↑ dureza
↑ ↑ Z c y Z a ↓ r o
2. ENLACE COVALENTE:
Hemos visto en el curso pasado cómo se hacían las estructuras de Lewis para
moléculas diatómicas. Este curso aprenderemos a representar estructuras de Lewis de
moléculas poliatómicas.
Para ello daremos unas reglas que son útiles cuando el átomo central es del P=2
y cumple la regla del octeto, aunque tiene excepciones tanto por defecto (B, Be) o por
exceso (S, P) en donde estas reglas no se cumplen. Pasos:
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Número de electrones totales, n: Cada átomo tiene 8 a excepción del H que
tiene 2, para que sean estables.
Número de electrones de valencia, v: Colocamos los electrones de valencia
que tendría cada átomo.
Pares enlazantes, e: Se obtiene n-v y el resultado se divide entre 2.
Pares no enlazantes o solitarios, s: Se obtiene v – e y el resultado entre 2.
Las moléculas que cumplen estas reglas son: H 2 O, NH 3 , CO, H 2 S, N 2 ,
HCN, PCl 3 (aunque el P está en el período 3, las cumple en esta molécula).
Las moléculas que no las cumplen bien por exceso o por defecto son: BF 3 ,
ICl 3 , SF 6 y BeCl 2 . Luego para hacer la estructura de Lewis procederíamos así:
Número de electrones de valencia, v: solo tendríamos en cuenta estos
electrones que dispondríamos por tanteo alrededor de los átomos.
La Teoría de Lewis nos da información de cómo se enlazan los átomos, pero
no nos informa de cómo se disponen dichos enlaces en el espacio, es decir, no nos
informa de la geometría molecular. Por ello, surge otra teoría llamada TRPECV
(Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia) que establece
que los pares de electrones (enlazantes y solitarios) de la CV se disponen en el espacio
de forma que su separación sea la máxima posible para que de esa forma la repulsión
eléctrica entre cargas del mismo signo sea lo más pequeña posible. Ver tabla.
La TEV era insuficiente para describir la geometría de algunas moléculas
que se habían determinado experimentalmente. Así pues, Linus Pauling amplió dicha
teoría y la llamó Hibridación de orbitales atómicos. La hibridación consiste en una
evolución de los orbitales atómicos (OA) en cuanto a su forma y su orientación para dar
otros orbitales, llamados híbridos, que son iguales en cuanto a su forma y contenido
energético. Tipos de hibridación:
sp: s + p = 2 híbridos sp. La presenta moléculas cuya disposición de
los pares electrónicos es lineal y el CC.
sp 2 : s + p + p = 3 híbridos sp 2 . La presenta moléculas cuya
disposición de los pares electrónicos es trigonal plana y el C=C.
sp 3 : s + p + p + p = 4 híbridos sp 3 . La presenta moléculas cuya
disposición de los pares electrónicos es tetraédrica y el C-C.
Hasta ahora hemos hablado de la compartición de un par de electrones,
cuando esto ocurre diremos que se forma un enlace . También sabemos que existen
dobles y triples enlaces. En el caso del doble diremos que está formado por un enlace
y un enlace . Si tuviéramos un triple enlace, éste estaría constituido por un enlace y
dos enlaces . Los se forman por el solapamiento de dos orbitales atómicos a lo largo
del eje internuclear, mientras que los por solapamiento lateral por encima o por debajo
del eje internuclear. En resumen,
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Enlace simple: enlace
Enlace doble: enlace y enlace
Enlace triple: enlace y dos enlaces