Es un conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables. La formación de un enlace químico obedece a: 1.- Un meca mecani nismo smo elec electró trónic nicoo de gana gananci ncia, a, pérdida o compartimiento de electrones entre los átomos que se unen. 2.- Si dos o más átomos se unen, los electrones de valencia forman agrupaciones de modo que cada cada átom átomoo pued puedaa adq adquiri uirirr la est estruct ructur uraa electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico, o sea, reúne ocho electrones
Como se estableció anteriormente el potencial de io ioni niza zaci ción ón y la afi afinida nidadd ele electr ctrónic ónicaa determinan el concepto de electronegatividad de un elemento. Podemos definirla como una medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace. Los valores de la electronegatividad son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos. La formación de enlaces se puede presentar entre átomos de igual o de diferente elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad Se pued puedee obte obtene nerr una una
Es un conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos, iones y moléculas cuando forman distintas agrupaciones estables. La formación de un enlace químico obedece a: 1.- Un meca mecani nismo smo elec electró trónic nicoo de gana gananci ncia, a, pérdida o compartimiento de electrones entre los átomos que se unen. 2.- Si dos o más átomos se unen, los electrones de valencia forman agrupaciones de modo que cada cada átom átomoo pued puedaa adq adquiri uirirr la est estruct ructur uraa electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico, o sea, reúne ocho electrones en su nivel más externo. Esta reglamentación que perm permit itee expl explic icar ar sati satisf sfac acto torriame iament ntee la formación de las moléculas fue enunciada por Lewis y Lagmuir. REGLA DEL OCTETO._ OCTETO._ En 1916 los científicos Walter Kossel alemán y Gilb Gi lber ertt Le Lewi wiss nort nortea eame meri rica cano no de form formaa independiente concluyeron que la tendencia que pose poseen en los los áto átomos mos de log lograr rar estr estruuctur cturas as similares a la del gas noble más cercano explica la form formac ació iónn de los los enla enlace cess qu quím ímic icos os.. Esta Esta conclusi conclusión ón es mundia mundialme lmente nte conocida conocida como la regla del octeto, del ocho u octete y octete y se enuncia enuncia así: cu cuan ando do se fo form rmaa un en enla lace ce qu quím ímic icoo lo loss átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contengan ocho electrones y así adquirir la est estru ruct ctur uraa ele elect ctró rónic nicaa de dell ga gass nob noble le má máss cercano en el sistema periódico. LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS ENLACES QUÍMICOS.-
Como se estableció anteriormente el potencial de io ioni niza zaci ción ón y la afi afinida nidadd ele electr ctrónic ónicaa determinan el concepto de electronegatividad de un elemento. Podemos definirla como una medida de la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de un enlace. Los valores de la electronegatividad son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos. La formación de enlaces se puede presentar entre átomos de igual o de diferente elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad.. Se pued puedee obte obtene nerr una una clasif clasific icaci ación ón de los los enlac enlaces es al esta estable blece cerr la dife difere renc ncia ia de elec electr tron oneg egat ativ ivida idadd entr entree los elementos comprometidos en él. Para encontrar la diferencia de elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad entr entree dos dos elem element entos os,, se resta el mayor valor del menor valor. Cuando la unión o el enlace se presenta entre átomos de elementos de igual electronegatividad la diferencia es cero y se da un enlace covalente puro. En este caso los electrones comprometidos en el enlace, están igualmente compartidos por los dos átomos por ejm. H 2 , Cl2, F2, N2, O2, y otras moléculas biatómicas de átomos iguales. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay la formación de dipolos. Si la unió uniónn se pres presen enta ta entr entree áto átomos mos de dife difere rent ntee ele electro ctrone neggativ ativid idad ad,, el enla enlace ce resultante es po pola larr. Si la diferencia de electronegatividad es alta (mayor que 1.7), el enla enlace ce es de tipo tipo iónico ejm. ejm. Na NaCl Cl.. Si la diferencia de electronegatividad es baja, (menor que 1.7) el enlace es covalente polar Ejm. CO.
Es fáci fácill dete determ rmin inar ar qu quee entr entree los los enla enlace cess covalentes puros o no polares y los iónicos se presenta toda una variedad de enlaces polares. Así, los enlaces covalentes y los iónicos son casos extremos de los valores de electronegatividad. En realidad, lo que se tiene es una gama de enlaces que va desde los no polares, o covalentes puros hasta los muy polares o iónicos. Como ya se anotó anteriormente el valor más alto, que es 4.0, lo presenta el F 2 y el más bajo, que es 0.7, lo presenta el Fr. De tal manera, la mayor diferencia de electronegatividad que se pued puedee pres presen enta tarr es de 4.0 4.0 – 0.7 0.7 = 3.3, 3.3, y la mínima es cero cuando se unen dos átomos de igual electronegatividad. Al colocar estos dos valores sobre los extremos de una lín línea rect ecta, se puede ilust lustrrar la progresión de polaridad de los enlaces desde los no polares hasta los iónicos. enlaces polares 0
enlaces iónicos
3,3
1,7
enlaces covalentes puros (no polares) Como Como regla regla gene genera rall se tiene tiene,, qu quee cuand cuandoo la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos es mayor que 1.7, el enlace presenta alto carácter iónico. Todo enlace enlace que se presenta presenta entre átomos átomos de difere diferente ntess element elementos os necesa necesaria riamen mente te ha de tene tenerr algú algúnn cará caráct cter er pola polar, r, pues puesto to qu quee los los átomos tienen distintas electronegatividades. En estos casos, el elemento más electronegativo atr atrae sobr sobree sí la pareja de elec lectrones comp compar arti tido dos, s, de mane manera ra qu quee perm perman anez ezca cann durante más tiempo más cerca de este que del otro.
Para Para repr repres eseentar ntar un enlac nlacee qu quím ímiico y las las reac reacci cion ones es entr entree los los átom átomos os,, el qu quím ímic icoo norteamericano Gilbert Lewis estableció que se pueden utilizar círculos, puntos, el signo más o el signo por, alrededor del símbolo del elemento, para representar sus electrones de valencia. De esta manera, los electrones de la capa más externa representados alrededor alrededor del símbolo de los elementos se de deno nomi mina nann sí símb mbol olos os electrónicos de Lewis. Para el caso de los grupos representativos de la tabla tabla peri periódi ódica ca el núme número ro de elect electron rones es de valencia esta dado por el número del grupo. Por ejm., el símbolo de Lewis para el berilio es Be. Se representa con dos puntos ya que, la notación espectral 1s2 2s2 del elemento cuyo núme número ro atóm atómic icoo es cuat cuatro ro,, pres preseenta nta dos dos electrones electrones en el último nivel n ivel de energía, energía, llamado también nivel de valencia. Por tanto el berilio pertenece al grupo IIA. En esta notación el símbolo, Be, se llama centro y representa tanto al núcleo cono los electrones internos (1s 2). Los dos puntos alrededor representan los electrones en el nivel externo. Esta notación es muy útil para los elementos representativos de la tabla periódica, empero, tiene dificultades de uso en los elementos de transición, debido a que estos elementos, por lo general, general, utilizan para sus enlaces, enlaces, electrones electrones de más de un nivel principal. Esto hace que el concepto de electrones de valencia sea un poco indefinido para los elementos de transición. Las fórmulas de las moléculas también se puede expresar mediante la estructura de Lewis. Para diferenciar los electrones de valencia de cada elemento se deberá utilizar diferentes símbolos.
TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS SÍMBOLOS ELECTRÓNICOS FÓRMULAS DE LEWIS.
Y
ENLACE METÁLICO (SÓLIDOS METÁLICOS) Las tres cuartas partes de los elementos de la tabla periódica son metales. De ahí la importancia del estudio del tipo de enlace que se presenta entre ellos: el enlace metálico. Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su último nivel. Como conse consecu cuen enci cia, a, no es posib posible le la formac formació iónn de moléculas ya que los átomos no disponen de suficientes electrones en su capa externa para que las moléculas cumplan la regla del ocho. La unió uniónn entr entree los los áto átomos mos de un meta metall no es covalente. covalente. Pensemos por ejemplo en el átomo de potasio que que tiene un un solo electrón electrón en su último nivel, lo cual cual nos hace presumi presumirr que sería sería muy difícil que el potasio cumpla con la regla del ocho. Tampoco es posible pensar en la formación de iones, puesto que al ser átomos de un mismo eleme element nto, o, no es imagi imagina nable ble qu quee un átomo átomo de potasio gane un electrón a expensas de otro igual a él. Por tanto, tampoco el enlace iónico permite explicar la unión existente entre los átomos de un metal.
Este razonamiento nos lleva a describir un metal como un enrejado de iones positivos colocados en los nudos de la red cristalina y sumergidos en un mar mar de elec electr tron ones es móvi móvile les. s. En los los enla enlace cess covalen covalentes tes molecu molecular lares, es, los electr electrone oness están están situados de modo que determinan rígidamente las posiciones de los átomos, es decir, tienen un carácter direccional; los electrones tienden a permanecer concentrados en ciertas regiones del espacio molecular. En cambio, en los metales, los electrones nes están distr stribuid uidos cas casi uniformemente por todo el cristal.
estru estruct ctur uraa crista cristalin linaa del del sodio sodio (sist (sistem emaa cúbic cúbicoo centrado en el espacio) los puntos negros representan los centros de gravedad de los iones de Na + ,que serán tangentes unos a otros.
Nece Necesit sitamo amoss pues pues,, un model modeloo difer diferen ente te qu quee permita explicar el enlace existente entre átomos de un metal. Existen dos modelos: a.- Modelo del gas electrónico (o del mar de electrones)
+
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2+
2+
2+
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2+
2+
b.- Modelo de bandas.
2+
2+
2+
2+
2+
2+
Haré referen referencia cia únicamente únicamente al modelo del gas electrónico.
2+
2+
2+
2+
2+
2+
El mode modelo lo,, post postuula qu quee los los meta metale less está estánn form formad ados os por por una una red red cris crista talilino no de ione ioness metálicos; es decir, un sólido donde todos los átomos están fijos, excepto los electrones del nivel nivel extern externo, o, los cuales cuales pueden pueden despla desplazar zarse se fácilmente, aun que no con absoluta libertad, ya que existe una interacción entre ellos y los núcleos atómicos de la red.
La estructura metálica esta constituida por iones positivos (átomos de metal sin sus electrones de valencia) bañados por un gas electrónico (o mar de electrones) constituido por los electrones de valencia
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE.
La atra atracci cción ón electr electros ostá tátic ticaa entr entree espec especie iess iónicas de carga opuesta da como resultado un enlace químico llamado iónico o electrovalente. El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde pierde electr electrone oness relati relativame vamente nte fácil fácil (metal) (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal). Esta reacción conduce a la formación de partículas cargadas positiva o negativamente llamadas iones. IONES.Son partículas cargadas que se forman cuando un átomo o grupo de átomos ganan o pierden uno o más electrones. Los átomos de los metales tienden a perder electrones para formar iones positiv positivos os llamado llamadoss cationes cationes;; en cambio bio, los átomos de los no metales son los que tienden a ganar electrones para formar iones negativos llamados aniones aniones..
Entonces enlac enlacee iónic iónicoo o electrovalente, es el que se establece por transferencia de electrones de un átomo a otro otro,, de modo modo qu que, e, los los átom átomos os rea reaccio cciona nant ntes es alcanza alcanzann la config configura uració ciónn de gas noble. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos muy estables debido a la atracción entre iones de carga diferente. Las fuertes interacciones hacen que la mayor parte de los compuestos iónicos sean duros y quebradizos, con puntos de fusión elevados entre 300 y 1100 0 C. Los puntos de ebullición también son altos, entre 100 y 1500 oC.
En estado sólido no conducen la electricidad, pero sí lo hacen fundidos o disueltos, debido a que se descomponen en iones individuales que se mueven con libertad. Los compuestos capaces de disociación iónica iónic iónica, a, en soluc solució iónn acuosa acuosa o fundi fundido dos, s, que permiten el paso de la corriente eléctrica, se denominan electrolitos. El proceso por el cual se realiza la conducción eléctrica a través de un electrolito, en solución o fundido, se denomina electrólisis. Los compuestos iónicos son solubles en agua, debido a la existencia de atracciones ión – dipolo, que permiten que las moléculas de agua saquen con suficiente fuerza los iones de sus posiciones en el cristal. Una vez separados los iones del cristal, estos quedan rodeados por molé molécu cula lass de agua agua.. La solu solubi bililida dadd de un compuesto iónico es mayor, mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los iones. Las interacciones interacciones entre el compuesto compuesto iónico iónico y las molécul moléculas as de agua agua se denomi denominan nan hidratación. EJERCICIOS PROPUESTOS. * Prediga la carga de los iones y la fórmula del compu compues esto to qu quee se form formaa cua cuando ndo el magne magnesi sioo reacciona con el nitrógeno. * Prediga la carga de los iones y la fórmula del comp compue uest stoo qu quee se form formaa cuand uandoo el calc calcio io reacciona con el cloro. * Prediga la carga de los iones y la fórmula del comp compue uest stoo qu quee se form formaa cuan cuando do el alum alumin inio io reacciona con el flúor. * Prediga la carga de los iones y la fórmula del comp compue uest stoo que se form formaa cuan cuando do el ber berilio ilio reacciona con el iodo.
ENLACE COVALENTE O COVALECIA
El enlace entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo no queda explicado mediante el enlace iónico. Los químicos Gilbert Newton Lewis e Irving Lagmuir utili utilizar zaron on la regl reglaa del del octet octeto, o, no solo, solo, para para explica explicarr la formaci formación ón de compue compuesto stoss iónicos, iónicos, sino, también los no iónicos. Independientemente, llegaron a la conclusión de qu quee la regl reglaa del del octe octeto to no siem siempr pree impl implic icaa transferencia de electrones de un átomo a otro.
comparten comparten tres pares pares de electrones, electrones, se se forma un enlace covalente triple; ejm. C2H2 N2 C2Cl2
ENLACE COVALENTE APOLAR O COVALENTE PURO.
Según Lewis, dos átomos de un enlace pueden cumplir con la regla del octeto, no solo, al trasladar electrones, sino también, al compartir uno o más pares de electrones. En este caso, se considera que el par o pares de electrones compartidos pertenecen a la periferia de ambos átomos.
En las moléculas formadas por átomos iguales, no hay mayor atracción por los electrones compartidos por parte de ninguno de los átomos y no presentan difere diferencia ncia en su electr electrone onegat gativi ividad. dad. Un enla enlace ce covalente en que los electrones son igualmente atraídos por los dos átomos se denomina enlace covalente apolar o no polar.
El enlace covalente es la unión de dos o más átomos que comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace se presenta entre los elementos no metálicos.
Este tipo de enlace se presenta en el caso de las moléculas de hidrógeno (H2), cloro (Cl2), oxígeno (O2), etc.
CLASES DE ENLACES COVALENTES.ENLACE COVALENTE SIMPLE. Cuando los átomos que intervienen en el enlace requieren solamente un electrón para adquirir la conf config igur urac ació iónn de gas gas nobl noble, e, y por por lo tant tantoo comparten comparten un solo par de electrones, electrones, se forma forma un enlace covalente simple o sencillo; ejm. Cl2
CH4
H2O
ENLACE COVALENTE DOBLE. Cuando los átomos que intervienen en el enlace requ requie iere renn dos dos elec electr tron ones es para para adqu adquir irir ir la conf config igur urac ació iónn de gas gas nobl noble, e, y por por lo tant tantoo comparten dos pares de electrones, se forma un enlace covalente doble; ejm. O2
CO2
C2H4
ENLACE COVALENTE TRIPLE. Cuando los átomos que intervienen en el enlace requ requie iere renn tres tres elec electr tron ones es para para adqu adquir irir ir la conf config igur urac ació iónn de gas gas nobl noble, e, y por por lo tant tantoo
ENLACE COVALENTE POLAR. Cuan Cuando do los los átom átomos os qu quee se enla enlaza zann tien tienen en una una elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad dife difere rente nte,, en la molé molécu cula la se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, originando así, un polo positivo y uno neg negati ativo vo.. Por cons consig iguuient iente, e, la zona zona que perten pertenece ece al átomo átomo de mayor mayor electro electroneg negativ ativida idadd será el polo negativo y la de menor electronegatividad será el polo positivo. A este tipo de moléculas la llamamos polares y el enlace se denomina covalente polar. Ejm. H2O, CO2, entre otros. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO. Este enlace tiene lugar entre distintos átomos y se caracteriza por que los electrones que se comparten son aportados por uno solo de los átomos que se enlazan. El átomo que aporta el par de electrones se llama dador y el que lo recibe receptor. El enlace covalente dativo se representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta los electrones y se dirige hacia el átomo que no aporta ninguno. Ejm.
HClO2 H3PO4
HClO4
TEORÍAS ACERCA DEL ENLACE COVALENTE. En la form formaci ación ón del del enla enlace ce coval covalent entee pued puedee admi admiti tirs rsee que que los los elec electr tron ones es comp compar arti tido doss perten pertenece ecenn simultá simultánea neament mentee a dos orbitale orbitaless atómicos, correspondientes a cada uno de los átomos enlazados (teoría (teoría del orbital orbital atómico o del enlace de valencia), valencia), o bien puede admitirse que los electrones pertenecen a la molécula como un todo, en vez de cada uno de los átomos (teoría del orbital molecular). molecular).
puede cubrir por si solo dos orbitales. O sea, entre los dos electrones 1s, uno de cada átomo de H, completan la estructura 1s 2 (de helio) de ambos. En la formación de un enlace entre dos átomos de cloro (s2p5) para formar la molécula de Cl 2, se produce el solapamiento de orbitales p, con lo que cada átomo adquiere la configuración electrónica s2p6 (del Ar).
En ambos ambos casos casos,, a los átomo átomoss enla enlaza zado doss debe debe corresponder un mínimo de energía. En realidad, estas son dos formas de considerar el prob proble lema ma de enla enlace ce cova covale lent nte. e. Son Son dos dos simplificaciones, mediante enfoques diferentes del tratamiento más complejo que implicaría la aplicación de la mecánica ondulatoria. TEORÍA DEL ORBITAL ATÓMICO O ENLACE DE VALENCIA. Esta teoría fue desarrollada entre 1930 y 1940 por Linus Pauling y otros autores. Según dicha teoría, los electrones compartidos pertenecen simultáneamente a los orbitales de los elementos enlazados. enlazados. Esto implica un un solapamiento solapamiento de de las nubes electrónicas de los elementos. En las moléculas de H2, por ejemplo, los orbitales 1s de cada átomo se solapan de tal forma que un electrón, que originalmente pertenecía a un orbital, Por solapami solapamient entoo de orbitale orbitaless s siempre siempre se obtie obtienen nen unos unos enla enlace cess deno denomi minad nados os enlaces sigma. Por solapami solapamiento ento fronta frontall de orbital orbitales es p se obtie obtienen nen unos unos enla enlace cess deno denomi minad nados os enlaces sigma.
De la misma manera pueden formarse dobles o triples enlaces. Así, en el caso de la molécula de N 2 los átomos de N compa mparten tres par pares de elec lectrones, por solapamiento de los tres orbitales p:
Por solapamiento longitudinal de orbitales p se obtienen unos enlaces denominados enlaces pi. Obsér Obsérve vese se como como,, en todo todoss los caso casos, s, los dos dos electrones compartidos en cada enlace pertenecen simultáneamente a los orbitales atómicos de uno y otro átomo. Según este enfoque, para que dos átomos formen un enlace covalente debe producirse el
apareamiento de dos dos elec lectrone roness de spin pines contrarios, pertenecientes uno a cada átomo; así se consigue un sistema de menor energía. Otra forma de presentar estos mismos hechos es mediante los llamados diagramas de orbital.
A continuación se indican, en forma esquemática tres tres ejem ejempl plos os acla aclara rati tivo voss (con (con indi indica caci ción ón de covlencia).
ORBITALES ATÓMICOS HÍBRIDOS. Puesto que la teoría del enlace de valencia, o del orbital atómico, explica la formación de enlaces covalentes por compartición de electrones no apareados, parecería lógico que el número de enlaces formados por un determinado átomo (su coval covalen encia cia)) depe depend ndie iera ra solo solo del del númer númeroo de elec electr tron ones es desap desapar area eado doss del del últim últimoo orbit orbital al electrónico ocup ocupad ado. o. Sin Sin embargo embargo,, esto no sucede siem iempre así; así; por ejemplo, el
carbono, al que corresponde un diagrama de orbital
Una discusión similar podría hacerse para otros muchos casos. Con el fin de simplificar, puesto que la ampliación corresponde al estudio de la química org orgánic ánica, a, se esq esquema uemati tiza zann los los proc proces esos os de 2 formación de híbridos sp y sp y se indican los diag diagra rama mass de orbi orbita tall corr corres espo pond ndie ient ntee a las las moléculas de BeF2 y BH3
Debería formar dos enlaces covalentes; ahora bien, bien, la expe experi rien encia cia mues muestr traa qu quee el carbo carbono no presenta una covalencia 4. Esta Estass y otra otrass discr discrepa epanci ncias as pued pueden en expli explica cars rsee admitiendo un nuevo tipo de orbital atómico, llamado orbital híbrido, que puede formarse por pro promoci mocióón de un elec electr tróón origi rigina nalm lmeente nte apareado a orbitales de mayor energía. HIBRIDACIÓN sp3. En el caso del carbono se explica la tetra tetraco coval valen enci cia, a, Su Supo poni niend endoo qu quee uno uno de los electrones 2s pasa al nivel 2p
Con lo que quedan cuatro electrones desapareados. En el metano, CH4, cuyo diagrama orbital es:
se forman 4 enlaces C – H equivalentes. O sea, no hay un enlace correspondiente a un orbital s y tres enlaces correspondientes a orbitales p, sino cuatro enlaces nuevos, correspondientes a la mezcla o hibridación de un orbital s y tres orbitales p, que son orbitales híbridos sp 3. OTROS TIPOS DE HIBRIDACIÓN.
ROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS MOLECULARES. Los compuestos moleculares están constituidos por moléculas que tienen un conglomerado de átomos unidos por enlaces covalentes. Los compuestos moleculares también llamados sustancias covalentes se caracterizan por que tienen puntos de fusión y ebullición bajos; son malos conductores del calor y la electricidad. A temperatura ambiente son sólidos, como el yodo y el naftaleno; naftaleno; líquidos, líquidos, como el bromo, agua, agua, etan etanol ol;; y, gase gasess como como,, oxíge oxígeno no,, nitró nitróge geno no y dióxido de carbono.
B 1s2
2p1
2s2
H H H 1s1 1s1 1s1
H
Por tanto, los compu compuest estos os iónic iónicos os presentan una ener energgía de enla enlace ce superior a los covalentes.
1s1 1s2
sp2
B orbital híbrido Contrariamente a los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes; las fuerzas de atracción molecul moleculare aress son débiles, débiles, except exceptoo en alguna algunass macromoléculas como el cuarzo y el diamante. LOS EN LOS ENLA LACE CESS QU QUÍÍMI MICCOS Y AL ALGU GUN NAS PROPIEDADES. Se ha visto que los enlaces químicos dependen de la naturaleza de los elementos que se enlazan. Así, también, los diferentes enlaces presentan propiedades que les son características. Tales propiedades de los enlaces, a su vez, generan características propias de las sustancias en las cuale cualess está estánn prese present ntes es.. Algu Alguna nass de dich dichas as características son. LONGITUD DE ENLACE. La longitud de un enlace esta determinada por la distancia internuclear existente entre los dos átomos que se enlazan. Dado que los átomos de un enla enlace ce está estánn en cont contin inuo uo movi movimi mien entto, acercándose y alejándose la longitud del enlace es un valor promedio entre la mayor y la menor longitu longitudd interat interatómic ómica. a. La longitu longitudd del enlace enlace depende del volumen de cada átomo y se hace menor en la medida en que el carácter iónico del enlace aumenta. La distancia entre dos átomos unidos por un enla enlace ce coval covalen ente te se calc calcul ulaa suma sumand ndoo las las longitudes de sus radios. La longitud de enlace suele expresarse en ángstrom. ENERGÍA DE ENLACE. La energía de un enlace corresponde a la fuerza fuerza necesar necesaria ia para para romper romperlo lo cuando cuando la sustancia se halla en estado gaseoso. La energía de enlace entre dos átomos está en relación directa con su polaridad y esta, a su vez, depende de las diferencias de electronegatividad que presenten los átomos.
La energía d e enlace se puede expresar en kilocalorías por mol (Kcal/mol). Así, por ejemplo la energía energía del enlace (H - O) es igual a 110 kcal/mol y la del del enlace enlace (H - C) es es de 99.3 99.3 kcal/mo kcal/mol.l. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS. En las moléculas biatómicas homonucleares o de núcleos iguales, como la del H 2, el F2 y otras, se puede pensar que la distribución de la carga, en un momento dado, es simétrica alrededor de los dos núcleos; esto es, son atraídos por igual hacia los dos núcleos. Pero si se considera una molécula heteronuclear con núcleos diferentes como la del HCl o HF, la situ situac ació iónn es dife difere rent nte. e. El átom átomoo de mayo mayorr elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad tien tiende de a atra atraer er por más más tiempo los electrones que el átomo de menor elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad.. Como Como resu result ltad adoo de esto; esto; aparece aparece una ligera carga negativa sobre el átomo más electronegativo y una ligera carga positiva sobre el átomo más electropositivo. Es decir, se presenta una distribución asimétrica de la carga alrededor de los núcleos, que se pue puede representar así: H+- ClEn consecuencia, se puede decir que las moléculas biatómicas homonucleares son no polares y que las biatómicas heteronucleares son polares. H* *H
H–H
Molécula no polar
HCl
H – Cl
molécula polar
Como se acaba de ver, en las moleculares polares exis existe tenn un extr extrem emoo posi positi tivo vo y un extr extrem emoo negativo, por lo cual, se afirman que son dipolos eléctr eléctrico icoss y, en consecu consecuenci encia, a, esas esas molécul moléculas as tienen un momento bipolar eléctrico permanente.
Físicamente, el momento bipolar esta definido como el producto de la carga por la distancia que la separa. u=qxd u = momento bipolar. q = carga del electrón es = 4.8 x 10 -10 ues. d = distancia en cm, que es del orden de 10 -10 La existencia o no de polaridad en las moléculas influye en las propiedades físicas y químicas de cada sustancia. Así, cuando se compara el ácido sulfhídrico, H2S, con el agua H 2O, se observa que, a temperatura ambiente, el primero es un gas, mien mientr tras as que que el segu segund ndoo es un líqu líquid ido. o. Esta Esta diferencia se puede explicar teniendo en cuenta que la molécula de agua es más polar que la del ácido sulfhídrico. Cuando se trata de moléculas de más de dos átomos, es difícil predecir si son polares o no. En estos casos, es necesario no solamente tener en cuen cuenta ta la pola polari rida dadd de los los enla enlace ces, s, sino sino también su orientación mutua en el espacio, ya que una molécula simétrica será no polar aún cuando los enlaces sean polares, ejm. CCl4 . En la molécula de tetracloruro de carbono, los electrones del enlace están desplazados un poco hacia los átomos de cloro pero, como estos están dispuestos alrededor del átomo de carbono en forma tetraédrica simétrica, los enlaces polares se cancelan mutuamente. Si se reemplaza un átomo de cloro por uno de hidrógeno, se rompe la simetría, y el resultado de esto es una molécula de cloroformo, que es polar. Otras moléculas como el agua, dióxido de azufre, amoníaco entre otras son polares. Enlaces apolares: momento bipolar = 0 Enlaces polares: momento bipolar > 0 EL ENLACE QUÍMICO Y LAS FU FUEERZAS INTERMOLECULARES. Además de las fuerzas que se ejercen entre los átomos para mantenerse unidos y, así formar, las molé molécu culas las,, entre entre las molé molécu cula lass tambié tambiénn existen ciertas fuerzas que se conocen como fuerzas fuerzas intermolecul intermoleculares ares.. Esta Estass fuer fuerza zass son son
muy muy débi débile less y son son las las resp respon onsa sabl bles es de las las propie piedades físi ísicas de las las sust sustaanci ncias moleculares. Las princip principale aless fuerza fuerzass intermo intermolec lecula ulares res son: Fuerzas de dispersión de London, fuerzas ión – dipolo, fuerzas dipolo – dipolo y fuerzas de puente de hidrógeno. FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON. Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto, actúan especialmente a bajas temp temper erat atur uras as.. En los los gase gasess nobl nobles es,, son son los los responsables de su licuefacción. Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad qu quee pose poseeen las las nube nubess elec electtróni rónica cass de las las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Puesto que la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos dipolos que son atraídos o repe repelilido doss por por los los peq pequeño ueñoss dipo dipolo loss de las las moléculas vecinas. Con frecuencia se usan indiscriminadamente las expresiones Fuerzas de dispersión de London y fuerzas de van der Waals, si bien las fuerzas de van der Waals abarcan todos los tipos de fuerzas intermo intermolecu lecular lares, es, mientra mientrass que las de London London hace hacenn refe referrenc encia a molé molécu cula lass no pola polare res, s, sustancias como CO2, N2, O2, H2, SO3. También se las llama fuerzas de corto alcance, pues solo se mani manifie fiest stan an cuand cuandoo las moléc molécul ulas as está estánn muy muy cercas unas de otras. INTERACCIONES INTERACCIONE S IÓN – DIPOLO. Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ión positivo y el polo positivo interactúa con el ión negativo; las partes de cada molécula se unen por fuer fuerza zass de atra atracci cción ón de atra atracc cció iónn de carga carga opuesta
Estas interacciones bipolares tienen apenas el 1% de la fuerza que se genera a través de un enlace iónico o covalente. El grado de interacción de los dipolos explica los puntos de fusión y ebullición, así como la presión de vapor de las sustancias polares; propiedades que tienden a tener valores más altos a medida que el tamaño de la molécula aumenta. INTERACCIONES DIPOLO – DIPOLO. Se present presentan an entre entre molécu moléculas las de compue compuesto stoss polares. Cuando estas se aproximan, tienden a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige dirige hac hacia ia el polo negati negativo vo de la otra, generando así, una atracción electrostática entre los dipolos. Esta atracción es mucho más débil que la que ocurre entre iones de carga opuesta por que los dipolos son solo cargas parciales. Las moléculas están en continuo movimiento lo que impide que los dipolos se alinien perfectamente y que se presenten fuerzas repulsivas cuando se acercan dipolos de igual carga.
INTERACIONES HIDRÓGENO.
POR
PUENTE
DE
Cuando el hidrógeno se une en forma covalente a átomos átomos muy electro electroneg negati ativos vos y muy pequeñ pequeños os como el flúor; el oxígeno y el nitrógeno se genera una fuerza de atracción muy fuerte. La elevada electronegatividad del flúor (4.0), del oxígeno (3.5), del nitrógeno (3.0) y el pequeño tamaño del hidrógeno hacen que el desbalance de la carga sea grande, originándose así un dipolo permanente.
De esta manera resulta una molécula muy polar en la cual el hidrógeno se carga positivamente. Este extremo positivo del dipolo se puede aproximar bastante bastante al extremo extremo negativo de un dipolo vecino prod produci uciénd éndos osee una una unió uniónn fuer fuerte te entr entree ellos ellos conocida como puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno. hidrógeno. Este dipolo tiene una fuerza que varía entre el 5 y el 10% de la fuerza que existe en un enlace covalente ordinario. Los puentes de hidrógeno son los responsables de qu quee el agua agua sea sea un líqu líquiido a temp temper erat atur uraa
ambiente, en vez de un gas, como también de la orientación de las moléculas de agua en el hielo, para dar una estructura cristalina muy abierta. Esta estructura abierta es la causa de que el hielo sea menos denso que el agua líquida. Así mismo, las moléculas que están unidas por puentes de hidróg hidrógeno eno prese present ntan an punto puntoss de fusió fusiónn y ebullición más altos de lo esperado. Los puentes de hidr hidróg ógen enoo tamb tambié iénn perm permit iten en expl explic icar ar la elevada solubilidad de algunos líquidos como el agua y el alcohol etílico o el agua y el amoníaco.
ARQUITECTURA MOLECULAR. GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS.
Las pro propied piedad ades es de las las molé molécu cula lass qu qued edan an determinadas en primer lugar por los tipos de enlaces presentes en ellas y en segundo lugar por su arquit arquitectu ectura ra molecul molecular. ar. Se enti entien ende de por por arquitectura molecular la forma geométrica de la molécula. molécula. Debes saber que los orbitales atómicos tienen formas geométricas determinadas y cuando se forman los orbitales moleculares estos presentan orie orient ntac acio ione ness espac spaciiales ales con con dir direcci eccion ones es concretas. concretas. Esta orientación orientación influye notoriamente notoriamente en la forma tridimensional que adoptan algunas moléculas. A medida que aumenta el número de átomos en la molécula aumenta también el número de formas que podría adoptar la molécula.
El valo valorr de esto estoss ángu ángulo loss pued puedee pred predec ecir irse se tenie teniend ndoo en cuen cuenta ta el sigui siguient entee princi principio pio de Sigwick y Powell: Los pares de electrones que rodean a un átomo se orientan de modo que permanecen lo más alej alejad ados os posi posibl blee (a caus causaa de la repu repuls lsió iónn electrostática).
MOLÉCULA DE CO2. El CO2 es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de carbono. La estructura de Lewis de esta molécula es:
Para que los pares de electrones del átomo central estén lo más apartados posible, los pare paress liga ligant ntes es corr corres espo pondi ndien ente tess a los los dos dos dobles enlaces, y por lo tanto los dos átomos de oxígeno, están en posiciones opuestas. Esta Esta molécul moléculaa tiene, tiene, por lo tanto tanto geomet geometría ría lineal (ángulo O = C = O = 180°).
MOLÉCULAS BIATÓMICAS.Si la molécula es biatómica, el conocimiento de su geometría queda reducido al conocimiento de la distancia internuclear. La dirección del enlace entre los dos átomos está, en este caso, en la línea que une los dos núcleos. MOLÉCULA DE BeF2
sp
Ángulos entre enlaces 180º
En moléculas con más átomos interviene,
además otro factor: los ángulos que forman los diferentes enlaces.
En este compuesto el berilio se enlaza mediante dos enlaces híbridos sp con dos átomos de flúor, con lo que, si los pares de electrones deben estar lo más más alej alejad ados os posi posibl blees se origi rigina nará rá una una
estructura lineal (ángulo de 180º entre los dos enlaces).
MOLÉCULA DE CH4
sp3.
El carbono se enlaza con el hidrógeno mediante cuatro enlaces híbridos sp3.
MOLÉCULA DE BF3
sp . 2
El boro se enlaza mediante tres híbridos sp 2. La máxi máxima ma sepa separa raci ción ón entr entree los los tres tres pare paress de elec electro trones nes compa compart rtido idoss corr corresp espon onde denn a una una estr estruc uctu tura ra tria triang ngul ular ar con con el átom átomoo de boro boro situado en centro y los enlaces, que forman ángulo de 120º, dirigidos a los vértices.
La máxima separación de los pares de electrones corresponden a una estructura tetraédrica, con el carbono situado en el centro del tetraedro y los enlaces dirigidos a los vértices (ángulos de enlace 109.5º).
F
MOLÉCULA DE PCl5
sp3d.
El fósfor fósforoo se enlaza enlaza con el cloro cloro por medio medio de 3 cinco enlaces híbridos sp d.
La máxima separación de los pares electrónicos se adquiere cuando el fósforo se sitúa en el centro de una bipirámide triangular y los enlaces se dirigen dirigen hacia los los vértices vértices de la misma. misma. Como consecuencia de esto los ángulos entre enlaces horizontales es de 120º y los verticales de 90º. Estructura de Lewis:
MOLÉCULA DE SF6
sp3d2.
El azufre se une con el flúor a través de seis enlaces híbridos sp3d2. La máxima separación de los pares electrónicos compa compart rtido idoss se obti obtiene ene cuand cuandoo el átom átomoo de azufre ocupa el centro de un octaedro y los enlaces se dirigen a los vértices del mismo.
Formación de enlaces
Estructura de Lewis. Formación de de enlaces.
Forma geométrica de la molécula
Forma geométrica de la molécula.
Hast Hastaa ahor ahoraa hemo hemoss apli aplica cado do el prin princi cipi pioo de Sigwick y Powell al estudio de la geometría de molé molécu cula lass con con todos todos los pare paress de elect electro rone ness compartidos (formando enlaces covalentes), sin embargo es frecuente encontrar otras moléculas en las que algunos pares de electrones no están
compartidos como, por ejemplo: amoníaco (NH 3) y agua.
En
estos casos se puede aplicar el mismo principio teniendo presente que estos pares electrónicos no compa compart rtid idos os tambi también én produ produce cenn repu repulsi lsión ón electroestática y tienden, por tanto, a situarse lo más más alej alejad adoo posi posibl ble, e, al igua iguall qu quee si fuer fueran an compartidos. Habrá que tener en cuenta, según esto, el número de pares electrónicos totales (compartidos o no). Así en los casos del amoníaco y del agua tanto el nitrógeno como el oxígeno están rodeados por cuat cuatro ro pare paress de elec electr tron ones es qu quee tend tender erán án a orientarse, según hemos visto antes, dirigiéndose desd desdee el cent centro ro de un tetr tetrae aedr droo haci haciaa los los vértices, al igual que en el metano.
