QUÍMICA TEMA 4
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES SNII2Q4
DESARROLLO DEL TEMA
ENLACE QUÍMICO • Octeto de Lewis: "Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la configuración electrónica de un gas noble: , es decir cada átomo debe poseer 8 , en su última capa". • Kernel: Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en cuenta su última capa. • Simbolo de Lewis: Es la notación de los electrones de valencia alrededor del símbolo de un elemento representativo (grupo A). Lewis planteó la representación de estos electrones mediante puntos o aspas.
I. ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO
Es aquella fuerza de atracción entre dos o más átomos que resulta como consecuencia de la transferencia o compartición mutua de uno o más pares de e–, entre los átomos participantes. Este tipo de enlace define las propiedades químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia, valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructura, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia liberando energía en su formación; osea los átomos libres poseen mayor energía que los átomos unidos por enlaces.
Capa de Valencia
ns1
ns1
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
Grupo
1A
2A
3A
4A
5A
6A
7A
8A
Elementos
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Nota: La valencia no tiene signo, simplemente es un número que indica cuántos electrones debe compartir ganar o perder el elemento antes de que se sature.
•
A. Valencia Es la capacidad de saturación o combinación con la que un elemento se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.
•
•
B. Carga iónica
Mg Valencia=2 ⇒ Mg2+ ⇒ catión carga=0 Valencia=0 carga=2+
O ⇒ ( O )2 ⇒ anión
2 2 6 2 18Ar:Núcleo,1s ,2s ,2p ,3s ,3px
Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión). Ejemplo: •
12Mg:
Núcleo, 1s2, 2s2, 2p5, 3s2 ⇒
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II
Kernel
Kernel
11
py pz ⇒
Ar
Valencia = 0 Carga = 0
QUÍMICA
TEMA 4
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Nota: La valencia de un elemento indica el número de átomos del otro.
Nota: Hay algunos elementos que no cumplen con el octeto de Lewis: 1H; 2He; 4Be; 5Be; etc. Para los elementos representativos (Grupo "A"), el orden del grupo coincide con el # de e– de la última capa.
Características de un compuesto iónico • Generalmente existen en estado sólido. • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no presentan moléculas.
Ejemplo: xx
VIA: O ; x S xx ; etc x
Ejemplo:
xx
x VIIA: Cl ; x F x ; etc xx
IA: K; Na; etc
II. CLASES DE ENLACE INTERATÓMICO
Son 3: Iónico, Metálico y Covalente.
A. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones debido a la transferencia de del metal al no metal posiblemente, siempre que la 1,7.
• • • • •
Ejemplo 1 •
IA: Na → val = 1 EN(Cl) = 3,0 xx
• VIIA: x Cl xx → val = 1; xx El enlace es iónico
EN(Na) = 0,9 ∆ EN = 2,1
B. Enlace metálico
Nota: Para hallar la fórmula se coloca del menos al más electronegativo. catión
xx
(x Cl xx)– xx
Enlace iónico Unidad fórmula = NaCl Atomicidad = 1 + 1 = 2 Ejemplo 2 •
IA: K → val = 1; EN (N) = 3,04
•
VA: x Nx x → val = 3; EN (K) = 0,82 ∆ = 2,22 El enlace es iónico
K+
Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones.
Ejemplo:
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
: Catión Metálico
Enlace Metálico
: Flujo de Electrones
xx
–
x
xx
Nx– x
+
Características de una sustancia metálica • Son relativamente blandos, pero tenaces. • Temperatura de fusión y ebullición variables. • Excelentes conductores del calor y electricidad. • La mayoría son dúctiles y maleables. • Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones). • Todos son sólidos (excepto el Hg). • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.
xx
K o también: 3K+ (x N x )3– x
K+ Unidad fórmula = K3 N Atomicidad = 3 + 1 = 4
TEMA 4
anión
⇒ Na+
∴
En la naturaleza son sólidos. Poseen alto punto de fusión y ebullición. Son duros y frágiles. El CaO presenta mayor Tebullición que el . En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.
QUÍMICA
22
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Por lo general es la atracción electromagnética entre 2 átomos, en lo posible no metálicos, debido a la compartición mutua de uno o más pares de electrones entre los átomos participantes. Este enlace ocurre siempre que la ∆EN < 1,7. Existen 2 clases: normal y coordinado. 1. Enlace covalente normal Resulta cuando del total de e– compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases: a. Enlace covalente polar Se da entre no metales de diferente naturaleza siempre que la ∆EN ≠ 0, el o los pares de e– se comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal mas electronegativo. Ejemplo: Pero: xx
• VIIA: x Cl xx → val = 1; EN (O) = 3,44 xx
• VIA: O → val = 2; EN (Cl) = 3,16
∆ EN = 0,28 ≠ 0 O xx
x
x
⇒ xx Cl xx
s Cl xx ⇒ Cl
O
xx xx
s Cl
Conclusiones • Presenta 2 enlaces covalentes: normales polares y simples (2). • Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de electrones libres. • Unidad fórmula = • Atomicidad = 3. • Tiene 20 e– de valencia. b. Enlace covalente apolar Se da entre no metales tal que la EN = 0 y ello ocurre generalmente entre no metales de la misma naturaleza, los pares de e– se comparten equitativamente. Ejemplo:
• VIA: xO x
x x x x
x
O xx
I. H Cl O4 ⇒ O x Cl xx O ⇒ O Cl xx H O VIA VIIA IA
O
Conclusiones: • Hay 5 orbitales covalentes (2 normales polares/ 3 coordinados o dativos) • Hay 11 orbitales libres. • Hay 32 de valencia. • Todos los enlaces son simples (5). xx
x
Ox
x x
⇒
s O
O O
Conclusiones: • Hay 2 enlaces (1 normal apolar doble / 1 coordinado) • Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de electrones antienlazantes. • Hay 18 e– de valencia • Hay 2 enlaces sigma (s) y un enlace pi (p)
x
O x ⇒ O = O ⇒ O2 x
hay un enlace doble • VA: N N ⇒ N ≡ N ⇒ N2 hay un enlace triple
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II
Ejemplos: Halla la estructura de Lewis de las siguientes sustancias químicas:
O
hay un enlace simple x
2. Enlace covalente coordinado o dativo Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta un par de a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones: • Re c o rd a r e l o rd e n d e l g r u p o d e c a d a elemento. • La disposición de los átomos y de la estructura debe ser lo más simétrico posible. • El "H" jamás va en el medio de 2 elementos, siempre va en una esquina y por lo general pegado al oxígeno. • Átomos de la misma naturaleza en lo posible no deben estar juntos. • En lo posible los e– libres de un átomo intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.
II.
• VIIA: F F ⇒ F – F ⇒ F2
x
Nota: El H no cumple con el octeto de Lewis, pero sí con el dueto, al igual que el He. Se llaman enlaces múltiples al enlace doble (D) y enlace triple (T). Fuerza de enlace: T > D > S. Longitud de enlace: S > D > T.
O
C. Enlace covalente
33
QUÍMICA
TEMA 4
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Características de una sustancia covalente • La mayoría de ellos presentan como mínima porción a la molécula. • En su estructura por lo general hay puros no metales. • Las sustancias moleculares presentan bajo punto de fusión y ebullición. • Son malos conductores del calor y la electricidad. • Pueden encontrarse en estado sólido, líquido y gaseoso, a condiciones ambientales. • Por lo general la mayoría de sólidos son blandos y frágiles.
b. Longitud de Enlace (L) Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una mólecula. Variación – La longitud de enlace varía en relación directa con el número atómico. – A mayor unión química, menor longitud de enlace. – A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación. Ejemplo:
3. Parámetros del enlace covalente a. Energía de enlace (E) Es la energía que se requiere para romper una unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces.
Enlace –C–C– C=C –C≡C–
Energía potencial (KJ.mol–1)
Curva de energía potencial para el hidrógeno
Energía de disociación de enlace
348
134
614
120
839
L = 96 pm 0
74 (pm) Distancia internuclear
En la disociación o ruptura del enlace hay absorción de energía. H
H
a
H a = 104,5°
H + 432 kJ. mol–1 → H + H
Nota: Los electrones libres del átomo central (oxígeno) se van a un solo punto y oprimen a los electrones de enlace haciendo a la molécula asimétrica, el polo negativo se manifiesta en el lugar donde hay más concentración (> densidad electrónica).
En la formación del enlace hay liberación de energía.
H + H → H – H + 432 kJ. mol–1
TEMA 4
154
Ejemplo: En el agua (H2O).
H+H
E(kJ.mol–1)
c. Ángulo de enlace Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos.
0
H2
L(pm)
Energía de formación del enlace
QUÍMICA
44
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS INTERMOLECULARES Fuerzas de London
Fuerzas dipolo-dipolo
• Entre moléculas apolares. (H2, O3, CO2, CH4, etc.)
•
Entre moléculas polares.
•
Entre átomos de gases nobles. d–
d+
Cl – Cl
Entre moléculas polares:
(HCl, H2S; HBr, SO2, etc.)
•
d+
Puente de hidrógeno
d+
d–
d+
H – Cl
•
Entre moléculas polares.
•
El hidrógeno de una molécula interactúa con átomos de F, O o
d–
N de otra molécula.
H – Cl
H – F --- H – F --- H – F
d–
Cl – Cl
HCl **** HCl2
Puente de hidrógeno
Cl2 **** Cl2
HF **** HF
Dipolo - dipolo +
–
Dispersión de London
+
Atracciones electrostáticas
– e–
Puente de hidrógeno H
O
....
H
H
O
....
H
H
e– 2+
O
2+ –
e
e–
H
Átomo 1
Átomo 2
Puente de hidrógeno
PROBLEMAS RESUELTOS
Problema 1 ¿Qué compuestos tiene enlace iónico? A) C6H12O6
B) CH3OH
C) H2O
D) KI
Problema 2 Indicar la notación Lewis para un átomo con (z = 7) x A) x B) x C)
Problema 3 ¿Qué enlace forma x(z = 12), y(z = 35)? A) iónico B) covalente C) apolar D) dativo E) metálico NIVEL INTERMEDIO
x D) x E)
E) C12H12O11 NIVEL FÁCIL
NIVEL INTERMEDIO
Resolución:
Resolución:
KI
z = 7 : 1s2 2s2 2p
halógeno (no metal)
3
+2
grupo:VA
metal alcalino
notación: x
Forman enlace iónico
35y
[Ar]4s2 3d10 4p5
grupo: VIIA (halógeno no metal) Forman un enlace iónico
Respuesta: x
Respuesta: KI
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II
Resolución: 2 2 6 2 12X: 1S 2S 2P 3S grupo: IIA (metal alcalino)
55
Respuesta: Iónico
QUÍMICA
TEMA 4
ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
PROBLEMAS DE CLASES EJERCITACIÓN 1. De la relación mostrada: I. H2O IV. CaCl2 II. HCl V. MgO III. KF VI. NH3 ¿Cuáles son compuestos iónicos? A) I y II B) II y III C) III y IV D) III, IV y V E) Todas 2. Con respecto a las propiedades de los compuestos covalentes, indique verdadero (V) o falso (F) en las siguientes proposiciones: I. Son gases, líquidos o sólidos a temperatura ambiente. II. Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua. III. Generalmente poseen bajos puntos de fusión. A) VVF B) FVV C) VVV D) FFF E) VFV 3. ¿Qué compuestos de los que se indican abajo tendrá todos sus enlaces esencialmente covalentes?
II. Existen 18 electrones libre. III. Se comparten 3 pares de electrones. A) Solo I B) Solo II C) II y III D) I y II E) I, II y III 5. ¿En qué sustancia no existe enlace puente de hidrógeno? A) H2O B) NH3 C) CH3OH D) HBr E) HF
PROFUNDIZACIÓN 6. ¿Qué fórmula posee el compuesto que se forma de la unión de un elemento "X" del grupo VA con un elemento "Y" del grupo VIA? A) XY B) X3Y2 C) X2Y3 D) X3Y4 E) XY3 7. Teniendo en cuenta las electronegatividades, ¿qué molécula presenta mayor polaridad?
D) CuCO3 E) CH3COONa 4. Respecto a la molécula del cloruro de aluminio: Cl
Al
Cl
¿Cuántas afirmaciones son correctas? I. El átomo central completa el octeto.
TEMA 4
Cl
Br
I
2,1
4,0
3.0
2,8
2,5
B) HCℓ D) HI
8. Indicar cuál o cuáles de las siguientes moléculas son polares:
C) CH3CH2OH
Cl
F
A) HF C) HBr E) Igual
A) NaOH B) MgCℓ2
H
I. CO2
II. HBr
III. H2O
IV. BeCℓ2
V. BF3 A) Solo II C) Solo III E) IV y V
B) I; II y III D) II y III
9. C o n r e s p e c t o a l a s fu e r z a s intermoleculares: I. Se les llama fuerzas de Van der Walls.
QUÍMICA
66
II. CO2: interacción dipolo – dipolo. III. C4H10: Fuerzas de London. IV CH3OH: Puente de hidrógeno. V. H 2 S: Puente de hidrógeno fuerte. Son incorrectas: A) II y V B) II y IV C) I, III y V D) II, IV y V E) Todos
SISTEMATIZACIÓN 10. De las proposiciones: I. En el SO2 se comparten 3 pares de electrones. II. En el Cℓ2O7 se tiene 6 enlaces covalentes coordinados. III. En el HNO3 no existe enlace múltiple. Es(son) correcta(s): A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III 11. Ordene en forma creciente según su fuerza de interacción: Puente de hidrógeno (PH) Enlace covalente (C) Fuerza de London (L) Fuerza dipolo–dipolo (D – D) A) PH < C < L < D – D B) L < D – D < PH < C C) L > PH > D – D > C D) PH < C < D – D < L E) D – D > L > PH > C 12. ¿ C u á n t o s d e l o s s i g u i e n t e s compuestos se disuelven en el agua? ( ) NH3
( ) CH4
( ) HBr
( ) KCℓ
( ) Cℓ2 A) 1 D) 4
B) 2 E) 5
( ) N2
C) 3
SAN MARCOS REGULAR 2014 – II