9.- EL ENLACE COVALENTE. LOS ENLACES SENCILLOS ......Se llama ORDEN DE ENLACE al número de pares de electrones compartidos en una molécula. En algunas ocasiones (muy pocas) el par

UNIDAD DIDÁCTICA 3: EL ENLACE QUÍMICO (2ª PARTE)

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 3

EL ENLACE QUÍMICO. PARTE 2: EL ENLACE COVALENTE

9.- EL ENLACE COVALENTE. LOS ENLACES SENCILLOS, DOBLES Y TRIPLES. DIAGRAMAS DE LEWIS

ESTUDIA / APRENDE

En qué consiste el enlace covalente.

Los tres tipos de enlace covalente: Sencillo, doble y triple.

El concepto de molécula.

El significado de la fórmula de una sustancia covalente.

La representación de los enlaces covalentes mediante las estructuras de Lewis.

Cuáles son los electrones enlazantes y los no enlazantes en una molécula.

A qué llamamos orden de enlace en una molécula.

Qué es un enlace covalente coordinado o dativo.

Los ejemplos más comunes de especies químicas con enlace covalente coordinado.

Un ENLACE COVALENTE se produce cuando se unen dos átomos no metálicos.

Todos los átomos no metálicos tienen tendencia a ganar electrones, luego la teoría de atracción iónica del enlace iónico no sirve para explicar cómo pueden combinarse los no metales entre sí.

El primer punto del que nos habla la teoría del enlace covalente dice que cuando se unen dos átomos no metálicos comparten electrones, y de esta manera los dos átomos ganan electrones, (los que el otro átomo aporte en la compartición):

Si dos átomos no metálicos comparten un par de electrones (un electrón de cada átomo) decimos que el enlace es SENCILLO O SIMPLE.

Cuando comparten dos pares de electrones el enlace es DOBLE (en este caso cada átomo aporta dos electrones).

Si comparten tres pares de electrones (tres electrones de cada átomo) el enlace es TRIPLE.

Una vez compartidos los electrones, éstos pertenecen por igual a los dos átomos y se mueven en zonas situadas entre los dos átomos.

Mientras que los compuestos iónicos se caracterizan por la formación de redes iónicas, las sustancias covalentes se caracterizan por la formación de una partícula independiente, la MOLÉCULA. Una molécula es un conjunto de átomos no metálicos unidos entre sí por la compartición de electrones de valencia.

La fórmula de una sustancia covalente nos indica el número de átomos de cada elemento que hay en la molécula.

Solo en algunos casos una sustancia covalente forma cristales o redes covalentes como veremos más adelante.

EJEMPLOS

El hidrógeno es un gas que se caracteriza porque cada partícula (molécula) está formada por dos átomos de hidrógeno (H2). Los dos átomos de hidrógeno se unen mediante enlace simple, aportando un electrón cada uno de ellos. La forma de escribirlo es: H – H (Enlace simple o sencillo)

Las moléculas del gas oxígeno están también formadas por dos átomos (O2). En este caso los dos átomos comparten dos pares de electrones (dos electrones de cada átomo) siendo su representación O = O (Enlace doble)



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En el caso del nitrógeno las moléculas están igualmente formadas por dos átomos (N2), pero

compartiendo tres pares de electrones siendo su representación N N (Enlace triple)

LOS DIAGRAMAS DE LEWIS PARA LAS MOLÉCULAS

En un apartado anterior vimos la representación electrón-punto de los elementos más representativos de la tabla periódica (en ellos el átomo se ve rodeado de tantos puntos como electrones de valencia tenga). Esta representación nos va a servir ahora para representar la unión entre estos átomos cuando están compartiendo electrones en el enlace covalente. A estas representaciones las denominamos DIAGRAMAS DE LEWIS. Cuando los puntos se sitúan entre los dos átomos que enlazan significa que los electrones que representan se encuentran compartidos. (Cada par de electrones se puede representar como ya hemos visto por una raya). A estos electrones compartidos los llamamos ELECTRONES ENLAZANTES.

En todos los diagramas de Lewis que tienes a continuación, puedes observar que, contando los electrones compartidos, todos los átomos cumplirían la regla del octeto. Es decir los diagramas de Lewis sirven para explicar cómo los átomos de los diferentes elementos químicos se unen entre sí compartiendo electrones llegando de esa manera a cumplirse la regla del octeto. Es la TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE. Como hemos visto los diagramas de Lewis se utilizan también para explicar la unión de átomos mediante el enlace iónico: pérdida de los electrones de valencia por parte de los metales y ganancia de electrones hasta llegar a ocho en los no metales.

Ejemplo: molécula de oxígeno (O2)

Ejemplo: molécula de nitrógeno (N2)

Ejemplo: molécula de tetracloruro de silicio (SiCl4)



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Ejemplo: molécula de metano (CH4)

Ejemplo: molécula de dióxido de carbono (CO2)

Ejemplo: molécula de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) (H2O2)

A los pares de electrones sin compartir, y que no intervienen en la formación de enlaces covalentes se les denomina ELECTRONES NO ENLAZANTES.

Se llama ORDEN DE ENLACE al número de pares de electrones compartidos en una molécula.

En algunas ocasiones (muy pocas) el par de electrones del enlace covalente es aportado por un solo átomo; cuando ocurre esto al enlace covalente se le denomina ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO.

EJEMPLOS DE ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO:

A lo largo de este curso vas a trabajar con dos iones poliatómicos que se forman con la participación de un enlace covalente coordinado:

En primer lugar el ion hidronio (H3O+), en el que el H+ no tiene ningún electrón para compartir. En este caso el oxígeno proporciona los dos electrones que forman el enlace:

En segundo lugar el ion amonio (NH4+), en el que, como vimos en el caso anterior, el H+ (protón) carece de

electrones para compartir. En este caso es el nitrógeno el que proporciona los dos electrones del enlace:

ACTIVIDAD RESUELTA:

Las siguientes sustancias están formadas únicamente por átomos no metálicos:

O = O (Oxígeno)

Escribe la fórmula de cada una de las sustancias y explica qué significa cada uno de los dibujos que representan a cada sustancia y los signos que en ellos aparecen. Escribe la estructura de Lewis de las dos sustancias.

Las dos estructuras dibujadas corresponden a la representación de las moléculas de dos sustancias: el oxígeno y la acetona.

En el primer caso vemos que la molécula de oxígeno está formada por dos átomos de oxígeno por lo que su fórmula se escribe O2. Las dos rayas que están uniendo los dos átomos representan un enlace



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covalente doble, es decir cada raya representa a dos electrones compartidos formando un orbital molecular (hay pues dos pares de electrones compartidos y dos orbitales moleculares).

En el segundo caso vemos que la molécula de acetona está formada por tres átomos de carbono, seis átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Su fórmula se escribe C3H6O. Cada raya indica un enlace covalente sencillo, es decir un par de electrones compartidos por dos átomos moviéndose en un orbital molecular: las uniones entre átomos de carbono y las que se producen entre los átomos de carbono y de hidrógeno son uniones sencillas. Las dos rayas, como en el caso de la molécula de oxígeno, nos indican un enlace covalente doble entre el átomo de carbono y el de oxígeno: dos pares de electrones compartidos y dos orbitales moleculares.

Estructuras de Lewis:

ACTIVIDAD RESUELTA:

Sabiendo que la molécula de tricloruro de nitrógeno, NCl3, cumple la regla del octeto, dibuja su diagrama de Lewis. Indica cuáles son los electrones enlazantes, los no enlazantes y determina el orden de enlace de la molécula.

El átomo de nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el cloro siete, por lo que a cada átomo de cloro le faltará un electrón para cumplir la regla del octeto y al átomo de nitrógeno le faltarán tres electrones para cumplirla.

Esto hace que cada átomo de cloro comparte un par de electrones con el átomo de nitrógeno (uno deI átomo de cloro y otro del átomo de nitrógeno) pudiendo escribirse la representación de la molécula de la siguiente forma:

Que en forma de diagrama de Lewis (indicándose todos los electrones de valencia) sería:

Los electrones enlazantes (pares de electrones compartidos) están señalados con (1). Al ser tres pares decimos que el orden de enlace de la molécula es 3. Los electrones no enlazantes están señalados con (2), son en total diez pares de electrones:

Aunque actualmente se conocen muchas sustancias covalentes que no cumplen la regla del octeto, la teoría de Lewis sigue siendo válida para una buena cantidad de casos como acabamos de comprobar en los ejemplos anteriores.

En el apartado siguiente estudiaremos una forma sencilla para escribir la estructura de Lewis de cualquier especie covalente.



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CONTESTA Y REPASA

Escribe el diagrama de Lewis de la molécula de hidrógeno, de oxígeno, de nitrógeno y de dióxido de carbono. Indica qué enlaces son sencillos, cuáles dobles y cuáles triples.

Dadas las siguientes moléculas CCl4, OF2 y NCl3, dibuja su estructura de Lewis teniendo en cuenta que se cumple en todos los átomos la regla del octeto. India en ellas cuáles son los electrones enlazantes, los no enlazantes y determina su orden de enlace.

10.- INCUMPLIMIENTO DEL OCTETO. PROCEDIMIENTO PARA REALIZAR LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS

ESTUDIA / APRENDE

Los casos en que no se cumple la regla del octeto al formarse una molécula: octetos

incompletos, expandidos y número impar de electrones.

Las estructuras de resonancia.

Los pasos a seguir en el procedimiento de realización de las estructuras de Lewis.

La realización de estructuras de Lewis.

Vamos a ver ahora algunos casos de esos casos en los que no se cumple la regla del octeto.

OCTETOS INCOMPLETOS (HIPOVALENCIA)

En ocasiones el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula es menor que ocho. Lo podemos observar en elementos como el boro, el berilio o el aluminio. Observamos estos casos a continuación:

En estos casos se dice que el átomo central (Be, B, Al…) presenta hipovalencia.

OCTETOS EXPANDIDOS O AMPLIADOS (HIPERVALENCIA)

A partir de del tercer periodo de la tabla , los elementos disponen de orbitales d vacíos que, como veremos más adelante, permiten al átomo aumentar el número de electrones compartidos y, por tanto, el orden de enlace:

En estos casos se dice que el átomo central (P, S…) presenta hipervalencia.



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NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES Cuando los electrones de valencia del conjunto de átomos de una molécula suman un número impar, al menos uno de estos átomos no conseguirá completar su octeto. Es el caso del óxido de nitrógen(II) (NO) que presenta un electrón desapareado en el átomo de nitrógeno:

ESTRUCTURAS DE RESONANCIA

En bastantes casos es posible escribir más de una estructura de Lewis para la misma molécula o ion.

Por ejemplo para la molécula de cloruro de nitrilo (ClNO2) es posible escribir las siguientes estructuras que presentan distribuciones electrónicas diferentes:

En función de estas estructuras de Lewis, no es posible determinar con precisión la estructura exacta de la molécula. Ambas estructuras se distinguen solamente por las posiciones de sus electrones, pero no de las de sus átomos. Aquí podemos observar con más detalle las diferentes posiciones del enlace simple y del enlace doble que es lo que diferencia a ambas estructuras:

Este tipo de estructuras se denominan híbridos de resonancia. No debe interpretarse que, en un determinado volumen de este compuesto, la mitad de las moléculas corresponde a cada una de las conformaciones moleculares, sino más bien que se crea un híbrido en el sentido biológico del término. Esto quiere decir, que se forma una especie química a partir de la existencia de dos especies de diferente disposición molecular.

El fenómeno de la resonancia se debe a la movilidad que exhiben los electrones en ciertos enlaces. Por ejemplo, en el mencionado cloruro de nitrilo, el híbrido de resonancia presenta un carácter intermedio entre el enlace simple y el doble. Las estructuras resonantes se consignan con una flecha de doble punta, tal y como se muestra a continuación.

PROCEDIMIENTO PARA REALIZAR LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS.

Aunque para muchas moléculas e iones se pueden escribir sus estructuras de Lewis fácilmente, conviene seguir el procedimiento que vamos a ver a continuación. Lo haremos ayudados de un ejemplo, el SO2. Tras la explicación del procedimiento vamos a trabajarlo con otros ejemplos para despejar algunas dudas que puedan surgir

1) Calcular el número total de electrones de valencia disponibles.

Para ello se suman el número de electrones de valencia de cada átomo de los que se dispone en la especie química dada (molécula, ion poliatómico…).

En el caso de que la especie química tenga carga se restará un electrón por cada unidad de carga positiva y se sumará un electrón por cada unidad de carga negativa.



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Por ejemplo, el SO2

Hacemos la configuración electrónica de los elementos que aparecen en la fórmula de la molécula. Comprobamos los electrones de valencia de cada uno y multiplicamos por el número de átomos de ese elemento (en nuestro caso 1 S y 2 O)

S: [Ne] 3s2 3p4 6 e– de valencia 1 átomo de S 6 e– electrones de valencia disponibles

O: [He] 2s2 2p4 6 e– de valencia 2 átomos de O 2 ·6 = 12 e– electrones de valencia disponibles

nº total de electrones de valencia disponibles: 6 + 12 = 18 electrones de valencia disponibles.

2) Escribir la estructura básica del compuesto distribuyendo los átomos en el espacio, unidos entre sí por enlaces sencillos.

Esto es el ESQUELETO de la molécula: hay que distinguir entre los átomos centrales y los átomos terminales. Se trata de asignar de momento dos electrones por cada enlace entre un átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean en el esqueleto de la molécula.

Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad.

Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.

Los átomos de H son siempre átomos terminales.

Por ejemplo, el SO2

El S (el menos electronegativo) será el átomo central. Los dos oxígenos se sitúan uno a cada lado:

3) Determinar el número de electrones de valencia que se necesitan (8 por cada átomo excepto el H que son 2).

Por ejemplo, el SO2

1S + 2 O = 3 átomos = 24 electrones de valencia se necesitan

4) Calcular el número de electrones compartidos y, con ellos, el número de pares de enlace. Se colocan en el esqueleto creado.

Para ello al número de electrones que se necesitan se le resta el número de electrones de los que se disponen. A este número de electrones se le divide por 2: es el número de pares de enlace. Se representan en el esqueleto que hemos ido creando:

Por ejemplo, el SO2

24 electrones de valencia que se necesitan – 18 electrones de valencia disponibles = 6 electrones compartidos.

6/2 = 3 pares de enlace.

Se colocan dos pares entre el azufre y un oxígeno y un par entre el azufre y el otro oxígeno.

5) Calcular el número de electrones de valencia que quedan sin colocar y situarlos en los átomos terminales hasta completar el octeto de cada átomo (en el hidrógeno sólo un par de e–). Si sobran pares de electrones se colocarlos en el átomo central (se puede llegar a un octeto ampliado).

En el SO2 serán 18 electrones de valencia disponibles – 6 electrones de valencia compartidos = 12 electrones sin colocar (6 pares de e– sin colocar)

De los seis pares al colocar 5 pares en los oxígenos (tres en uno y dos en otro), los dos oxígenos tienen ya su octeto completo: nos queda un par que colocamos en el azufre:



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Si observamos la estructura de Lewis podemos afirmar, además, que el SO2 presenta dos formas resonantes, teniendo los dos enlaces entre el azufre y los oxígenos un carácter intermedio entre el enlace simple y el enlace doble:

EJEMPLO

Escribe la estructura de Lewis del ion NO3–:


(En el caso de que la especie química tenga carga se restará un electrón por cada unidad de carga positiva y se sumará un electrón por cada unidad de carga negativa).

Hacemos la configuración electrónica de los elementos que aparecen en la fórmula de la molécula. Comprobamos los electrones de valencia de cada uno y multiplicamos por el número de átomos de ese elemento (en nuestro caso 1 N y 3 O).

Añadimos un electrón por tener una carga negativa el ion nitrato.

N: [He] 2s2 2p3 5 e– de valencia 1 átomo de N 5e– electrones de valencia disponibles


1 carga negativa + 1e–

nº total de electrones de valencia disponibles: 5 + 18 + 1 = 24 electrones de valencia disponibles.


Por ejemplo, el ion NO3–

El N (el menos electronegativo) será el átomo central. Los tres oxígenos se sitúan uno rodeándolo:


1N + 3 O = 4 átomos = 32 electrones de valencia se necesitan




Se colocan dos entre el nitrógeno y un oxígeno y uno entre el nitrógeno y cada uno de los otros oxígenos.


En el el ion NO3– serán:

24 electrones de valencia disponibles – 8 electrones de valencia compartidos = 16 electrones sin colocar (8 pares de e– sin colocar)



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Colocamos 8 pares en los oxígenos (tres en dos de ellos y uno en el otro) y así tendrán el octeto completo. No quedan electrones sin colocar.

EJEMPLO

Escribe la estructura de Lewis del ion SiO44–:

1) Calcular el número total de electrones de valencia disponibles sumando el número de electrones de valencia de cada átomo de los que se dispone. En el caso de que la especie química tenga carga se restará un electrón por cada unidad de carga positiva y se sumará un electrón por cada unidad de carga negativa.

Hacemos la configuración electrónica de los elementos que aparecen en la fórmula de la molécula. Comprobamos los electrones de valencia de cada uno y multiplicamos por el número de átomos de ese elemento (en nuestro caso 1 Si y 4 O).

Añadimos cuatro electrones por tener cuatro cargas negativas el ion ortosilicato (SiO44–)

Si: [Ne] 3s2 3p2 4 e– de valencia 1 átomo de Si: 4 electrones de valencia disponibles


4 cargas negativas + 4e–

nº total de electrones de valencia disponibles: 4 + 24 + 4 = 32 electrones de valencia disponibles.


El Si (el menos electronegativo) será el átomo central. Los cuatro oxígenos se sitúan uno rodeándolo:


1Si + 4 O = 5 átomos = 40 electrones de valencia se necesitan




Se coloca un par entre el silicio y cada uno de los cuatro oxígenos (que era como lo teníamos):



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32 electrones de valencia disponibles – 8 electrones de valencia compartidos = 24 electrones sin colocar (12 pares de e– sin colocar)

De los doce pares colocamos tres pares no enlazantes en cada oxígeno con lo que todos los átomos alcanzan su octeto:

EJEMPLO

Escribe la estructura de Lewis del ácido carbónico H2CO3:


Hacemos la configuración electrónica de los elementos que aparecen en la fórmula de la molécula (H2CO3). Comprobamos los electrones de valencia de cada uno y multiplicamos por el número de átomos de ese elemento (en nuestro caso 2 H, 1 C y 3 O)

H: 1s1 1 e– de valencia 2 átomos de H 1 · 2 = 2 e– electrones de valencia disponibles

C: [He] 2s2 2p2 4 e– de valencia 1 átomo de C 4 e– electrones de valencia disponibles


nº total de electrones de valencia disponibles: 2 + 4+ 18 = 24 electrones de valencia disponibles.


Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad.

Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.

Los átomos de H son siempre átomos terminales.

Entre el C y el O, el C es el menos electronegativo: será el átomo central. Los tres oxígenos se sitúan rodeando al átomo de carbono. Los dos átomos de H, siempre terminales, estarán junto a dos átomos de oxígeno:


2 H + 1 C + 3 O = 2·2 + 1·8 + 3·8 = 36 electrones de valencia se necesitan.


Para ello al número de electrones que se necesitan se le resta el número de electrones de los que se disponen. A este número de electrones se le divide por 2: es el número de pares de enlace. Se representan en el esqueleto que hemos ido creando:



Se coloca un par entre cada hidrógeno y su oxígeno, un par entre el carbono y cada oxígeno que tiene enlace con el hidrógeno y dos pares entre el carbono y el oxígeno no unido a ningún hidrógeno:



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En el H2CO3 serán 24 electrones de valencia disponibles – 12 electrones de valencia compartidos = 12 electrones sin colocar (6 pares de e– sin colocar)

Colocamos los seis pares de electrones sobre los oxígenos para sí completar sus octetos:

CONTESTA Y REPASA

Escribe la estructura de Lewis de la molécula de oxicloruro de carbono (fosgeno o cloruro de carbonilo) COCl2.

Escribe la estructura de Lewis de la molécula de trióxido de azufre SO3.

Escribe la estructura de Lewis del ion cianuro CN–.

La molécula de ozono es O3. Escribe su estructura de Lewis y sus formas resonantes.

Escribe la estructura de Lewis del BH3 y explica si existe algún octeto incompleto. ¿A qué llamamos hipovalencia?

Escribe la estructura de la molécula PF5 y explica en ella si existe un octeto expandido o ampliado. ¿A qué llamamos hipervalencia?

11.- ENERGIA Y LONGITUD DE ENLACE EN EL ENLACE COVALENTE

ESTUDIA / APRENDE

La explicación, desde el punto de vista energético, de la formación de un enlace covalente.

Los conceptos de distancia y de energía de enlace y la relación entre ellos.

La relación entre longitud de enlace y tipo de enlace.

La relación entre energía de enlace y tipo de enlace.

En la naturaleza todas las partículas, sistemas de partículas o cuerpos tienden a alcanzar el nivel de menor energía que les sea posible. También la teoría de los enlaces químicos puede ser explicada mediante esta idea.

En el enlace covalente los átomos que lo forman se acercan hasta que forman un enlace en la que la energía de los átomos unidos es menor que la de los átomos separados. Este acercamiento es posible porque las atracciones entre las cargas de distinto signo de los dos átomos (electrones de un átomo y protones del otro) son mayores que las repulsiones entre las cargas del mismo signo (protones de un átomo con protones del otro y electrones con electrones). Este acercamiento se detiene cuando las atracciones y repulsiones son iguales; si los átomos se acercaran más, serían mayores las repulsiones y se alejarían hasta volver al punto en que estas fuerzas son iguales. La formación de cualquier tipo de enlace supone siempre un desprendimiento o liberación de energía, si no fuera así el enlace no tendría lugar.

En esta curva de estabilidad energética se muestra la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la distancia que los separa. En este caso concreto se observa que para la distancia internuclear de 0,74 Å, denominada distancia de enlace o radio de enlace el sistema es más estable, pues predominan las fuerzas atractivas sobre las repulsivas. El valor de la energía potencial a esa distancia es un mínimo y se corresponde con la energía de enlace, que es la energía que se desprende en la formación de dicho enlace. Cuanto más profundo es el pozo de la gráfica, mayor es la estabilidad de la molécula.



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Llamamos DISTANCIA O LONGITUD DE ENLACE a la distancia que hay entre los dos núcleos de los átomos enlazados cuando se ha llegado al equilibrio entre las fuerzas de atracción y las de repulsión, es decir, cuando se ha producido el enlace. La longitud de enlace, como es lógico, depende del tamaño de los átomos enlazados.

Al acercarse los átomos que forman el enlace covalente están disminuyendo su energía ya que hay atracción entre ellos; el valor mínimo de energía lo tienen en el punto de equilibrio (en la distancia de enlace). Si acercamos más, como hay repulsiones, vuelven a aumentar su energía y tienden a volver al punto de mínima energía. El enlace se produce porque los átomos llegan a un valor de mínima energía.

Es preciso indicar, no obstante, que los valores de las longitudes de enlace que consultamos en las tablas son valores promedio, ya que los átomos no permanecen fijos en el espacio, sino que se hallan vibrando en torno a una posición de equilibrio.

La longitud del enlace entre dos átomos determinados en diferentes compuestos puede variar, como podemos señalar en los siguientes casos:

En los enlaces entre dos átomos determinados es menor la distancia cuando estos están unidos por un triple enlace que cuando lo están por un doble enlace. A su vez la longitud de enlace entre dos átomos iguales es menor en el enlace doble que en el sencillo. Por ejemplo si comparamos longitudes de enlace entre dos átomos de carbono vemos que:

C C < C = C < C – C. Si lo hacemos en los enlaces entre el carbono y el oxígeno: C = O < C – O.

En las moléculas diatómicas de dos átomos iguales son menores las longitudes de enlace entre los átomos unidos por enlaces triples que dobles que sencillos; y en el caso de moléculas en las que los átomos están unidos por el mismo tipo de enlace, la longitud de enlace disminuye al aumentar la

electronegatividad: N N < O = O < F – F < Cl – Cl < Br – Br

En los enlaces entre un determinado átomo con otros que pertenecen entre ellos al mismo grupo o familia, las longitudes de enlace aumentan con el número atómico. Al aumentar en un grupo el número atómico disminuye la electronegatividad, luego podemos afirmar que la longitud de enlace es tanto menor cuanto mayor es la electronegatividad: H – F < H – Cl < H – Br < H – I.

La longitud del enlace es aproximadamente igual a la suma de los radios covalentes de los átomos participantes en ese enlace. Si los átomos que se unen tienen radios grandes, la distancia de enlace también lo será.

Llamamos ENERGÍA DE ENLACE a la energía que acompaña al proceso de la formación del mismo, es decir, desde que los dos átomos están separados y aislados hasta que han llegado a las posiciones fijas del enlace.

Experimentalmente se comprueba que no todos los enlaces son igual de fuertes. Por ejemplo la energía del enlace Cl – Cl en la molécula Cl2 es de 242,7 kJ/mol, la del enlace H – H en la molécula H2 es de 436,4 kJ/mol,

la del doble enlace O = O en la molécula O2 es de 498,7 kJ/mol y la del triple enlace N N en la molécula N2 es de 941,4 kJ/mol.

Cuanto mayor sea la energía de enlace, más fuerte y estable será el enlace. La energía de enlace depende fundamentalmente de la longitud de enlace y de la polaridad del enlace covalente.

La relación entre energía y longitud de enlace es la siguiente: a menor longitud de enlace mayor es la energía del enlace. Por ejemplo, los enlaces triples son más fuertes que los dobles y estos que los simples.

En cuanto a la polaridad o lo que es lo mismo a la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos unidos, a mayor polaridad mayor es la energía del enlace.

También tenemos que tener en cuenta que la energía de un mismo enlace puede variar de una molécula a otra, ya que los átomos vecinos pueden causar desplazamientos de electrones que refuercen o debiliten el enlace.

Para romper un enlace es necesaria una energía igual al valor de la energía de enlace.



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CONTESTA Y REPASA

La molécula de flúor es F2: explica qué es lo que ocurre con los átomos de flúor desde que están separados hasta que se unen formando dicha molécula. Explica a qué llamamos distancia de enlace y energía de enlace.

Explica cuál de los siguientes enlaces crees que puede ser el de mayor longitud de enlace: O2, N2, Br2, BrCl.

Razona por qué las longitudes de enlace entre los átomos de nitrógeno en las moléculas de N2, N2H2 y N2H4 es N2 < N2H2 < N2H4 y por qué la energía de enlace entre dichos átomos de nitrógeno es sin embargo N2 > N2H2 > N2H4.

12 - LAS TEORÍAS DEL ENLACE COVALENTE: ORBITALES MOLECULARES Y MOLÉCULAS

ESTUDIA / APRENDE

Qué dice la teoría de los orbitales moleculares (TOM).

A qué llama la TOM orbital enlazante y orbital antienlazante.

Cómo explica la TOM la formación de la molécula de hidrógeno y la no formación de una

molécula de helio.

La diferencia entre la teoría de los orbitales moleculares (TOM) y la teoría del enlace de

valencia (TEV)

Las condiciones que tienen que tener los electrones para formar un enlace covalente:

electrones desapareados y spines antiparalelos.

El concepto de valencia covalente o covalencia y la tabla de las valencia covalentes.

La explicación a los diferentes valores que puede tener la valencia covalente en algunos

elementos químicos.

Qué es y cómo se forma un orbital molecular.

Cómo se forman los orbitales moleculares σ y los π.

El concepto de molécula.

Las condiciones que deben cumplir los átomos que forman parte de una molécula.

Las diferentes maneras de representarse las moléculas.

Hemos visto los símbolos de Lewis facilitan el recuento de electrones que intervienen en la formación del enlace y resultan muy útiles para estudiarlo. Sin embargo los diagramas de Lewis no explican muchas de las estructuras moleculares que existen. Por ello, cuando se estableció el nuevo modelo atómico (el modelo mecano-cuántico), en el que se introduce el concepto de orbital, fue necesario explicar cómo se producían las comparticiones de electrones teniendo en cuenta la existencia de dichos orbitales. Para ello se propusieron varias teorías. Las más importantes son la teoría de los orbitales moleculares (TOM) y, sobre todo, la teoría del enlace de valencia (TEV).

LA TEORÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES

Esta teoría considera a la molécula como si fuera un solo átomo, de forma que todos los electrones de los átomos enlazados se sitúan en orbitales que pertenecen a toda la molécula, denominados orbitales moleculares, de manera similar a como se sitúan los electrones en los orbitales atómicos cuando los átomos se encuentran aislados. Podríamos decir que esta teoría considera a la molécula como si fuera un átomo con varios núcleos.

En esta teoría se sugiere que, al unirse dos átomos, todos los orbitales atómicos de ambos se combinan para formar el mismo número de orbitales moleculares. La combinación de dos orbitales atómicos pertenecientes



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a dos átomos que enlazan dan origen a dos orbitales moleculares, uno de menor energía denominado ENLAZANTE y otro de mayor energía denominado ANTIENLAZANTE.

Por tanto, según esta teoría desaparecen como tal todos los orbitales atómicos y se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos existían.

EJEMPLO SENCILLO:

Veamos cómo explica esta teoría la formación de la molécula de hidrógeno (H2):

A partir de los dos orbitales atómicos 1s de los átomos de hidrógenos, se forman dos orbitales moleculares que admiten un máximo de dos electrones cada uno: uno enlazante (de menor energía que los orbitales atómicos) y otro antienlazante (de mayor energía). La suma de las energías de los dos orbitales moleculares es la misma que la suma de las energías de los dos orbitales atómicos. Los electrones ocuparán los orbitales moleculares de menor energía que les sea posible. Si al ocuparlos se desprende energía (disminuye el valor energético) se formará el enlace; si no fuera así la molécula no se originaría. Vemos en la figura que los dos electrones compartidos por los dos átomos de hidrógeno se situarían en el orbital enlazante, quedando el antienlazante vacío. La energía ha disminuido, lo que justifica la formación de la molécula.

Esta teoría explica, por ejemplo, que la razón por la que el helio no forma una molécula He2 es que los cuatro electrones 1s (dos de cada átomo de Helio) se situarían dos en el orbital enlazante y los otros dos en el antienlazante lo que no daría lugar a una disminución energética (la suma de las energías antes y después serían las mismas) y, por tanto, no se justifica la formación de la molécula.

Esta teoría nos permite explicar muy bien la formación de las moléculas diatómicas de un mismo elemento pero presenta problemas a la hora de explicar moléculas más complejas o, como veremos más adelante, los cristales covalentes.

LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

En la teoría del enlace de valencia se señala que solo forman orbitales moleculares aquellos orbitales atómicos que intervienen en el enlace por compartición de electrones. Cada dos orbitales atómicos que intervienen en el enlace covalente forman un orbital molecular (con la singularidad de los orbitales moleculares que también se forman en el enlace covalente dativo). Veámoslo paso a paso.

1. LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Y LOS ELECTRONES DESAPAREADOS

La teoría del enlace de valencia es un modelo que explica:

- Por qué la compartición de electrones lleva a una unión estable. - Por qué unos electrones de valencia son enlazantes y otros no intervienen en el enlace. - Por qué unos enlaces son más fuertes que otros

La TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA sugiere que la capacidad de combinación de un átomo no metálico con otros átomos no metálicos depende del número de electrones que tenga desapareados, de tal manera que comparten entre sí los electrones desapareados.

Se indicó que los electrones compartidos se tenían que encontrar previamente desapareados en un orbital del átomo al que pertenece (sería un orbital semilleno) y que un átomo tenía que formar tantos enlaces covalentes como electrones desapareados tuviera, ya que los átomos consiguen una estructura de estabilidad cuando todos los electrones que se encuentran desapareados consiguen aparearse con electrones desapareados pertenecientes a otros átomos; esto es decir lo mismo que:

“Para que dos átomos compartan un par de electrones, éstos tienen que estar previamente desapareados”.



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2. LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Y LA VALENCIA COVALENTE

De aquí surgió el concepto de COVALENCIA o VALENCIA COVALENTE.

RECUERDA: La COVALENCIA o VALENCIA COVALENTE es el número de electrones desapareados que puede haber en un átomo.

La valencia covalente la vamos a utilizar exclusivamente para no metales, ya que éstos son los que forman el enlace covalente. Existen elementos no metálicos que tienen varios valores posibles de valencia covalente, esto es debido a que en los átomos de estos elementos cabe la posibilidad de que haya electrones desapareados en mayor o menor cantidad.

Así, por ejemplo, el Cloro tiene como posibles valencias covalentes 1, 3, 5, 7 según tengan desapareados estos números de electrones.

¿Por qué algunos elementos químicos no metálicos poseen más de una posibilidad de tener un número determinado de electrones desapareados, o lo que es lo mismo, más de una posible valencia covalente? Hemos visto que en los enlaces solo intervienen los electrones desapareados, por otra parte al formarse un enlace químico los electrones que en él intervienen desprenden energía alcanzando mayor estabilidad. Si en un átomo existen electrones de valencia inicialmente apareados y también orbitales vacíos en el mismo nivel que dichos electrones de valencia, esos electrones apareados pueden desaparearse pasando uno de los electrones a uno de los orbitales vacíos con lo que ya podrían formar enlaces. Este paso de un electrón a un orbital vacío supone una absorción de energía (pasan a un estado excitado) lo que implicaría una mayor inestabilidad. Sin embargo, después, al formar el enlace, se desprende una energía mayor que la utilizada para desaparearse. Se ha producido un gasto de energía para conseguir un mayor provecho de dicha energía: se ha “invertido en energía”. Así se explican las valencias no esperadas de algunos elementos. El pequeño aumento de energía del paso de esos electrones a niveles ligeramente más energéticos se compensa con la disminución energética producida al formarse más enlaces.

EJEMPLO:

Explica las covalencias 3 y 5 del fósforo:

El fósforo tiene la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. De aquí podemos explicar la covalencia 3:

Podemos también explicar la valencia covalente 5: Observamos que hay orbitales d vacíos en el nivel 3, el mismo donde se encuentran los electrones de valencia. Uno de los electrones apareados en 3s salta a uno de los orbitales vacíos 3d lo que supone que aparezcan cinco electrones desapareados preparados para formar cinco enlaces:

Hemos visto que esta teoría indica que los elementos químicos no metálicos alcanzan su estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, tantos como electrones desapareados tengan. Los electrones compartidos por dos átomos son, por tanto, electrones desapareados. Estos electrones desapareados que se comparten tienen además que tener spin antiparalelo.

Como la covalencia o valencia covalente del átomo es el número de electrones desapareados que tiene o puede llegar a tener, la valencia covalente con la que está actuando un átomo no metálico nos indica el número de enlaces covalentes que tiene que efectuar cada átomo no metálico para conseguir la estabilidad. No se trata por tanto de conseguir una configuración s2p6 (en muchos casos sí es así), sino de aparear todos

VALENCIAS COVALENTES DE LOS NO

METALES

H 1 HALÓGENOS F 1 Cl, Br, I 1,3,5,7 ANFÍGENOS O 2 S, Se, Te 2,4,6 NITROGENOIDEOS N 1,2,3,4,5 P, As 3,5 CARBONOIDEOS C 2,4 Si 4 BOROIDEOS B 3



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los electrones que se encuentren desapareados en un átomo con los electrones desapareados de otros átomos.

Podríamos decir que cada orbital que tiene un electrón desapareado es como un gancho, que tiene que agarrarse al gancho de otro átomo (un orbital con electrón desapareado), con lo que quedarán unidos (“enganchados”) los dos átomos. Cuando todos los “ganchos” quedan unidos a otros, el átomo no metálico es estable.

3. LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Y EL ORBITAL MOLECULAR

Para que dos átomos puedan formar un enlace covalente con sus electrones desapareados (para que los dos “ganchos” se “agarren”) tienen que acercarse, de forma que los orbitales donde se encuentren estos electrones se solapen lo máximo posible. Una vez ocurrido esto, los electrones compartidos pertenecen por igual a los dos átomos, y se mueven por una zona similar a la formada por la intersección de los orbitales atómicos que intervienen en el enlace llamada ORBITAL MOLECULAR (los dos “ganchos” u orbitales atómicos agarrados).

En el enlace covalente se produce la superposición o solapamiento de orbitales atómicos incompletos (con un electrón desapareado) para formarse un orbital molecular.

Los dos electrones que forman parte de un orbital molecular tienen la misma energía (por eso se mueven por la misma zona) y la suma de las energías de estos dos electrones es inferior a la suma de las energías que éstos poseían cuando se encontraban desapareados en sus orbitales (Esto significa que al formarse el enlace hay una pérdida de energía lo que explica el que se produzca el enlace como ya hemos visto).

Un ORBITAL MOLECULAR es, por tanto, la zona de máxima probabilidad de encontrar a los electrones compartidos que forman parte del enlace covalente y que se caracteriza porque los electrones que en él se mueven tienen una energía determinada. En un orbital molecular tiene que haber dos electrones.

Es lo que podemos observar a continuación en las representaciones de los enlaces entre diversos átomos no metálicos: dos átomos de hidrógeno, dos de cloro, dos de flúor y uno de flúor con uno de hidrógeno:



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Si los orbitales que se solapan son los más sencillos, tipos s y p, se pueden considerar dos tipos de orbitales

moleculares: orbitales y orbitales .

Si la línea que une los núcleos de los átomos es una zona de gran densidad electrónica decimos que

el orbital molecular formado es un orbital y se produce por interacción frontal de orbitales,

mientras que si en esta línea no existe probabilidad de encontrar a los electrones del orbital molecular

decimos que es un orbital , que se produce cuando los orbitales p se interpenetran lateralmente.

En estas figuras tenemos ejemplos de la formación de

orbitales moleculares y . Así en la figura “a” vemos el solapamiento de dos orbitales “s”, en la figura “c” el solapamiento de un orbital “s” con uno “p”, y en la figura “b” el solapamiento frontal de dos orbitales “p”. En los tres casos se forman orbitales

moleculares , ya que los electrones compartidos se van a mover entre los núcleos de los dos átomos que realizan el enlace covalente. Por otra parte, en la figura “d” el solapamiento de los dos orbitales “p” es lateral, por lo que los electrones compartidos no se mueven en la línea que une los dos núcleos, sino en las zonas superior e inferior a esta línea:

este es un típico ejemplo de orbital molecular .

En la figura que aparece a continuación puedes ver la representación de ese enlace π (en amarillo) una vez producido el solapamiento.



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4. LA TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA Y LA MOLÉCULA

Un conjunto de átomos unidos (o “enganchados”) entre ellos por enlaces covalentes forman una partícula independiente o agrupación de átomos que es característica para cada sustancia formada únicamente por elementos no metálicos que llamamos MOLÉCULA.

(Los átomos no metálicos que forman una molécula tienen enlazados todos los electrones desapareados: Ha formado tantos enlaces covalentes como nos indica la valencia covalente con la que actúa).

La fórmula de una sustancia covalente nos indica el número de átomos de cada elemento que hay en cada una de sus moléculas.

Así, por ejemplo, la molécula del agua es H2O. Esto significa que cada partícula de agua está formada por tres átomos, dos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos entre sí por enlaces covalentes y que son independientes del resto de partículas de agua (a diferencia de los compuestos iónicos en que todos los iones sin distinción forman un gran bloque o red). Lo que caracteriza al agua y lo que hace que esta sustancia tenga sus propiedades características es precisamente la agrupación de estos tres átomos. Lo mismo ocurre con el resto de sustancias covalentes como por ejemplo el amoniaco (NH3), el ácido sulfúrico (H2SO4), el oxígeno (O2), el alcohol etílico o etanol (C2H6O o como veremos en el tema de química orgánica CH3-CH2OH) o el dióxido de carbono (CO2).

Para la formación de la molécula de agua son necesarios dos átomos de hidrógeno (cada uno tiene un electrón desapareado: (valencia covalente 1) y un átomo de oxígeno (dos electrones desapareados: (valencia covalente 2), tal y como se indica en la figura.

Una MOLÉCULA es una agrupación de átomos no metálicos unidos entre sí por fuerzas potentes llamadas enlaces covalentes; dicha agrupación es la unidad estructural de cada sustancia covalente e identifica a cada una de esas sustancias. En ella no puede quedar ningún átomo con los electrones desapareados.

Si se rompen las uniones entre los átomos de las moléculas de una sustancia, la sustancia dejaría de existir y se formarían sustancias nuevas al enlazarse los átomos separados con otros átomos: Se formarían moléculas diferentes (a esto lo llamamos reacción química).

Entre las moléculas pueden aparecer fuerzas más o menos grandes que en ningún caso alcanzan el valor de las fuerzas internas de cada molécula (enlaces covalentes). Las fuerzas entre las moléculas son las responsables del estado de agregación de la sustancia covalente (lo veremos más adelante).

Las fórmulas de las moléculas se pueden representar como lo hemos hecho hasta ahora, es decir escribiendo el número de átomos de cada elemento que hay en la misma, que es lo que llamamos FÓRMULA MOLECULAR, o bien escribiendo todos los átomos que intervienen unidos entre sí, los que se encuentran enlazados, por rayas (como quedó indicado anteriormente) que vienen a representar los orbitales moleculares entre dichos átomos o, lo que es lo mismo, el par de electrones compartido. Una raya significa un par de electrones

Las figuras siguientes representan a moléculas de hidrógeno (H2) de oxígeno (O2) y de cloruro de hidrógeno (HCl). En ellas los átomos que las forman han apareado sus electrones desapareados:

H2 O2 HCl



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compartidos (enlace sencillo y por tanto un orbital molecular), dos rayas son dos pares de electrones compartidos (enlace doble y por tanto dos orbitales moleculares entre los dos átomos) y tres rayas representan a tres pares de electrones compartidos (enlace triple, o sea tres orbitales moleculares). A esta forma de escribir la molécula se le llama FÓRMULA DESARROLLADA O ESTRUCTURAL.

EJEMPLOS DE REPRESENTACIONES MOLECULARES:

Las formas con modelos moleculares tridimensionales de bolas y de varillas nos dan una información bastante real de la geometría de la molécula (forma, posición de los átomos, distancias entre los mismos, ángulos de enlace...), lo que facilita el estudio de las propiedades de la sustancia que representa. Sin embargo esta geometría no es explicada por las teorías del enlace covalente tal y como las hemos visto en este apartado, por lo que hubo que ajustar dichas teorías de forma que también expliquen estas geometrías.

NOMBRE DE LA

SUSTANCIA

FÓRMULA

MOLECULAR

FÓRMULA

DESARROLLADA

VALENCIA COVALENTE DE CADA

ELEMENTO

Hidrógeno H2 H – H H: 1 (1 enlace covalente cada átomo)

Metano CH4 H

H – C – H

H

C: 4 (4 enlaces covalentes)

H: 1 (1 enlace covalente cada H)

Amoniaco NH3 H – N – H

H

N: 3 (3 enlaces covalentes)


Agua H2O O –– H

H

O: 2 (2 enlaces covalentes)


Dióxido de Azufre SO2 S O

O

S: 4 (4 enlaces covalentes)

O: 2 (2 enlace covalente cada O)

Ácido Sulfúrico H2SO4 O – H

H – O – S O

O

S: 6 (6 enlaces covalentes)



Monóxido de Carbono CO

C = O



Dióxido de Carbono CO2

O = C = O



Butano C4H10 H H H H

H – C – C – C – C – H

H H H H

C: 4 (4 enlaces covalentes cada C)


Alcohol etílico C2H6O H H

H – C – C – O – H

H H

C: 4 (4 enlaces covalentes cada C)





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ACTIVIDADES RESUELTAS:

¿Por qué crees que la fórmula del hidrógeno molecular es H2 y no H3?

Los dos átomos de hidrógeno se unen entre sí para formar un enlace covalente por compartición de dos electrones; como cada átomo tiene un solo electrón, éste está desapareado, y en el momento que lo comparten no queda ningún otro electrón desapareado. La molécula la forman, por tanto, dos átomos de hidrógeno.

Un átomo de un cierto elemento X posee la configuración electrónica 1s2 2s2 2p5. Explica si las siguientes conclusiones son correctas o falsas:

a) Es un no metal. b) Forma un ion X+. c) Forma moléculas triatómicas. d) Es un elemento de transición. e) Forma con el hidrógeno un compuesto esencialmente covalente.

a) Correcta, le falta un electrón para adquirir configuración de gas noble. Termina en p5. Es un halógeno.

b) Falso, tiene tendencia a ganar un electrón para completar el octeto. Forma el ion X―.

c) Falso. Forma fácilmente moléculas diatómicas como X2, cuyo diagrama de Lewis será:

d) Falso. Ya ha quedado indicado que se trata de un halógeno.

e) Correcto. Su diagrama de Lewis es:

Explica la formación de enlaces covalentes en las siguientes moléculas e iones. ¿Qué tipos de orbitales moleculares se forman?

a) H2O; b) PF3; c) PF5; d) NH3; e) NH4+; f) O2 ; g) N2

Para cada caso escribiremos la correspondiente configuración electrónica y estableceremos la covalencia de cada átomo en función del número de electrones desapareados que posee (o que puede llegar a formar). Únicamente consideraremos los electrones de valencia a la hora de estudiar la posible formación de enlaces covalentes.

a) H2O H: 1s1 O: 1s2 2s2 2p4

Cada átomo de oxígeno formará un enlace covalente con cada uno de los átomos de hidrógeno. Se formarán dos orbitales moleculares σ en cada uno de los cuales se compartirán un electrón del oxígeno y otro del hidrógeno con spines antiparalelos.

1s

1s 2s 2p

2px 2py 2pz



21

b) PF3 P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 F: 1s2 2s2 2p5

1s 2s 2p 3s 3p

2px 2py 2pz 3px 3py 3pz

El átomo de fósforo tiene tres electrones desapareados y cada átomo de flúor uno. Un átomo de fósforo formará un total de tres enlaces covalentes con tres átomos de flúor. Se formarán tres orbitales moleculares σ: en cada uno estarán compartidos un electrón del fósforo y uno del flúor con spines antiparalelos.

c) PF5 Según la representación anterior, el fósforo solo podría formar tres enlaces covalentes. Sin embargo este elemento tiene en el nivel 3 (donde se encuentran sus electrones de valencia) orbitales de tipo d vacíos. Puede desaparearse un electrón 3s pasando a uno de esos orbitales d vacíos y adquirir covalencia 5:

1s 2s 2p 3s 3p 3d

2px 2py 2pz 3px 3py 3pz

Esta configuración electrónica posee un contenido energético superior a la del estado fundamental. La estabilidad que proporciona la formación de cinco enlaces compensa la energía necesaria para adoptar este estado electrónico excitado. Se forman cinco orbitales moleculares en cada uno de los cuales se comparten un electrón del fósforo y otro del flúor.

d) NH3

N: 1s2 2s2 2p3 H: 1s1 El átomo de nitrógeno tiene tres electrones desapareados y cada átomo de hidrógeno uno. Un átomo de nitrógeno formará un total de tres enlaces covalentes con tres átomos de hidrógeno. Se formarán tres orbitales moleculares σ: en cada uno estarán compartidos un electrón del nitrógeno y uno del hidrógeno con spines antiparalelos.

e) NH4

+ No siempre es necesario que los electrones que forman el enlace covalente procedan de cada uno de los átomos que participan en el mismo. Es posible, como ocurre en este caso, que los dos electrones sean aportados por solo uno de los átomos (enlace covalente coordinado o dativo). El hidrógeno ha perdido su electrón y se ha convertido en un ion H+. Se trata de un protón con el orbital 1s vacío con capacidad para alojar un par de electrones. Como la molécula de amoniaco que vimos en el apartado anterior de este ejercicio posee un par de electrones no compartidos, estos dos electrones pasan de un orbital atómico a un orbital molecular entre el nitrógeno y el hidrógeno:

1s 2s 2p

2px 2py 2pz

1s

1s 2s 2p

2px 2py 2pz



22

f) O2 O: 1s2 2s2 2p4 Cada átomo de oxígeno comparte sus dos electrones desapareados. Por tanto en la molécula se comparten dos pares de electrones, formándose un enlace doble. Se formarán por tanto dos orbitales moleculares: uno de tipo σ y otro de tipo π en cada uno de los cuales se compartirán un electrón de cada átomo de oxígeno con spines antiparalelos.

g) N2

N: 1s2 2s2 2p3

1s 2s 2p

2px 2py 2pz

Cada átomo de nitrógeno comparte sus tres electrones desapareados. Por tanto en la molécula se comparten tres pares de electrones, formándose un enlace triple. Se formarán por tanto tres orbitales moleculares: uno de tipo σ y dos de tipo π en cada uno de los cuales se compartirán un electrón de cada átomo de nitrógeno con spines antiparalelos.

CONTESTA Y REPASA

Explica qué es valencia covalente e indica porqué una de las valencias covalentes del Arsénico (nº at. 33) es 5.

Explica las covalencias 2, 4 y 6 del azufre

¿Cómo se tienen que encontrar los electrones que intervienen en un enlace covalente?

1s 2s 2p

2px 2py 2pz



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¿A qué llamamos orbital molecular?

¿Qué tipo de enlace se forma al combinarse dos átomos de hidrógeno? ¿Por qué? Explica detenidamente qué es lo que ocurre.

¿Qué es una molécula? Explícalo claramente

Explica según la teoría del enlace de valencia la existencia de la molécula de flúor.

Explica por qué en la molécula de nitrógeno se forman un orbital molecular sigma y dos orbitales moleculares pi.

13.- GEOMETRÍA MOLECULAR

ESTUDIA / APRENDE

El concepto de ángulo de enlace.

¿Qué forma geométrica tiene cada molécula? ¿Qué importancia tiene dicha forma geométrica en las propiedades de las sustancias? ¿Es posible deducir la forma geométrica de una molécula atendiendo a sus enlaces? Estudiados los diagramas de Lewis nos damos cuenta de que a través de ellos no podemos conocer cómo son las moléculas desde el punto de vista geométrico.

Con el desarrollo de la tecnología, sin embargo, sí fue posible obtener datos muy concretos sobre dicha forma: lo que era de una importancia enorme era encontrar una teoría que nos permitiera conocer, sin tener que recurrir al estudio empírico concreto de cada molécula, esa geometría y las propiedades que de ella se derivan. A lo largo de este apartado vamos a darnos cuenta que precisamente la forma estructural de las moléculas de una determinada sustancia determina las propiedades macroscópicas que dicha sustancia posee. Es decir, muchas de la propiedades de una sustancia se pueden explicar (incluso predecir) conociendo la composición y la geometría de dichas moléculas.

En un apartado anterior vimos el concepto de energía de enlace y de longitud de enlace. Otro parámetro molecular de gran importancia es el ÁNGULO DE ENLACE: el ángulo entre dos enlaces de un átomo de una molécula es el formado por las líneas que unen su núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él.

En la figura tienes una representación de la geometría de la molécula de agua con el valor del ángulo de enlace en dicha molécula.

La geometría de las moléculas, es decir las distancias y los ángulos de todos los enlaces existentes, se podía obtener de forma práctica ayudado por la tecnología, y, algunas veces no coinciden los cálculos prácticos con los resultados teóricos establecidos por la teoría del enlace covalente. Era necesario, como ya ha quedado indicado, conseguir una teoría que nos permitiera obtener todos los ángulos de enlace sin tener que recurrir al estudio práctico pormenorizado de cada molécula concreta.

Para resolver este problema se introdujeron dos teorías: la del modelo de repulsión de pares de electrones

de la capa de valencia (TRPECV) que permite, de manera matemática intuitiva pero sin base científica real, determinar la geometría de las moléculas y la de la hibridación de orbitales en la que también se consigue determinar dicha geometría aplicando la mecánica cuántica.

CONTESTA Y REPASA

Explica a qué llamamos ángulo de enlace.



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14.- TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE LA CAPA DE VALENCIA (TRECPV)

ESTUDIA / APRENDE

En qué consiste el modelo de repulsión de pares de electrones para la deducción de la

geometría de una molécula.

La geometría de las moléculas cuyo átomo central solo tiene pares enlazantes: moléculas de

dihidruro de berilio, dióxido de carbono, cianuro de hidrógeno, borano, metano,

pentacloruro de fósforo y hexafluoruro de azufre.

La geometría de las moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y no enlazantes:

moléculas de amoniaco, agua y dióxido de azufre.

La geometría de los iones poliatómicos.

La deducción de la geometría de moléculas y los iones poliatómicos similares a todos los

anteriores

El modelo TRPECV permite predecir la geometría si se conoce el número de electrones de valencia que rodean el átomo central. Según este modelo los pares de electrones de valencia (participen en el enlace o no) se repelen mutuamente y por lo tanto deben adoptar una disposición espacial que minimicen estas repulsiones. Estos pares de electrones se disponen alrededor del átomo central de forma que experimenten la mínima repulsión entre sí, es decir, adoptando la distribución más alejada posible entre ellos en el espacio.

El número de pares de electrones alrededor de un átomo, tanto enlazantes como no enlazantes, se denomina número estérico.

A la hora de contabilizar pares enlazantes, tanto el enlace doble (dos pares de electrones compartidos), como el enlace triple (tres pares de electrones compartidos) son considerados por este modelo como un solo par.

GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL SOLO TIENE PARES ENLAZANTES

Vamos a ver la geometría de las moléculas en las que no hay pares no enlazantes. La repulsión de los pares enlazantes hace que la molécula adopte una determinada geometría ya que en la dirección de cada par de enlace se sitúa un átomo. Supongamos que A es el átomo central y B los átomos que rodean a dicho átomo central. Vamos a ver moléculas del tipo AB2, AB3, AB4, AB5 y AB6.

TIPO DE MOLÉCULA: AB2

Dos pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.

Geometría lineal: Los dos pares enlazantes alrededor del átomo central están localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.

Ejemplo BeH2:

Ejemplo CO2:

Ejemplo CNH:



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Tres pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.

Geometría plana trigonal: Los tres pares de electrones en torno al átomo central están situados en el mismo plano separados por un ángulo de 120º.

Ejemplo BH3:


Cuatro pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.

Geometría tetraédrica: Los cuatro pares de electrones alrededor del átomo central, están ubicados en el espacio con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º. Si unimos linealmente los núcleos de los átomos exteriores obtenemos un tetraedro en cuyo centro se encuentra el átomo central.

Ejemplo CH4:

TIPO DE MOLÉCULA: AB5 Cinco pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.

Geometría bipiramidal trigonal: Los tres átomos exteriores que se encuentran en el mismo plano forman con el átomo central ángulos de 120º. Los dos átomos restantes se encuentran perpendiculares a este plano (ángulos de 90º).

Ejemplo PCl5:


Seis pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.

Geometría octaédrica: Disposición y geometría octaédrica con ángulos de enlace de 90º.

Ejemplo SF6:



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GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES

En estas moléculas, además de las repulsiones de los pares enlazantes, se debe tener en cuenta las repulsiones entre los pares enlazantes y no enlazantes y entre los pares únicamente antienlazantes.


Tres pares de electrones enlazantes. Un par no enlazante.

Geometría pirámide trigonal: Los cuatro pares de electrones en torno al átomo central se sitúan en el espacio con una geometría tetraédrica como la del CH4 que vimos antes. Como uno de los pares es antienlazante (no compartido), los átomos exteriores se sitúan en tres vértices del tetraedro, obteniéndose una pirámide trigonal al unir los núcleos de los cuatro átomos que forman la molécula. Por las repulsiones con el par antienlazante, los ángulos de enlace se reducen un poco y es de 107º.

Ejemplo NH3:


Dos pares de electrones enlazantes. Un par no enlazante.

Geometría plana trigonal: Los tres pares de electrones en torno al átomo central están situados en el mismo plano separados por un ángulo de 120º.

Ejemplo SO2:

En el diagrama de Lewis vemos dos pares enlazantes (uno doble y uno simple) y un par no enlazante.


Dos pares de electrones enlazantes. Dos pares no enlazantes.

Geometría angular: Los cuatro pares de electrones en torno al átomo central se sitúan en el espacio con una geometría tetraédrica como la del CH4 que vimos antes. Como dos de los pares son antienlazantes (no compartidos), los átomos exteriores se sitúan en dos vértices del tetraedro, obteniéndose una molécula angular al unir los núcleos de los tres átomos que forman la molécula. Por las repulsiones con los pares antienlazantes, el ángulo de enlace se reduce algo más y es de 104,5º.

Ejemplo H2O:



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GEOMETRÍA DE LOS IONES POLIATÓMICOS

La estructura se determina siguiendo el mismo modelo que hemos visto en las moléculas. Tenemos que hacer los diagramas de Lewis y determinar el número de pares enlazantes y no enlazantes alrededor del átomo central. Vemos los siguientes ejemplos:

ION NITRITO

NO2―. Su diagrama de Lewis es:

Dos pares enlazantes (uno doble y uno sencillo) y un par no enlazante (recordamos la molécula de dióxido de azufre). Luego tenemos una geometría angular:

ION NITRATO

NO3―. Su diagrama de Lewis es:

Tres pares enlazantes (uno doble y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de borano): Geometría triangular plana con ángulos de 120º:

ION CLORATO

ClO3―. Su diagrama de Lewis es:

Con tres pares enlazantes (dos dobles y uno sencillo) y un par no enlazante (recordamos la molécula de amoniaco): geometría piramidal trigonal.



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ION CARBONATO

CO3=. Su diagrama de Lewis es:

Con tres pares enlazantes (uno doble y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de borano): Geometría triangular plana con ángulos de 120º:

ION SULFATO:

SO4=. Su diagrama de Lewis es:

Con cuatro pares enlazantes (dos dobles y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de metano): geometría tetraédrica con ángulos de 109,5º:

Con este método sin embargo surgía alguna discrepancia entre el valor previsible de los ángulos de una molécula y los valores reales calculados con las más modernas técnicas.

Para resolverlas surgió la TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES ATÓMICOS.

CONTESTA Y REPASA

Establece según la TRPECV cuál es la geometría de la molécula de tricloruro de nitrógeno.

Establece según la TRPECV cuál es la geometría de la molécula de silano.

Establece según la TRPECV cuál es la geometría de la molécula de SCl2.

Establece según la TRPECV cuál es la geometría de la molécula de disulfuro de carbono.



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15.- TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

ESTUDIA / APRENDE

La hibridación de orbitales sp3.

La explicación de la geometría de las moléculas de metano, etano, agua y amoniaco mediante

la teoría de la hibridación.

La hibridación de orbitales sp2.

La explicación de la geometría de las moléculas de eteno, formaldehido y las moléculas con

el boro como átomo central mediante la teoría de la hibridación.

La hibridación de orbitales sp.

La explicación de la geometría de las moléculas de acetileno, cianuro de hidrógeno, dióxido

de carbono y las moléculas con el berilio como átomo central mediante la teoría de la

hibridación.

Para poder entender esta teoría la vamos a estudiar referida a un átomo de suma importancia en la química, el átomo de carbono:

Los seis electrones del átomo de carbono están repartidos entre los dos primeros niveles de energía de manera que su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p2 (px1, py

1, pz0)

Según esta configuración, el carbono podría formar dos enlaces covalentes a partir de los dos electrones desapareados de su capa de valencia. Sin embargo excepto en el CO, el carbono actúa siempre con valencia covalente 4 (desaparea cuatro electrones).

Este desapareamiento se puede explicar diciendo que uno de los dos electrones del orbital 2s salta (promociona) al orbital pz que estaba vacío (estado excitado), con lo que la distribución de los electrones quedaría:

1s2 2s1 2p2 (px1, py

1, pz1)

Habría cuatro electrones desapareados dispuestos a realizar cuatro enlaces covalentes: uno con un orbital de tipo s y tres con orbitales de tipo p.

Si los enlaces covalentes mencionados se realizaran con cuatro átomos de hidrógeno formarían una molécula de metano CH4, en la cual habría tres enlaces iguales entre los orbitales 1s del hidrógeno y los 2p del carbono formando ángulos de 900 entre ellos y un enlace diferente, el formado por el electrón de uno de los átomos de hidrógeno (orbital 1s) con el electrón desapareado del orbital 2s del carbono como indica la figura.

HIBRIDACIÓN sp3

MOLÉCULA DE METANO

Sin embargo, cuando el carbono enlaza con cuatro hidrógenos para formar el metano, o sea, cuando forma cuatro enlaces sencillos (ninguno doble ni triple), se ha llegado a averiguar que los cuatro enlaces carbono-hidrógeno son iguales y que los ángulos que forman en la molécula los cuatro enlaces son iguales, de 109,50 (ninguno de 900 como indica la teoría), como si los cuatro orbitales con sus cuatro electrones desapareados fueran idénticos; es decir, no pueden ser un orbital de tipo "s" y tres de tipo "p" los que enlazan, puesto que formarían enlaces diferentes, sino que tienen que ser cuatro orbitales iguales.

La explicación teórica que se le ha dado a este hecho es la siguiente: antes de realizar cuatro enlaces sencillos, el átomo de carbono prepara sus cuatro electrones ya desapareados, reorganiza sus orbitales, de manera que estos cuatro electrones, que se movían con diferente energía en un orbital 2s y en tres orbitales 2p, igualan su energía, lo que consigue disminuyendo la de los tres electrones 2p, y aumentándola el electrón 2s (la energía total sigue siendo la misma; la que pierden los 2p es la que gana el 2s).



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Esto hace que los cuatro electrones ya no se muevan por los orbitales 2s o 2p puesto que éstos se caracterizaban por un valor de energía que ya no poseen los electrones desapareados, sino que se moverá por cuatro nuevos orbitales que se caracterizan por poseer la misma energía cuyo valor está entre la del 2s y la de los 2p.

Se forman así cuatro orbitales exactamente iguales, mezcla o "hibridación" de los cuatro preexistentes, y que se llaman, debido a su procedencia (1 orbital s y 3 orbitales p), orbitales híbridos sp3: con el centro lógicamente en el núcleo del átomo, los cuatro orbitales, están dirigidos hacia los vértices de un hipotético tetraedro regular tal y como muestra la figura: ES UNA FIGURA TETRAÉDRICA

En resumen: la hibridación sp3 es propia de los átomos de C con cuatro enlaces simples. Se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, resultando cuatro orbitales híbridos sp3 iguales entre sí, dispuestos tetraédricamente formando entre ellos ángulos de 109,5º. Tienen dos lóbulos, uno mayor, que es el que se usa para formar el enlace, y otro muy pequeño, (aunque a éste no le daremos mayor importancia e incluso no aparece en la mayoría de representaciones).

La nueva configuración electrónica sería:

1s2 2(sp3)a1 (sp3)b

1 (sp3)c1 (sp3)d

1

A continuación podemos ver un esquema que nos indica los pasos seguidos para producirse la hibridación sp3:

La hibridación supone pues la igualación energética entre los orbitales que intervienen en la misma y, por tanto, la disposición espacial idéntica para los mismos.

Este hecho es el que le da a los enlaces sencillos de los átomos de carbono la propiedad de poder ser todos iguales y la de que las moléculas orgánicas tengan una distribución de los átomos tridimensional con una gran estabilidad.

Una vez hecha la representación tridimensional de la hibridación sp3 podemos observar en la siguiente figura la posterior formación de la molécula de metano con la formación de cuatro orbitales moleculares tipo σ:

El átomo de carbono puede formar enlaces covalentes sencillos con otros átomos de carbono y también con átomos de hidrógeno, de oxígeno, de nitrógeno, de azufre y del resto de no metales.



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MOLÉCULA DE ETANO

En la figura tenemos la molécula de etano, donde distinguimos un enlace sencillo C–C y seis enlaces C–H. En ambos átomos de carbono se ha producido la hibridación sp3.

MOLÉCULAS DE AGUA Y AMONIACO

Esta misma explicación sirve para comprender la geometría de las moléculas de agua y de amoniaco:

Por lógica la molécula de agua, si observamos la configuración electrónica del átomo de oxígeno, tendría que tener un ángulo de enlace de 900 tal y como queda representado en la figura por los enlaces entre el orbital 1s del hidrógeno y los orbitales 2p semillenos del agua.

Sin embargo experimentalmente se ha calculado que el valor real es de 104,50, próximo al valor del tetraedro regular antes citado. La explicación es que, antes de la formación del enlace covalente entre los átomos de hidrógeno y el de oxígeno, en éste se produce una hibridación sp3, que en el caso del oxígeno deja dos orbitales con electrones desapareados y dos orbitales completos; son, evidentemente, los incompletos los que participan en la formación de los enlaces covalentes desapareados siendo el ángulo entre ellos de 104,50.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL OXÍGENO:

1s2 2s2 2p4 (px2, py

1, pz1)

HIBRIDACIÓN:

1s2 2(sp3)a2 (sp3)b

2 (sp3)c1 (sp3)d

1

Se producen dos enlaces covalentes con formación de dos orbitales moleculares tipo σ.

Quedaría así explicada la GEOMETRÍA ANGULAR y el ángulo de la molécula de agua.

En la molécula de amoniaco ocurre exactamente lo mismo: en el nitrógeno se produce una hibridación sp3, que permite explicar la geometría de la molécula (PIRAMIDAL):

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL NITRÓGENO:

1s2 2s2 2p3 (px1, py

1, pz1)

HIBRIDACIÓN:

1s2 2(sp3)a2 (sp3)b

1 (sp3)c1 (sp3)d

1

Se producen tres enlaces covalentes con formación de tres orbitales moleculares tipo σ.



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RESUMEN HIBRIDACIÓN sp3


¿Pueden combinarse tres orbitales p para dar tres orbitales híbridos? No, ya que los tres orbitales son equivalentes y de igual forma y no tiene sentido aplicarles la hibridación.

Describe la molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) bajo la teoría de hibridación de orbitales. El átomo de carbono dispone, en su capa de valencia, de un orbital 2s completo dos orbitales 2p semillenos y un orbital sp vacío. La combinación de estos cuatro orbitales atómicos (un 2s y tres 2p) origina cuatro orbitales híbridos sp3, los cuales se distribuyen a lo largo de los vértices de un tetraedro. Estos cuatro orbitales quedan cada uno con un electrón desapareado.

El átomo de cloro dispone de un orbital 3p semilleno.

Luego los cuatro enlaces se originan por solapamiento frontal de los orbitales 3p del cloro y los

orbitales sp3 del C, lo que origina cuatro enlaces de tipo . La molécula será pues tetraédrica, tal y como también vimos en la molécula de metano.

HIBRIDACIÓN sp2

La hibridación sp2 se da, como su propio nombre indica, entre un orbital s y dos orbitales p para formarse tres orbitales iguales (híbridos). Al igual que hicimos con la hibridación sp3, la vamos a estudiar referida al átomo de carbono y a continuación la ampliamos a algún otro caso de importancia para este curso. El átomo de carbono puede formar enlaces covalentes dobles, es decir compartir con otro átomo dos pares de electrones; e incluso triples compartiendo tres pares de electrones (tres electrones desapareados de cada átomo). Estos dos casos no pueden ser explicados mediante la hibridación del orbital 2s y los tres orbitales 2p (las direcciones de los orbitales impiden solapar dos o tres orbitales con el mismo átomo), pero sí mediante otros dos tipos de hibridaciones que proporcionan una geometría especial a los átomos de carbono que tienen estos tipos de enlace. En el átomo de Carbono, la hibridación sp2 se produce cuando éste presenta dos enlaces simples y uno doble. Los átomos que se encuentran en estas condiciones poseen tres orbitales híbridos, sp2, iguales, y un orbital p que se reserva sin hibridar. Los orbitales híbridos sp2 están formados por combinación de un orbital s y dos orbitales p. Están dispuestos en el mismo plano formando ángulos de 1200. Podemos considerar que cada orbital sp2 está formado por un solo lóbulo, parecido a los sp3, pero más globular por la mayor proporción de orbitales s respecto de los p.



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La nueva configuración del carbono, tras la hibridación sp2 queda: 1s2 2(sp2)a

1 (sp2)b1 (sp2)c

1 2p1

Los enlaces dobles pueden ser con otro átomo de carbono, dentro de la cadena de átomos de carbono de las moléculas orgánicas, o con el oxígeno, el nitrógeno, el azufre…

MOLÉCULA DE ETENO (ETILENO)

A continuación vamos a ver la representación de la molécula de eteno (CH2=CH2). Para formarse el doble enlace entre dos átomos de carbono se solapan entre sí dos orbitales sp2, generándose así un orbital molecular de tipo σ; el otro orbital molecular (de tipo π) se produce por solapamiento de los dos orbitales p. El carbono forma ángulos de 120º con los hidrógenos y con el otro carbono al que está enlazado. Es una molécula plana:

MOLÉCULA DE FORMALDEHIDO (HCHO)

Tanto en el carbono como en el oxígeno se produce la hibridación sp2 que permite realizar el doble enlace entre ambos

con la formación de un enlace (solapamiento de dos orbitales

sp2) y un enlace (solapamiento de los dos orbitales p que no han intervenido en la hibridación). En la figura siguiente podemos ver la representación de la molécula. El carbono forma ángulos de 120º con los dos hidrógenos y con el oxígeno.



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MOLÉCULAS CON EL BORO COMO ÁTOMO CENTRAL

Esta misma explicación sirve para comprender la geometría de las moléculas en las que interviene el Boro cuando todos sus enlaces son simples (valencia covalente 3, luego 3 enlaces covalentes posibles). Esto hace que todas las moléculas cuyo átomo central sea el BORO sean planas y de FORMA TRIÁNGULAR con ángulos de 120º.

RESUMEN HIBRIDACIÓN sp2

HIBRIDACIÓN sp

La hibridación sp se da entre un orbital s y un orbital p para formarse dos orbitales iguales (híbridos).

La vamos a estudiar referida al átomo de carbono ya que es el principal elemento que la presenta.

Se da en los átomos de C que presentan un enlace simple y uno triple, o bien dos enlaces dobles (como es el caso de la molécula de CO2). Poseen dos orbitales híbridos sp iguales y dos orbitales p que se reservan sin hibridar.

En el caso del triple enlace se forma a partir de uno de los orbitales híbridos sp (que formará un enlace tipo s) y de ambos orbitales p (que formarán enlaces tipo p). Ambos orbitales híbridos son lobulados pero más globulares que los spP, pues la proporción de s y p en esta hibridación es del 50%. Se disponen formando un ángulo de 1800.



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MOLÉCULA DE ACETILENO

En la figura podemos observar los pasos en el átomo de carbono hasta producirse la hibridación sp. Los dos orbitales híbridos sp están representados en rojo, forman entre ellos un ángulo de 1800. Los orbitales 2p se encuentran formando ángulos de 900 con ellos.

Una vez producida la hibridación se forman los tres enlaces entre dos átomos de carbono por solapamiento

de dos orbitales híbridos sp (enlace ) más dos solapamientos de orbitales p (enlaces ) como muestran las

figuras. Con cada hidrógeno se forma un enlace entre el orbital 1s del hidrógeno y el otro orbital híbrido sp de cada carbono. La molécula es lineal.

MOLÉCULA DE HCN

Se produce una hibridación sp tanto en el carbono como en el nitrógeno. El nitrógeno actúa con valencia covalente tres, por lo que en este caso compartiría sus tres electrones desapareados con un

solo átomo de carbono (un enlace y dos ), mientras que al átomo de carbono le queda un electrón desapareado en uno de los

orbitales híbridos sp que comparte con un hidrógeno (enlace ). Se forma una molécula lineal como nos muestra la figura:

RECUERDA: Si la linea que une los nucleos de los átomos es una zona de gran densidad electrónica decimos que el orbital

molecular formado es un orbital y se produce por interacción frontal de orbitales, mientras que si en esta

linea no existe probabilidad de encontrar a los electrones del orbital molecular decimos que es un orbital , que se produce cuando los orbitales p se interpenetran lateralmente.



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MOLÉCULA DE DIÓXIDO DE CARBONO

En la figura que tienes arriba puedes observar cómo se forma la molécula de dióxido de carbono. En el átomo de carbono se produce una hibridación sp: esta hibridación permitirá al àtomo de carbono realizar dos enlaces dobles. En los átomos de oxígeno se produce una hibridación sp2 que también les permitirá realizar un enlace doble a cada uno. El enlace doble entre el carbono y uno de los oxígenos se producen del siguiente modo: uno de los enlaces se produce entre un orbital híbrido sp del carbono y un orbital

híbrido sp2 del oxígeno (enlace tipo ). El otro enlace se produce entre uno de los orbitales p no hibridados del carbono y el orbital p no hibridado del oxígeno

(enlace tipo ). Si te fijas para que los dos enlaces dobles se puedan realizar, los dos oxígenos disponen sus orbitales p no hibridados perpendiculares entre ellos (en la figura, en el oxígeno de la izquierda esta horizontal y en el de la derecha vertical). La molécula de dióxido de carbono es, por tanto una molécula lineal.

MOLÉCULAS CON EL BERILIO COMO ÁTOMO CENTRAL

En la figura de abajo puedes observar cómo se forma la molécula de cloruro de berilio. En el átomo de berilio se produce una promoción de un electrón 2s a un orbital 2p vacío y a continuación una hibridación sp. Los

enlace con el cloro son de tipo . Las moléculas donde el berilio actúa como átomo central son lineales.

RESUMEN HIBRIDACIÓN sp



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RESUMEN HIBRIDACIÓN

CONTESTA Y REPASA

¿Qué geometrías son posibles para compuestos cuyos enlaces (del átomo central) pueden describirse utilizando orbitales híbridos sp3?

Dibuja la molécula de diclorometano de forma tridimensional tal y como la explica la teoría de hibridación y escribe el valor de los ángulos de enlace. ¿A qué es debida la geometría de esta molécula?

Describe la molécula de fosfano bajo la teoría de hibridación de orbitales.

Explica la geometría de las moléculas de hidruro de berilio y de borano según la teoría de hibridación de orbitales.

Indica el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en la

molécula CH3 – C C – CH3

16.- ENLACE COVALENTE Y ELECTRONEGATIVIDAD

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos enlace covalente puro y enlace covalente heteropolar, fijándote bien en las

diferencias entre los dos.

Qué es y cómo se forma un dipolo.

La forma de representar un dipolo.

La gradación que existe entre el enlace covalente apolar y el enlace iónico debido a la

diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados.

A qué llamamos momento dipolar.

Cómo se calcula el valor del momento dipolar de un enlace.

Qué son moléculas apolares y moléculas polares.

Cómo se determina el momento dipolar de una molécula

La relación entre geometría de las moléculas y su polaridad.



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Recuerda el concepto de electronegatividad que ya hemos estudiado. Decíamos que la electronegatividad mide la facilidad que tienen los átomos de cada elemento químico para atraer hacia sí los electrones. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo periodo y de abajo a arriba en una misma columna.

Cuando en un enlace covalente los electrones son compartidos por dos átomos iguales o de la misma electronegatividad, estos electrones son compartidos por los dos átomos con la misma intensidad, no se desplazan hacia ninguno de los dos átomos, lo que origina una distribución simétrica de la carga electrónica. Los enlaces covalentes en estos casos se dice que son ENLACES COVALENTES PUROS (o apolares).

Cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos que no tienen la misma electronegatividad se produce un ENLACE COVALENTE HETEROPOLAR (o polar): los electrones del enlace covalente son, como ya ha quedado explicado, compartidos; pero, en este caso, estos electrones del enlace se ven atraídos en mayor medida por el átomo más electronegativo, es decir, existe mayor probabilidad de encontrar a estos electrones más cerca del átomo más electronegativo dentro del orbital molecular, ya que, como recordarás, el elemento más electronegativo tiene más facilidad para atraer electrones hacia sí. Esto hace que exista en el enlace un desequilibrio en la distribución de las cargas, con un predominio de carga negativa en el átomo más electronegativo y positiva en el otro átomo. Se forma así un dipolo de cargas.

Un DIPOLO es un sistema en que la distribución de las cargas eléctricas es asimétrica lo que hace que exista una zona con exceso de carga negativa y, por tanto, otra zona con exceso de carga positiva. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos mayores serán las cargas positiva y negativa del dipolo.

Los símbolos + y – que aparecen en numerosas ocasiones en los dipolos indican que no se llega a alcanzar una carga eléctrica neta o entera, positiva o negativa. Se trata de cargas parciales (no llega a ser la carga completa de un electrón), y por tanto no llegan a formarse verdaderos iones positivos o negativos.

EJEMPLO

En el enlace entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de este gas, los electrones que producen el enlace son compartidos por igual por los dos átomos, la densidad electrónica es perfectamente simétrica, o sea, se puede localizar a cualquiera de estos dos electrones con la misma probabilidad en las proximidades de un átomo como en las del otro.

Sin embargo en el enlace entre un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno, los dos electrones del orbital molecular no son compartidos por igual, puesto que, al ser el oxígeno más electronegativo es capaz de atraer hacia sí a estos dos electrones y la densidad electrónica es mayor en los alrededores del oxígeno; esto quiere decir que hay más probabilidad de encontrar a estos electrones en las proximidades del oxígeno, la carga negativa está desplazada hacia el oxígeno quedando el núcleo del hidrógeno algo desarropado de su electrón y formándose, por tanto, un exceso de carga negativa sobre el oxígeno y de carga positiva sobre el hidrógeno. SE HA FORMADO UN DIPOLO.

En el primer caso tenemos un ENLACE COVALENTE PURO. En el segundo caso el enlace covalente es HETEROPOLAR.

En las figuras vemos las distintas posiciones que van ocupando en diferentes momentos los dos electrones compartidos: en el enlace H–H los dos electrones compartidos van repartiendo sus posiciones de forma simétrica entre los dos átomos, mientras que en el enlace H–O los electrones compartidos están un mayor número de veces más cerca del Oxígeno que del Hidrógeno.



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OTRO EJEMPLO: En el HCI, el par de electrones de enlace tiende a permanecer más tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo, en este caso el átomo de cloro. Como consecuencia de ello se crea una distribución asimétrica de la carga electrónica (carga negativa sobre el cloro y positiva sobre el hidrógeno) y se forma un dipolo eléctrico.

Podemos decir hay una gradación entre un enlace covalente apolar y un enlace iónico, como queda reflejado, por ejemplo, en los compuestos del cloro: Cl2, HCl y NaCI.

Si nos fijamos en esa gradación, el enlace íónico lo podríamos considerar como un caso límite de enlace covalente: un enlace covalente de polaridad máxima.

Así los siguientes enlaces irían aumentando su polaridad, desde el flúor molecular, covalente apolar, hasta el fluoruro de litio totalmente iónico. F―F, O―F, N―F, C―F, B―F, Be―F, Li―F

De otra forma, como el enlace iónico se forma por el desplazamiento total del par de electrones de uno a otro de los átomos, cuando tiene lugar un desplazamiento parcial se puede considerar al enlace covalente como de carácter parcialmente iónico.

Para conocer el grado del carácter iónico de una molécula covalente, Linus Pauling ideó un método empírico basado en la medida de la diferencia de electronegatividades de los átomos que forman el enlace en cuestión.

Según Pauling, cuando la diferencia de electronegatividades es de 1,7, el enlace tiene, podemos decir que, aproximadamente, el 50 % de carácter iónico. Si la diferencia es mayor, la sustancia es fundamentalmente iónica, y si es menor es básicamente covalente. Por tanto, consultando la tabla de electronegatividades de Pauling se tiene un método orientativo para predecir la naturaleza esencialmente iónica o covalente de un compuesto a formar entre dos elementos químicos.

EL MOMENTO DIPOLAR

Como hemos visto, un dipolo está constituido por dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario (q- y q+) que están situadas a una cierta distancia d. Existe una magnitud vectorial que vamos a utilizar muchísimo y que nos permite cuantificar el valor de un dipolo: la magnitud momento dipolar.

El MOMENTO DIPOLAR es un vector cuyo módulo es igual al producto del valor de la carga por la distancia que hay entre ellas, la dirección es la línea que une a las dos cargas y el sentido es de la positiva a la negativa.

Es importante que veamos que la magnitud momento dipolar es una magnitud vectorial. La unidad en la que se suele medir el momento dipolar es el Debye (D). La equivalencia entre el Debye y el Culombio · metro (que es la unidad del momento dipolar en el S.I.) es:

1D = 3,33·10-30 C·m

En una molécula en la que existen varios enlaces con momentos dipolares (enlaces heteropolares) EL MOMENTO DIPOLAR DE UNA MOLÉCULA ES LA SUMA VECTORIAL DE LOS MOMENTOS DIPOLARES DE TODOS LOS ENLACES DE LA MOLÉCULA.

Lo frecuente es que una molécula que tenga enlaces polares sea polar, pero hay moléculas que teniendo enlaces polares son apolares, como la del tetracloruro de carbono CCl4. En este caso, como vamos a ver más adelante, se debe a que la suma de los momentos dipolares es cero.



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Atendiendo al momento dipolar de las moléculas, podemos clasificar a éstas en polares y apolares:

Las MOLÉCULAS POLARES se forman cuando en la molécula hay enlaces covalentes heteropolares en los que la suma de sus momentos dipolares no es nula. En estas moléculas aparecen zonas en la que se acumula en mayor medida la carga negativa (zonas en las que haya mayor densidad de electrones) y, por tanto, otras zonas en las que aparezca una cierta carga positiva (las moléculas en conjunto tienen que ser neutras), o sea, zonas en las que los electrones se hallen con menor probabilidad.

En la figura tienes representada la molécula polar de agua

Las MOLÉCULAS APOLARES se forman cuando los enlaces covalentes que existen en ella son covalentes puros o cuando la suma de los momento dipolares de los enlaces heteropolares que posee es nula (los dipolos de estos enlaces se contrarrestan debido a la simetría de la molécula). En ellas no aparecen las zonas de cargas: las cargas están distribuidas homogéneamente.

Siempre tenemos que tener en cuenta que la molécula es una partícula neutra (tenga las cargas simétrica o asimétricamente repartidas, la suma de protones y la suma de electrones tiene que ser la misma)

EJEMPLOS:

La molécula de HCI es covalente polar porque el Cl es más electronegativo que el H y atrae más hacia sí el par de electrones del enlace:

En el caso del metano CH4 la suma vectorial de los momentos dipolares de los cuatro enlaces C – H es igual a cero. Es una molécula apolar.

Esto quiere decir que en el CH4 los dipolos de sus enlaces se anulan entre sí, o bien que los centros de las cargas positivas y negativas coinciden para el conjunto de la molécula. Esto es debido a que dicha molécula es simétrica y tiene una geometría tetraédrica.

De las medidas del momento dipolar de una molécula se pueden deducir datos sobre la geometría de la molécula. Así, de los datos del momento dipolar resultante de la molécula del agua H2O se deduce que ésta es polar y esto excluye el que tenga una geometría lineal, pues si así lo fuera, los dos dipolos iguales y contrarios de cada enlace se anularían y dada como consecuencia un momento dipolar neto igual a cero.



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Predecir la forma geométrica de las siguientes moléculas (ninguna de ellas posee momento dipolar): CO2, SO3 y CCl4.

Si observamos los enlaces que se producen en las tres moléculas vemos que todos son enlaces covalentes heteropolares. Para que una molécula con enlaces heteropolares no tenga momento dipolar (es decir, sea apolar) tiene que tener compensados los momentos dipolares existentes.

En el caso de la molécula de CO2, el carbono es el átomo central de la misma y está unido mediante enlaces dobles a dos átomos de oxígeno, siendo el oxígeno más electronegativo que el carbono. Para que se neutralicen ambos momentos dipolares, tienen que ser vectores en la misma dirección y sentido opuesto, o sea, que la molécula tiene que ser lineal.

En el caso del SO3, el azufre, menos electronegativo que el oxígeno, se encuentra unido mediante enlaces dobles con tres átomos de oxígeno. La única forma posible para que los momentos dipolares se anulen es que el la molécula tenga una forma triangular plana: El azufre en el centro de un triángulo equilátero en cuyos vértices se encuentran los átomos de oxígeno.

En la molécula de CCl4, el carbono (menos electronegativo que el cloro) se encuentra unido mediante enlaces simples a cuatro átomos de cloro. La única forma de que se anulen los cuatro momentos dipolares es que el carbono se encuentre en el centro de un tetraedro (o pirámide triangular) con los cuatro cloros en los vértices.

Explica la forma de la molécula BF3, sabiendo que tiene un momento resultante igual a cero.

Igual que vimos en la molécula de SO3, para que el momento resultante sea 0 se tienen que neutralizar los tres momentos dipolares procedentes de los enlaces B–F, ya que el flúor es bastante más electronegativo que el Boro. La única forma que hay para que los tres momentos dipolares iguales se neutralicen es que la molécula sea triangular plana con ángulos de enlace iguales a 120º.

Explica si la molécula SiF4 es polar o no.

La molécula de SiF4 es tetraédrica, puesto que en el Silicio se produce hibridación sp3. Por tanto los cuatro momentos dipolares Si F, al ser iguales, se anulan: la molécula es apolar.

Explica si la molécula CHCl3 es polar o no.

La molécula de CHCl3 es también tetraédrica, puesto que en el Carbono se produce hibridación sp3. Pero en este caso los cuatro momentos dipolares no son iguales, ya que el cloro es más electronegativo que el carbono, pero el carbono es más electronegativo que el Hidrógeno, por lo que no se anulan los momentos dipolares y la molécula es polar.

¿Cuál o cuáles de las siguientes moléculas son polares?

a) F2 b) O2 c) I2 d) NaBr e) HCI

La solución correcta es la e) puesto que el enlace es covalente y la electronegatividad del Cl es mucho mayor que la del H. El NaBr no forma moléculas por ser enlace iónico.



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Ordenar de mayor a menor polaridad los enlaces siguientes:

a) N—N b) N—F c) N—O

Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos, mayor es la polaridad del enlace. En nuestro caso: N–F > N–O > N–N.

Dadas las siguientes sustancias: CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2O (angular):

a) Escribe sus estructuras de Lewis.

b) Justifica la polaridad de cada una.

a)

b) Cuando en una molécula se dan enlaces covalentes heteropolares (diferente electronegatividad entre los átomos) la molécula puede ser polar o apolar. Para que sea apolar se tienen que anular los momentos dipolares, y esto se puede determinar conociendo la geometría de la molécula.

En el caso de la molécula de CS2, al tener el C y el S la misma electronegatividad (χ = 2,55), sería ya de por sí apolar.

En el caso del HCN, la molécula es lineal, el N (χ = 3,04) es más electronegativo que el C (χ = 2,55) y este que el H (χ = 2,20), por lo que los momentos dipolares, en la molécula lineal se posicionan como indica la figura. Por lo que los momentos dipolares no se anulan y la molécula sería polar (μ=2,985D).

En la molécula de amoniaco (NH3), al ser piramidal, estando el nitrógeno en el vértice superior, y al ser más electronegativo el N (χ = 3,04) que el H (χ = 2,20), todos los momentos dipolares se dirigen hacia dicho vértice superior, por lo que tienen un efecto aditivo, no se anulan, y la molécula será polar (μ=1,47D).

La molécula de agua es angular; los momentos dipolares se dirigen hacia el vértice del ángulo donde se sitúa el oxígeno, por ser este (χ = 3,44) más electronegativo que el hidrógeno (χ = 2,20), por lo que no se anulan y la molécula es polar (μ=1,85D).

CONTESTA Y REPASA

¿Qué tipo de enlace se forma al combinarse el oxígeno y el hidrógeno? ¿Por qué? Explica detenidamente qué es lo que ocurre teniendo en cuenta le diferencia de electronegatividad de los dos elementos. ¿Forman un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno una molécula? ¿Por qué?



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¿Por qué es apolar la molécula de oxígeno (O2) y por qué es polar la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF)?

Indica y explica cuál es la respuesta correcta: El nitrógeno presenta enlace: a) Metálico c) Covalente polar

b) Covalente apolar d) Covalente coordinado

Considera las siguientes moléculas CCl4, OF2 y NCl3:

Dibuja su estructura de Lewis.

Describe su forma geométrica.

Indica y explica si son polares o apolares.

Considera las siguientes moléculas H2S, BeH2 y HCHO:

Dibuja su estructura de Lewis.

Describe su forma geométrica.

Indica y explica si son polares o apolares.

17.- FUERZAS INTERMOLECULARES

ESTUDIA / APRENDE

Los dos tipos de fuerzas que pueden aparecer entre las moléculas de las sustancias

covalentes: fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

Los tres casos en los que se dan fuerzas de Van der Waals entre las moléculas: fuerzas dipolo

permanente – dipolo permanente, fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido y fuerzas

dipolo permanente – dipolo inducido.

A distinguir entre fuerzas intramoleculares y fuerzas intermoleculares.

Cómo influyen las fuerzas intermoleculares en el estado de agregación de una sustancia.

En qué consisten y porqué se forman los dipolos temporales o instantáneos.

La especial importancia de los enlaces de hidrógeno en el estado de agregación de las

sustancias que los poseen y en concreto en el agua.

Acabamos de estudiar que las partículas características de las sustancias covalentes son las moléculas.

Por tanto, para que una sustancia covalente sea gas, líquida o sólida en condiciones normales va a depender de cómo sean las fuerzas de atracción que puedan existir entre dichas moléculas (FUERZAS INTERMOLECULARES)

Si la sustancia es gas significa que no existen fuerzas de atracción, o bien que éstas son muy pequeñas; si es líquida es debido a que la fuerzas de atracción tienen un valor mayor y si es sólida la magnitud de estas fuerzas se hace aún más grande.

Como hemos indicado en anteriores unidades didácticas, estas fuerzas de atracción tienen que ser fuerzas de tipo electrostático: es decir atracción entre cargas eléctricas de distinto signo. Para que este tipo de fuerzas exista entre las moléculas (fuerzas intermoleculares) es necesario que en cada molécula exista una zona en la que se acumula carga negativa y otra en la que, por tanto, se acumule carga positiva. Esto haría que la zona de un signo eléctrico de una molécula atraiga a la zona con signo distinto de otra molécula y así sucesivamente.

Se ha comprobado que en muchas ocasiones las moléculas de las sustancias covalentes se atraen entre sí lo que puede hacer que dicha sustancia se encuentre en estado líquido e incluso sólido. Existen dos tipos de fuerzas entre moléculas o FUERZAS INTERMOLECULARES: las fuerzas de Van der Waals y los enlaces de hidrógeno (también llamados “puentes de hidrógeno”).



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FUERZAS DE VAN DER WAALS

Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas que aparecen entre moléculas, bien cuando las moléculas son polares (fuerzas dipolo permanente – dipolo permanente y fuerzas dipolo permanente – dipolo inducido) o cuando son apolares (fuerzas dipolo inducido – dipolo inducido o fuerzas de dispersión de London).

FUERZAS DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE (FUERZAS DE KEESOM)

Cuando un compuesto covalente está formado por moléculas polares, los polos positivos de una molécula ejercen una atracción sobre los negativos de una molécula distinta y viceversa, es decir aparecen fuerzas de atracción eléctricas entre las moléculas (fuerzas de atracción dipolo-dipolo).

Esto explica la atracción que existe entre las moléculas de algunos compuestos covalentes que hace que estos compuestos sean sólidos o líquidos en condiciones normales de presión y temperatura. Cuando en estos compuestos se alcanza la temperatura de ebullición estas atracciones entre las moléculas son vencidas por la energía cinética que van adquiriendo las moléculas lo que explica que la sustancia se convierta en gas (recuerda que decir aumento de temperatura es lo mismo que decir aumento de la energía cinética de las partículas).

Las fuerzas de atracción entre las moléculas polares no son tan grandes como las fuerzas de atracción entre los iones de los compuestos iónicos, pero suficientes como para explicar muchísimos fenómenos y propiedades de estas sustancias.

No hay que confundir las fuerzas intermoleculares con las fuerzas intramoleculares debidas a los enlaces covalentes entre los átomos. Los enlaces covalentes son muchísimo más fuerte que las fuerzas de atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares), y cuando, mediante la temperatura, se consigue que se separen unas moléculas de otras y convertir una sustancia covalente líquida en gas los enlaces covalentes siguen

existiendo, es decir las moléculas no se rompen. Si, debido a la temperatura, se rompen enlaces covalentes, la sustancia dejaría de existir y los átomos separados formarían otros enlaces: se estaría produciendo una reacción química tal y como veremos en la siguiente unidad didáctica.

En la imagen vemos cómo las moléculas polares se atraen entre sí debido a las atracciones (en rojo) entre sus dipolos (fuerzas intermoleculares).

FUERZAS DIPOLO INSTANTÁNEO – DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON)

En algunas ocasiones en las moléculas apolares que poseen una gran cantidad de electrones, al moverse éstos, es fácil que en algún momento estén distribuidos de una forma irregular, es decir, que en una parte de la molécula haya un mayor número de electrones que en la otra. Esto ocurre sólo por unos instantes, pero lo suficiente para que se vayan formando dipolos que cambian constantemente de lugar, o sea, que estos dipolos de corta duración están constantemente apareciendo en la molécula localizados cada vez en lugares distintos según se vayan moviendo los electrones. A estos dipolos los llamamos DIPOLOS TEMPORALES o INSTANTÁNEOS. Estos dipolos actúan a su vez sobre las moléculas colindantes produciendo en éstas dipolos inducidos como se muestra en la figura. La intensidad de los dipolos es lo suficientemente apreciable como para que se produzcan atracciones entre las moléculas del compuesto.



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Un ejemplo de la aparición o no de estos dipolos temporales apreciables debido al número de electrones que tenga la molécula lo encontramos en las moléculas de los halógenos.

Así el flúor (F2) y el cloro (Cl2) que tienen pocos electrones en su molécula son gases debido a que no hay atracciones entre dichas moléculas. La molécula de bromo (Br2) tiene un mayor número de electrones lo que hace que aparezcan dipolos temporales y dipolos inducidos suficientemente apreciables que explica que el bromo sea líquido en condiciones normales. Aún mayor es el número de electrones que tiene la molécula de yodo (I2), los dipolos temporales e inducidos serán más fuertes y así el yodo se encuentra en estado sólido.

FUERZAS DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE DEBYE)

A veces cuando en una mezcla hay moléculas polares y moléculas apolares en una mezcla pueden aparecer fuerzas intermoleculares debido a que las moléculas polares inducen dipolos en las moléculas apolares. A estas fuerzas dipolo permanente – dipolo inducido se las llama fuerzas de Debye. Esta interacción tiene su importancia en las disoluciones de sustancias polares en disolventes apolares.

En la figura observamos cómo una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar induce en esta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular débil llamada dipolo – dipolo inducido.

Un ejemplo lo vemos en las fuerzas que aparecen entre las moléculas de agua y las de oxígeno que permite al oxígeno disolverse levemente en el agua: en la molécula de oxígeno aparece un dipolo inducido producido por la acción del dipolo permanente de la molécula de agua como vemos en la figura. Esto origina las fuerzas de atracción entre ambas moléculas.

ENLACE DE HIDRÓGENO

Además de las fuerzas de Van der Waals y de las fuerzas de dispersión de London existe un caso muy particular de atracción entre moléculas, es el llamado "ENLACE DE HIDRÓGENO” o “ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO":

Los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno se dan cuando el hidrógeno se une a un elemento fuertemente electronegativo y de pequeño tamaño como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno. En estos casos el par de electrones del enlace es muy atraído por los átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno debido a la diferencia de electronegatividad entre estos elementos y el hidrógeno, siendo la carga positiva sobre el hidrógeno bastante grande y la negativa sobre el otro átomo también, con lo que pueden acercarse mucho al átomo de hidrógeno aumentando así el momento dipolar y la fuerza de la atracción. Los puentes de hidrógeno son también, por tanto, fuerzas de atracción entre dipolos permanentes: fuerzas particularmente grandes que solo se dan entre un átomo de hidrógeno con uno de flúor, de oxígeno o de nitrógeno y que son las mayores de las fuerzas intermoleculares.

Un claro ejemplo de atracción entre moléculas por enlaces o puentes de hidrógeno lo podemos observar en las moléculas del agua. Estas atracciones hacen que ésta sea líquida a temperaturas habituales.

También existen enlaces de este tipo en compuestos orgánicos tales como alcoholes, fenoles, ácidos, aminas y amidas.

Hay ocasiones en que en grandes moléculas orgánicas los enlaces por puente de hidrógeno se forman incluso dentro de una misma molécula. Son los responsables de la estructura en hélice de las proteínas y de la unión de las dos cadenas del ADN formando la doble hélice característica.



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IMPORTANTE (¡OTRA VEZ!): Los enlaces covalentes son enlaces en general muy fuertes; si se rompen estos enlaces se producen reacciones químicas: se formarían nuevas sustancias pues las moléculas características de las sustancias covalentes habrían quedado rotas. Sin embargo las fuerzas intermoleculares son fuerzas débiles, lo que permite con cierta facilidad (en unos casos más que en otros) separar unas moléculas de otras.


Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla

Masa molecular Tª de ebullición (0C) Energía de enlace (kcal/mol)

N2 28 –196 N–N: 225

CCl4 154 77 C–Cl:80

¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?

a) Las fuerzas de dispersión de London entre las moléculas de N2 son muy débiles.

b) Las fuerzas intermoleculares en el CCI4 son del tipo dipolo-dipolo y por tanto más fuertes que las que actúan en el N2.

c) Las fuerzas de dispersión de London crecen con la masa molecular.

d) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con las energías de enlace.

a) Cierto. Debido a ello, su temperatura de ebullición es muy baja (es un gas a temperatura ambiente).

b) Falso. La molécula CCI4 no es polar porque el carbono se encuentra en el centro de un tetraedro y los cuatro momentos dipolares se anulan. Las fuerzas que se producen entre las moléculas de tetracloruro de carbono para tener ese punto de ebullición tan alto en comparación con el nitrógeno tienen que ser, por tanto, fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London).

c) Cierto. Por ejemplo, el tetracloruro de carbono tiene mayor masa molecular que el nitrógeno y su temperatura de ebullición es más alta. De hecho es líquido a temperatura ambiente mientras que el nitrógeno es gaseoso.

d) Cierto. Su relación es con los momentos dipolares y la masa molecular. Los enlaces son fuerzas intramoleculares.



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¿En cuáles de las siguientes sustancias existen uniones por enlaces de hidrógeno?

a) Amoniaco b) Sílice c) Ácido fluorhídrico d) Hidrógeno

Para que exista enlace de hidrógeno entre moléculas, en cada molécula el hidrógeno debe estar unido a un átomo pequeño de tamaño y muy electronegativo. Esto se cumple en los casos a) ya que es el nitrógeno el elemento que está unido al hidrógeno y c) pues el flúor es el elemento que está unido al hidrógeno.

¿Por qué el agua es un líquido en condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno es un gas?

En el agua se dan las dos condiciones para que se formen enlaces de hidrógeno entre sus moléculas: la diferencia de electronegatividad entre el H y el O es lo suficientemente grande y el O es un átomo pequeño. Se forman, por tanto, puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua, que son fuerzas intermoleculares especialmente fuertes que hacen que la temperatura de ebullición del agua sea anormalmente alta. En el sulfuro de hidrógeno no se producen los puentes de hidrógeno y las fuerzas intermoleculares son más pequeñas lo que hace que su temperatura de ebullición sea mucho más baja.

¿Por qué el punto de fusión del amoniaco es mayor que el del arsano, que tiene una mayor masa molecular?

Porque en el NH3 existen enlaces de hidrógeno entre sus moléculas y, aunque la masa molecular del AsH3 es mayor que la del NH3, las fuerzas de Van der Waals del AsH3 son más débiles que los enlaces de hidrógeno.

Explica la razón de los siguientes hechos:

a) La temperatura de fusión del I2 es mayor que la del F2.

b) La temperatura de ebullición del HF es más elevada que la del F2.

c) El CO tiene la temperatura de ebullición más alta que la del N2, aunque ambos tienen la misma masa molecular.

a) La temperatura de fusión del I2 es + 113ºC y la del F2 es –223ºC. Como en ambos casos se trata de moléculas díatómicas apolares con enlaces covalentes sencillos, la diferencia entre ambas temperaturas de fusión se debe a las masas moleculares: 254 u para el I2 y 38 u y para el F2. Esto hace que en el yodo aparezcan dipolos temporales (pequeño tamaño, elevada masa molecular y, por tanto, también muchos electrones) que no aparecen en una molécula pequeña como es el caso del flúor. Es un caso típico de fuerzas de dispersión de London.

b) La temperatura de ebullición del F2 es –187ºC y la del HF +19ºC y aunque la masa molecular del HF es menor que la del F2 (20 u frente a 38 u), la diferencia de temperaturas es porque el HF es un compuesto covalente polar, que forma enlaces por puentes de hidrógeno, y el F2 no.

c) La masa molecular del CO es 28 u y su temperatura de ebullición –192ºC, mientras que la masa molecular del N2 es también 28 u y su temperatura de ebullición –196ºC. Esta pequeña diferencia de temperaturas se debe únicamente a que el CO es covalente polar, mientras que el N2 es covalente apolar y en el CO las fuerzas intermoleculares (entre dipolos permanentes) son mayores que en el N2 (fuerzas de dispersión de London de valor muy pequeño también)

La molécula de monóxido de carbono (CO) decimos que es polar ¿Por qué? Sin embargo el monóxido de carbono es gas a temperatura ambiente ¿Por qué crees que es así?

La molécula de CO está formada únicamente por dos átomos, uno de carbono y otro de oxígeno. Teniendo en cuenta que el oxígeno es más electronegativo que el carbono, en la molécula se forma una asimétrica distribución de los electrones compartidos, estando estos más cercanos al oxígeno que al carbono formando así un dipolo. Sin embargo la fuerza de atracción entre las moléculas que supone la existencia de un dipolo no es en este caso suficientemente grande como para formar un líquido a temperatura ambiente, por lo que las moléculas se mueven con libertad siendo el monóxido de carbono un gas.



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¿Por qué es apolar la molécula de bromo (Br2)? ¿Por qué es líquido el bromo siendo su molécula apolar?

La molécula de bromo está formada por dos átomos exactamente iguales (por tanto misma electronegatividad) por lo que es una molécula apolar.

Sin embargo en la molécula de bromo hay bastantes electrones, los cuales se están moviendo de forma continua en sus orbitales lo que hace que en algún momento estén distribuidos de una forma irregular, es decir, que en una parte de la molécula haya un mayor número de electrones que en la otra. Esto ocurre sólo por unos instantes, pero lo suficiente para que se vayan formando dipolos que cambian constantemente de lugar, o sea, que estos dipolos de corta duración están constantemente apareciendo en la molécula localizados cada vez en lugares distintos según se vayan moviendo los electrones. A estos dipolos los llamamos DIPOLOS TEMPORALES o INSTANTÁNEOS y actúan a su vez sobre las moléculas colindantes produciendo en éstas dipolos inducidos. Estos dipolos son lo suficientemente apreciables como para que se produzcan atracciones entre las moléculas del compuesto. A estas fuerzas de atracción dipolo instantáneo – dipolo inducido se las llama fuerzas de dispersión de London y entre las moléculas de bromo son lo suficientemente fuertes como para que el bromo sea líquido a temperatura ambiente.

CONTESTA Y REPASA

¿Qué tipo de fuerzas son las fuerzas de Van der Waals.

¿Por qué las fuerzas entre moléculas en las que existen enlaces covalentes del hidrógeno con el oxígeno, el nitrógeno o el flúor son mayores? ¿Qué consecuencias tiene esto para el estado de agregación de estos compuestos?

¿Por qué el cloro es gas, el bromo líquido y el yodo sólido en condiciones normales?

Explica por qué el agua es líquida a temperatura ambiente.

El tetracloruro de carbono es un compuesto químico sintético que, en condiciones normales, se encuentra en estado líquido. Explica qué fuerzas se producen entre sus moléculas para encontrarse en ese estado de agregación.

El yodo es bastante soluble en cloroformo (Cl3CH). Explica que tipo de fuerzas existen entre sus moléculas para que exista esta solubilidad.

Indica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa y explica tu respuesta: “El etanol se mezcla con el agua en cualquier proporción debido a que se establecen enlaces de hidrógeno entre las moléculas de ambas sustancias al mezclarlas”.

18.- SÓLIDOS COVALENTES O RETICULARES

ESTUDIA / APRENDE

A qué llamamos sólidos covalentes o reticulares.

Los principales ejemplos de estos sólidos: diamante, grafito y cuarzo.

Hay un tipo de sustancias covalentes llamadas SÓLIDOS COVALENTES o RETICULARES, formados por disposiciones indefinidas de átomos enlazados covalentemente. En estas estructuras sólidas no se pueden distinguir o diferenciar moléculas y el sólido forma una red cristalina.

Un ejemplo de sólido covalente reticular es el diamante: el diamante está formado por átomos de carbono. Cada átomo de carbono tiene hibridación sp3 y está unido en forma tetraédrica a otros cuatro átomos de carbono, dando lugar a una red tridimensional indefinida muy compacta, que confiere al diamante una dureza extremada, ya que los átomos de carbono se mantienen fijos en sus posiciones, siendo difícil separarlos de ellas. De hecho es la sustancia más dura que se conoce y sirve como referente máximo en la escala de dureza de Mohs, donde tiene asignado el valor 10.



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También es un sólido covalente reticular el grafito que, al igual que el diamante, está formado únicamente por átomos de carbono. Pero en el grafito los átomos de carbono presentan hibridación sp2. El grafito tiene estructura laminar, pues los enlaces covalentes entre los átomos de una capa son extremadamente fuertes y las uniones entre las diferentes capas se realizan por fuerzas de Van der Waals lo que hace que sean uniones mucho más débiles. Esta estructura laminar del grafito permite que se use como mina para lápices.

Otro sólido covalente reticular es el cuarzo, (SiO2)n que es una variedad cristalográfica de la sílice. En el cuarzo la relación estequiométrica del silicio frente al oxígeno es 1:2, donde cada átomo de silicio está enlazado por uniones covalentes sencillas con cuatro átomos de oxígeno, que se sitúan en los vértices de un tetraedro, en cuyo centro está el átomo de silicio. El cuarzo tiene una red tridimensional cristalina de enlaces Si – O – Si en la que cada átomo de oxígeno está unido a dos átomos de silicio, esto hace que la estructura reticular sea muy compacta.

Otros ejemplos de sólidos reticulares son el boro, el SiC y el NB.

CONTESTA Y REPASA

Explica si podemos afirmar lo siguiente:

A 25ºC y 1 atm. de presión:

a) El SiO2, al igual que el CO2, es un gas.

b) El diamante es un sólido molecular.

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9.- EL ENLACE COVALENTE. LOS ENLACES SENCILLOS ......Se llama ORDEN DE ENLACE al número de pares de electrones compartidos en una molécula. En algunas ocasiones (muy pocas) el par