el enlace químico - Recursos para la Física y Química

Transcripción

Unidad 8: El enlace químico.
CONTENIDOS
I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)
EL ENLACE QUÍMICO
1.2.-
¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.
Enlace iónico.
3.4.-
Propiedades de los compuestos iónicos.
El enlace covalente.
5.6.-
Teoría del enlace de valencia.
Hibridación.
7.8.9.-
Teoría de orbitales moleculares (➋).
Propiedades de los compuestos covalentes.
Enlaces intermoleculares.
2.1.
2.2.
2.3.
Energía reticular.
Ciclo de Born-Haber.
Estructura cristalina de los compuestos iónicos.
4.1.
4.2.
4.3.
4.4.
Teoría de Lewis. Representación de Lewis usando la regla del octeto (repaso).
Resonancia.
Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.
Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar.
6.1.
6.2.
6.3.
6.4.
Hibridación sp3.
Hibridación sp2.
Hibridación sp.
Enlaces múltiples (dobles y triples).
9.1.
9.2.
Fuerzas de Van der Waals.
Enlace de hidrógeno.
10.- Enlace metálico.
10.1. Modelo de deslocalización electrónica (repaso).
10.2. Teoría de bandas.
11.- Propiedades de los metales.
¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
Los átomos, moléculas e iones y se unen
entre sí porque al hacerlo se llega a una
situación de mínima energía, lo que equivale a
decir de máxima estabilidad. Son los
electrones más externos, los también llamados
electrones de valencia los responsables de esta
unión, al igual que de la estequiometría y
geometría de las sustancias químicas.
TIPOS DE ENLACES
• Iónico (entre iones).
• Covalente (entre átomos de una misma molécula).
• Intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
• Metálico (entre cationes metálicos unidos por e–).
F. Javier Gutiérrez Rodríguez
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ENLACE IÓNICO
Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura,
resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas,
formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose
moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son
empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.
Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización.
Ejemplo de reacciones de ionización:
• Na – 1 e– → Na+
• O + 2e– → O2–
Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+. Y la formula del compuesto será: Na2O.
Energía reticular en los compuestos iónicos (U o Er)
También llamada energía de red. Es la energía desprendida en la formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.
Ejemplo:
En el caso de la formación de NaCl la U o Er corresponde a la reacción:
Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (U < 0)
Es bastante difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de
Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
Los factores de los que depende la energía reticular son (al ser siempre negativa
consideraremos siempre valores absolutos).
• A mayor carga de los iones mayor “U”. Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U” mayor que el
NaCl (Na+ y Cl–).
• A menor tamaño de los iones menor “U”. Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U” mayor que el
KBr (K+ y Br–).
Ciclo de Born y Haber
La reacción global de formación de NaCl es:
Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ)
que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:
• Na (s) → Na (g)
• ½ Cl2 (g) → Cl (g)
• Cl (g) → Cl– (g)
(∆Hsubl = +107’8 kJ)
(½ ∆Hdis= +121’3 kJ)
(∆HAE = –348’8 kJ)
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• Na (g) → Na+ (g)
• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)
(∆HEI = +495’4 kJ)
(U = ?)
De donde puede deducirse que:
U = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + ∆HAE + ∆HEI)
U = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ
Puedes ver aquí una animación si tienes el Flash instalado:
Ciclo de Born-Haber
ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más
compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades
que se repiten en las tres direcciones del espacio.
Índice de coordinación
“Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. Cuanto mayor es un ion
con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.
Principales tipos de estructura cristalina
NaCl
PRINCIPALES TIPOS
DE REDES IÓNICAS
CsCl
CaF2
• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones). Índice de coordinación para ambos
iones es 6.
• CsCl (cúbica para ambos iones). Índice de coordinación para ambos iones = 8
• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ).Índice de
coordinación para el F– = 4 y para el Ca2+ = 8.
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Factores de los que depende la estructura cristalina..
• El tamaño de los iones.
• La estequiometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el cristal sea
neutro.
Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y:
Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.
Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.
Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.
Se suman todos y se añaden los iones del interior de la celda.
Ejemplo:
Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2
NaCl: Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.
Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en el centro del cubo (1).
En total, 3 + 1 = 4.
CsCl: Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 1.
Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 1.
CaF2: Ca2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro cada cara (6/2 = 3).
En total, 1 + 3 = 4.
F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 8.
Hay por tanto el doble F– que Ca2+ lo que explica su estequiometría.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que
para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones
atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos
son sólidos a temperatura ambiente.
• Gran dureza por la misma razón, ya que
para rayar un cristal es necesario romper su
estructura cristalina.
• Solubilidad en disolventes polares (tanto
más cuanto menor U) puesto que dichos
disolventes al presentar cargas son capaces
de introducirse en la estructura cristalina y
estabilizar los iones por atracción ióndipolo. Por la misma razón, presentan
insolubilidad en disolventes apolares.
Solubilidad de un cristal iónico
• Conductividad en estado disuelto o fundido
© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.
ya en dichos estados los iones presentan
movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado
sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad.
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• Fragilidad, pues al golpear ligeramente el
cristal produciendo el desplazamiento de tan
sólo un átomo, todas las fuerzas que eran
atractivas se convierten en repulasivas al
enfrentarse dos capas de iones del mismo
signo.
presión
Fragilidad en un cristal iónico
ENLACE COVALENTE.
Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos
aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un
desprendimiento de energía.
Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo
de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper
un enlace.
Por ejemplo, para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, por lo que
Eenlace(H–H) = ∆Hdis (H2) = + 436 kJ
La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”.
TEORÍA DE LEWIS
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le
falten para completar su capa (regla del octeto).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.
Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.
• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be
o de B no llegan a tener 8 electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–
). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a
partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.
Ejemplo:
Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN,
H2CO, Cl2O, NH4+ y H2SO4.
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CH4
H2CO
H2SO4
·
·C·+4
·
H
·x
x H → H x· C ·x H ;
·x
H
H
|
H–C–H
|
H
HCN H–C≡N :
H
|
H–N+→H
|
H
··
xx
··
H–C=O :
Cl2O : Cl ·x O ·x Cl :
NH4+
| ··
··
xx
··
H
··
··
:O:
:O:
:O:
·· xx ··
↑
H x· O ·x S x· O ·x H ; H–O–S–O–H ; H–O–S–O–H (excepción Lewis)
·· xx · ·
↓
:O:
:O:
:O:
··
··
RESONANCIA.
En muchas ocasiones, no existe una única estructura de Lewis que pueda
explicarlas propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, el ion carbonato
CO32– debería tener una estructura en la que el átomo central, el carbono en este
caso, formara un doble enlace con uno de los átomos de oxígeno y sendos enlaces
sencillos con los átomos de oxígeno que soportan la carga negativa tal y como se
ve en dibujo de la izquierda. Sin embargo, esto conllevaría a que las distancias C–
O y C=O deberían ser distintas, y tal y como se verá a continuación, los ángulos
de enlace, también deberían ser distintos. Por difracción de rayos X se sabe que
las distancias entre el átomo de carbono y cada átomo de oxígeno so iguales, así como los ángulos
O–C–O. Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin
compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una
estructura de Lewis distinta. En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis
en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres
válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope
Por tanto, los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es
intermedia Igualmente, los tres átomos de oxígeno participar de 2/3 de carga negativa. Además de
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utilizar el símbolo ↔ entre las distintas formas resonantes, también se utiliza una única forma
mezcla de todas, en el que aparecen el signo “ ” que indica enlace intermedio entre sencillo y
doble y las fracciones de carga con “δ”.
Ejercicio A:
Escribir las distintas formas resonantes del ácido nítrico.
MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS Y GEOMETRÍA
MOLECULAR.
Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los
ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. La
geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central teniendo en cuenta que
las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.
Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e– sin compartir podemos
clasificar las moléculas en los siguientes grupos:
•
•
•
•
El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo.
El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
El átomo central tiene un enlace doble.
El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace sencillo.
Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más alejados posibles para evitar lo que se
pueda la repulsión entre dichas nubes electrónicas.
Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se dirigirán en sentidos contrarios formando
quedando los tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo de 180º. En el caso de tres
enlaces, la manera más alejada de situarse es formando ángulos de 120º estando todos los átomos en
el mismo plano. Con cuatro enlaces, éstos se dirigirán hacia
los vértices de un tetraedro.
Ejemplos:
BeF2: El Be tiene 2 pares de e–
Ang. enl. = 180º.
BCl3: El B tiene 3 pares de e–
Ang. enl. = 120º.
CH4: El C tiene 4 pares de e–
Ang. enl. = 109,4º.
CH4
BCl3
Tetraédrica Triangular
BF2
Lineal
El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.
Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal, es decir, el ángulo que forma
el átomo central con los dos átomos a los que está unido es de 180º.
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Ejemplos:
C2H2: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo.
CO2: El carbono forma dos dobles enlaces.
Etino
CO2
El átomo central tiene pares de e– sin compartir.
La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.
Ejemplos:
NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir
Ang. enl. = 107’3º < 109’4º
H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir
Ang. enl. = 104’5º < 109’4º
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)
Agua (104,5º)
El átomo central tiene un enlace doble.
La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es
mayor que la de uno.
CH2=CH2 (eteno): Cada átomo de carbono tiene 2 pares de e–
compartidos con el otro carbono y 2 pares de e– compartidos con
sendos átomos de hidrógeno, de manera que:
• Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
• Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
eteno
Ejercicio B (Selectividad. Madrid Junio 1997).
Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se
debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta .b) Si cada
molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural. c) Representar las
estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3– d) ¿Justifican las representaciones de
las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?
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POLARIDAD EN MOLÉCULAS COVALENTES. MOMENTO DIPOLAR.
Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y
otros negativamente.
Cada enlace tiene un momento dipolar “ µ ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de
“χ” entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos
electronegativo al más electronegativo).
Dependiendo de cómo sea “
µ ” de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican
en:
Moléculas polares.
Tienen “
µ ” no nulo. Y esto puede ser debido a:
• Moléculas con un sólo enlace covalente polar.
• Moléculas angulares, piramidales…
Ejemplos: HCl, ClF.
Ejemplos: H2O, NH3.
Moléculas apolares.
Tienen “
µ ” nulo: Y esto puede ser debido a:
• Moléculas con enlaces apolares.
• Moléculas con enlaces polares pero con “
µ ” = 0.
Ejemplos: H2, Cl2.
Ejemplos: CH4, CO2.
µ= 0
µ= 0
µ
µ≠0
µ= 0
µ≠0
µ
Ejemplos de moléculas apolares y polares
Ejemplo (Selectividad. Madrid Junio 1997).
a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los Elemento F O Cl N C S H
valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los Electronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1
enlaces siguientes: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–Cl. b)
la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta de la de CCl4?
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a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
b) El CH4 es globalmente apolar (m = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace
(dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El CCl4 es igualmente apolar
por la misma razón; sin embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia
fuera.
Ejercicio C (Selectividad. Madrid Septiembre 1997).
Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen número atómico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se
desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en
metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (E.V.)
Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los
orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– con spines contrarios de orbitales
semiocupados formando un único orbital molecular.
Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un
orbital molecular en donde alojarían los 2 e–.
Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo
forma.
Enlace covalente simple.
Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma).
Puede ser:
• a) Entre dos orbitales “s”
• b) Entre un orbital “s” y uno “p”
• c) Entre dos orbitales “p”.
Enlace covalente múltiple.
a)
b)
c)
Enlace covalente “σ”
Enlace “π”
Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un
enlace frontal “σ” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “π” (pi); si el
enlace es triple, existe un solapamiento “σ” y dos “π”. Los enlaces “π” más conocidos se producen
a partir de orbitales atómicos “p”.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS.
Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos
átomos se formuló la “teoría de la hibridación”, que se basa en que los orbitales atómicos de
distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual
energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima, cuando los
átomos van a formar un enlace. (Ver enlace)
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Así, por ejemplo, el carbono “C” forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la
mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a
continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).
No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación tenga
lugar es necesario que bien se trate de:
• Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces “σ”.
• Orbitales atómicos con parejas de e– sin compartir.
Por el contrario, no se hibridan:
• Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace (π).
• Los orbitales atómicos vacíos.
Eteno
Etino
Enlace covalente múltiple
Imágenes cedidas © por Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.
Tipos de hibridación
Los principales tipos de hibridación son los siguientes:
Hibridación sp3. Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”. Se forman cuatro orbitales
con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro.
• 4 enlaces sencillos.
• 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir.
• 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir.
Ejemplo: metano
Ejemplo: NH3
Ejemplo: H2O
Hibridación sp2. Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p”. Se forman tres orbitales
dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero.
• 1 enlace doble y 2 sencillos.
Ejemplo: BF3
Ejemplo: eteno
Hibridación sp Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”.
Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de 180º.
• 2 enlaces dobles.
Orbital “sp”
Ejemplo: BeF2
Ejemplo: CO2
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• 1 enlace triple y 1 sencillo.
Ejemplo: etino
Puede verse una simulaciones de hibridación en:
http://www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces/orbitales_hibridos.htm
Orbitales atómicos
Orb. Híbridos
Ejemplos
Orb. s
Orbitales p Orb. sp3
H2O
Orb. s
Orbitales p Orb. sp2
C2H4
Orb. s
Orb. p
Orb. sp
BeF2
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES. (O.M.) ➋
Permite explicar todas la moléculas existentes.
Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales moleculares y considerarlos
“combinación lineal de orbitales atómicos” (C.L.O.A.):
• Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas espaciales.
• La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de los que
proceden y por tanto, serían más estables (orbitales enlazantes).
• La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que proceden y
serían más inestables (orbitales antienlazantes).
Se denomina “orden de enlace” (O.E.) a:
O.E.=
nº e − (OM enlazantes) − nº e − (OM antienlazantes)
2
El O.E. puede ser fraccionario si combinan orbitales apareados y desapareados.
Ejemplo
Hacer un esquema energético de los orbitales moleculares de las moléculas de N2 y NO.
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Molécula de N2
Molécula de NO
O.A. (N) O.M. (N2) O.A. (N) O.A. (O) O.M. (NO) O.A. (N)
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Sólidos covalentes:
Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo considerar éste
como una molécula gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes
tienen:
•
•
•
•
Gran dureza.
Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a temperatura ambiente.
Son insolubles en todo tipo de disolvente.
Son malos conductores pues no tienen electrones libres.
Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructura por capas le
hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e– a un macroenlace muy deslocalizado es
también conductor.
Estructura del diamante
Estructura del cuarzo
Estructura del grafito
Imágenes cedidas por © GRUPO ANAYA S.A.. Química 2º Bachillerato.
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Sustancias moleculares:
Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos polares
sean las moléculas, por lo que tienen:
• Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a temperatura ambiente.
• Son blandos.
• Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las moléculas con fuerzas de Van
der Waals.
• Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula polares poseen
parcial conductibilidad.
• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares que las estabilizan por fuerzas
de atracción dipolo-dipolo y tienen mayores puntos de fusión y ebullición al existir
atracción electrostática entre las mismas.
ENLACES INTERMOLECULARES.
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de las
sustancias. Según su fuerza se clasifican en:
• Enlace o puente de Hidrógeno.
• Fuerzas de Van der Waals.
Enlace o puente de Hidrógeno.
Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de
electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño del H
que se incrusta en la nube de e– del otro átomo. Sólo se da
entre átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno,
nitrógeno y cloro. Es el responsable de los puntos de fusión
y ebullición anormalmente altos de las sustancias que los
contienen como, por ejemplo, el agua.
Estructura del hielo
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bach.
Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener una
estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.
Fuerzas de Van der Waals.
Son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:
• Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.
• Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares) ya que el par de e– de
enlace en un momento dado puede encontrarse en un lado de la
molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce la formación
de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como estos dipolos no
perduran los enlaces son muy débiles.
Haz clic sobre el dibujo para ver gif animado.
Tomado de: www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces/enlaces_secundarios.htm.
Dipolo instantáneo
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ENLACE METÁLICO. STAN
Es el que forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.
Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su última capa y no
forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble.
Forman, pues un enlace metálico, en el que consiguen la estabilidad,
compartiendo los electrones de valencia de manera colectiva,
formando una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones
positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura
cristalina de alto índice de coordinación.
Existen dos modelos que lo explican:
Modelo del mar de electrones:
Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie de
fondo común con lo que se produce una deslocalización de los Modelo de Mar de electrones
mismos. La estructura del metal podría considerarse como cationes
formando los nodos de la estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la
repulsión entre los mismos.
(Haz clic en el dibujo para ver gif animado)
Tomado de: www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces/enlace_metalico.htm
Modelo de bandas:
Banda de
conducción
Banda de
Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al
valencia
enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares
como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de
orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas
formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía,
una de menor energía formada por los orbitales moleculares
∆E
enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía por
los antienlazantes (banda de conducción). El modelo de bandas
viene respaldado por los espectros de emisión. Las líneas en los
espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se conductor semiconductor aislante
transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido.
En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con
mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a
través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor
tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía
pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias
aislantes.
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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.
• Son dúctiles y maleables debido a que no
existen enlaces con una dirección
determinada. Si se distorsiona la estructura
presión
los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose
entre los cationes.
• Son buenos conductores debido a la
Maleabilidad de un metal.
deslocalización de los e–. Si se aplica el
modelo de bandas, puede suponerse que la
banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de
forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de
conducción libre.
• Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en
unos se transmitan con facilidad a los de al lado.
• Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la
red. La mayoría son sólidos.
• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de
energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que
inmediatamente emiten (reflejo y brillo).
Ejemplo (Selectividad. Madrid Septiembre 1998).
La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el
sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es
suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si
el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.
a) Sí (ver teoría).
b) Sí, pues indica si se trata de metal, no-metal o gas noble.
c) No es suficiente, aunque sí puede dar pistas: si se trata de un metal, muy probablemente
será sólido y si tiene la última capa completa será gas (noble); más difícil es en el caso de los nometales que pueden estar en los tres estados.
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será
molecular. Igualmente, los gases nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son moleculares
los elementos no metálicos (p2 - p5), aunque con algunas excepción como los que terminan en 5 p2 y
6 p2 que son metálicos, y por tanto, no forman moléculas.
Ejercicio D (Selectividad. Madrid Previo 1997).
Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto
que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de
agregación (S = sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece en el ejemplo.
Cl
Cl
H
O
H
O
Ca
CaH2
I
S
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Ca
Algunos enlaces interesantes:
•
•
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•
•
•
•
•
http://platea.pntic.mec.es/~jrodri5/indice.html
http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm#gemo
http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/EQEM.htm (¡interesante!: materiales interactivos)
http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Toc508460408
http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope
http://www.cneq.unam.mx/paidoteca/enlaces
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/
http://www.quimi-red.com.ar/caracteristicas.htm
•
•
•
•
http://apuntes.nb.net.mx/contenido/apoyodigital/secundaria/si/evaluaciones/siex71.htm
http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JMix16.htm http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JMatch16.htm
http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JBC16.htm
http://213.4.130.98/web/laclasedefisica/JQuiz16.htm
Anímate a hacer estas evaluaciones sobre el enlace químico:
ENLACE QUÍMICO.
Cuestiones generales
1.-
Explica poniendo algún ejemplo en qué consiste el modelo del orbital molecular.
2.-
Hibridación. Tipos. Ejemplos.
3.-
Tomando como referencia los compuestos: NH3, CH3Cl, y BeF2 a) ¿qué hibridación
presenta el átomo central; b) señala si alguna de las moléculas será polar (razona
las respuestas).
Ciclo de Born-Haber
4.-
Indica el ciclo de Born y Haber para el cálculo de la energía reticular de la fluorita
(fluoruro de calcio).
5.-
a) Diseña un ciclo de Born-Haber para el cloruro de magnesio; b) Define al menos
cuatro de los siguientes conceptos: energía de ionización, energía de disociación,
afinidad electrónica, energía reticular, calor de formación y calor de sublimación.
6.-
Sabiendo que el potasio es sólido y el Br2 es líquido en condiciones estándar, calcula
la energía reticular del bromuro de potasio. Datos: ∆Hf (KBr) = -391,8 kJ/mol,
∆Hsublim. (K) = 81,26 kJ/mol, ∆Hvaporización (Br2) = 30,7 kJ/mol, ∆Hdis. (Br2) = 193,5
kJ/mol , Eioniz. (K) = 418,4 kJ/mol, EA (Br) = –321,9 kJ/mol.
7.-
Calcular la energía reticular del fluoruro de litio conociendo los siguientes datos:
calor de formación del fluoruro de litio = –594,1 kJ/mol; calor de sublimación del litio
= 155,2 kJ/mol; calor de disociación del flúor 150,6 kJ/mol; energía de ionización del
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litio = 520 kJ/mol; afinidad electrónica del flúor –333 kJ/mol. Escribe todas la
reacciones del ciclo de Born y Haber.
Enlace covalente y geometría.
8.-
Contesta razonadamente: a) los enlaces flúor-boro y nitrógeno-hidrogeno, ¿son
polares o no polares? b) Las moléculas BF3 y NH3 ¿son polares o no polares?
Selectividad Cantabria, Junio 1997.
9.-
Explica la geometría de la butinona (CH3–CO–C≡CH) basándote bien en modelo de
repulsión de pares de electrones o bien en la Teoría de la hibridación.
10.- Indica las razones que justifican la estabilidad del enlace covalente A–H (A =
elemento de un grupo principal) en una molécula AHn y la formación de enlaces
múltiples en moléculas A2. (Selectividad COU Madrid, Junio 1997).
11.- Indica basándote en modelo de repulsión de pares de electrones o en la teoría de la
hibridación la geometría del butadieno (CH2=CH–CH=CH2).
12.- Indica basándote en modelo de repulsión de pares de electrones o en la teoría de la
hibridación la geometría del 2-metil-propeno-nitrilo (CH2=C(CH3)–C≡N).
13.- Para las moléculas CH4, C2H4 y C2H2, justificar: a) su geometría b) Los enlaces
sigma y pi que se presentan en estas moléculas, indicando qué átomos y qué
orbitales de cada uno de ellos son los que intervienen. (Selectividad La Laguna,
Junio 1997).
14.- Justifica la geometría de las moléculas covalentes: BeF2, BCl3, CCl4, H2O, NH3, a
partir del modelo de repulsión de pares electrónicos.
15.- Dibuja indicando ángulos y justifica la geometría de las moléculas covalentes: eteno,
propino, propanona, H2S, BH3, a partir del modelo de repulsión de pares
electrónicos.
Tipos de enlace y propiedades de las sustancias.
16.- Los puntos de ebullición del CH3–CH3, CH3–O–CH3, y CH3–CH2–OH son,
respectivamente, -88ºC, -25ºC y 78ºC. Explica razonadamente estas diferencias.
17.- Indica qué tipo de enlace o fuerza intermolecular presentarán las sustancias que
tienen las siguientes propiedades: a) no conducen la corriente eléctrica en estado
sólido, pero sí la conducen fundidos o disueltos en agua b) No son solubles en agua,
tienen gran dureza y alto punto de fusión. Selectividad COU Zaragoza, Junio 1998.
18.- Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y 12, respectivamente,
indica razonando las respuestas: a) Estructura electrónica de sus respectivos
estados fundamentales y el grupo de la tabla periódica al que pertenece cada uno de
ellos; b) Tipo de enlace formado cuando se unen A y B y cuando se unen entre sí
átomos de C. Selectividad COU Zaragoza, Junio 1997.
19.- El elemento de nº atómico 20 se combina con facilidad con el elemento de nº
atómico 17. a) Indica el nombre, la configuración electrónica de los dos elementos
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en su estado fundamental y el grupo de la tabla periódica al que pertenece cada uno
de ellos; b) Explica el tipo de enlace y las propiedades del compuesto que forman.
Selectividad Zaragoza, Junio 1997.
20.- Considerándolas sustancias Br2, SiO2, Fe, HF y NaBr, justifique en función de sus
enlaces: a) si son o no solubles; b) Si conducen la corriente eléctrica a temperatura
ambiente. Selectividad Madrid Junio 1999.
21.- Dados los siguientes elementos: flúor, helio, sodio, calcio y oxígeno. a) Justifique en
función de los posibles enlaces entre átomos, cuales forman moléculas
homonucleares y cuáles no, así como su estado de agregación en condiciones
normales de presión y temperatura; b) Formule cuatro de los compuestos que
puedan formar entre sí, indicando la naturaleza del enlace formado. Selectividad
Madrid Septiembre 1999.
22.- Explica los siguientes hechos: a) El agua es líquida a temperatura ambiente mientras
que el sulfuro de hidrógeno es gas; b) El bromuro sódico se disuelve en agua
fácilmente, mientras que el bromo es prácticamente insoluble. Selectividad COU
Castilla la Mancha, Junio 1998.
23.- Dados tres elementos del sistema periódico A, B y C de números atómicos 8, 16 y
19 respectivamente: a) Escribe su configuración electrónica; b) Indica el elemento
cuyo primer potencial de ionización sea mayor; c) Indica tipo de enlace y dos
propiedades características de los compuestos formados por los elementos A y B.
Razónalo. Selectividad Galicia, Junio 1998.
SOLUCIONES (Enlace Químico).
1.-
Los orbitales atómicos que van a formar un enlace se combinan linealmente para formar un
orbital molecular enlazante, de menor energía que los orbitales atómicos y un orbital
antienlazante de mayor energía que los orbitales atómicos. Al formarse la molécula de flúor,
cada átomo tiene una configuración electrónica 1s2 2s2p5. Los orbitales “s” y dos de los
orbitales “p” tienen dos electrones y por tanto al enlazarse se colocan 2 e– en cada orbital
enlazante y 2 e– en cada orbital antienlazante, con lo que no se produce una variación
energética. Sin embargo, los electrones desapareados del tercer orbital “p” de cada átomo van
a parar al orbital enlazante con los que se produce un descenso energético, quedando en este
caso el orbital antienlazante vacío.
3.a) En el NH3 el N forma 3 enlaces “σ” con los tres átomos de hidrógeno y tiene 2 e– en un
orbital. La hibridación es pues sp3. En el CH3Cl el C forma 4 enlaces “σ” con los tres
átomos de hidrógeno y con el de Cl. La hibridación es pues sp3. En el BeF2 el Be forma 2
enlaces “σ” con los dos átomos de flúor y ya no tiene más e– en la última capa, por lo que
la hibridación es sp.
b) Los tres enlaces N–H del NH3 son polares y al estar dirigidos hacia los vértices de un
tetraedro el momento dipolar no se anula y la molécula es polar. Los cuatro enlaces “σ”
del CH3Cl son polares pero al ser uno de ellos distinto el momento dipolar no se anula y la
molécula también es polar. Sin embargo, los dos enlaces Be–F del BeF2 son polares pero
al estar dirigidos en sentidos opuestos, los momentos dipolares se anularán y la molécula
será apolar.
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4.-
5.-
Reacción global: Ca (s) + F2 (g) → CaF2 (s); (∆Hf )
Ca (s) → Ca (g);
(∆Hsubl)
F2 (g) → 2 F (g);
(∆Hdis)
–
2 F (g) → 2 F (g);
(2·AE)
2+
Ca (g) → Ca (g);
(EI1 + EI2)
2+
–
Ca (g) + 2 F (g) → CaF2 (s) (U)
Con lo que: U = ∆Hf – ∆Hsubl(Ca) – ∆Hdis(F2) – 2·AE(F) – (EI1 + EI2)(Ca)
a) Reacción global: Mg (s) + Cl2 (g) → MgCl2 (s); (∆Hf )
Mg (s) → Mg (g);
(∆Hsubl)
Cl2 (g) → 2 Cl (g);
(∆Hdis)
–
2 Cl (g) → 2 Cl (g);
Mg (g) → Mg2+ (g);
(2·AE)
(EI1 + EI2)
–
Mg2+ (g) + 2 Cl (g) → MgCl2 (s) (U)
Con lo que:
U = ∆Hf – ∆Hsubl(Mg) – ∆Hdis(Cl2) – 2·AE(Cl) – (EI1 + EI2)(Mg)
b) Ver Teoría.
6.-
7.-
Reacción global: K (s) + ½ Br2 (g) → KBr (s); (∆Hf = –391,8 kJ) que puede considerarse
suma de las siguientes reacciones:
K (s) → K (g);
(∆Hsubl = 81,26 kJ)
½ Br2 (l) → ½ Br2 (g)
(½∆Hvap =15,35 kJ)
½ Br2 (g) → Br (g);
(½ ∆Hdis = 96,75 kJ)
–
(AE = –321,9 kJ)
Br (g) → Br (g);
K (g) → K+ (g);
(EI = 418,4 kJ)
+
–
K (g) + Br (g) → KBr (s)
(U)
U = ∆Hf –∆Hsubl (K) – ½ ∆Hvap(Br2) –½∆Hdis (Br2) –AE(Br) –EI(K) =
(–391,8 – 81,26 – 15,35 – 96,75 + 321,9 – 418,4) kJ;
U = –681,9 kJ
Reacción global: Li (s) + ½ F2 (g) → LiF (s); (∆Hf = -594,1 kJ)
Li (s) → Li (g);
(∆Hsubl = 155,2 kJ)
½ F2 (g) → F (g);
(½ ∆Hdis = 75,3 kJ)
F (g) → F– (g);
(AE = –333 kJ)
+
Li (g) → Li (g);
(EI = 520 kJ)
+
–
(U)
Li (g) + F (g) → LiF (s)
U = ∆Hf –∆Hsubl(Li) –½∆Hdis (F2) –AE (F) –EI(Li) = (–594,1– 155,2 – 75,3 + 333 – 520) kJ =
–1012 kJ
8.-
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a) Los enlaces son polares en ambos casos, debido a la deferencia de electronegatividad
entre el B y el F en l primer caso y entre el N y el H en el segundo.
b) El átomo de B en el BF3 forma tres enlaces sencillos con tres átomos de F lo que da una
geometría triangular plana según el modelo de repulsión de pares electrónicos (o
hibridación sp2 según la teoría de la hibridación). Sin embargo, el N en el NH3 forma
también tres enlaces sencillos con los átomos de H pero le queda un par de e– en la última
capa; al haber 4 pares electrónicos, éstos debe estar situados hacia los vértices de un
tetraedro (hibridación sp3) lo que da una geometría piramidal, ya que uno de los vértices
de dicho tetraedro no se sitúa ningún átomo sino un par de e–.
9.-
10.-
11.-
El carbono 1 está unido a cuatro átomos (3 de H
y 1 de C) por lo que dichos enlaces estarán
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro
(hibridación sp3). El carbono 2 sólo está unido a
tres átomos (al C-1 y al C-3 y con un doble
enlace al O) lo que nos proporciona una
geometría triangular plana (hibridación sp2). El
carbono 3 sólo está unido a dos átomos (al C-2
y al C-4 con un triple enlace) lo que nos
proporciona una geometría lineal (hibridación sp). El carbono 4 también está unido sólo a dos
átomos (al C-3 con un triple enlace y al H) lo que nos proporciona igualmente una geometría
lineal (hibridación sp).
Con todo ello, podemos ver que todos los átomos están en un mismo plano a excepción de los
3 átomos de H del C-1.
El átomo A forma tantos enlaces covalentes con átomos de H como e– le faltan para completar
su capa de valencia con lo que tanto el H como A adquieren la configuración electrónica de
gas noble. En el caso de que A no sea halógeno sino N u O se producen enlaces doble o triples
pues cada átomo comparte tantos e– y por tanto forma tantos enlaces como e– le faltan para
completar su capa de valencia. Estos enlaces múltiples son especialmente fuertes si bien sólo
se dan en elementos del segundo periodo.
Los cuatro átomos de carbono están unidos a tres átomos cada uno por lo que tendrán una
geometría triangular plana (hibridación sp2). El C-1 está unido a 2 H y al C-2 con un doble
enlace; el C-2
al C-1 con doble enlace y a 1 H
y al C-3 con
enlaces sencillos; el C-3 y a 1 H
con enlaces
sencillos y al C-4 con doble
enlace; el C-4
está unido a 2 H y al C-3 con un
doble enlace.
Con todo ello,
podemos ver que todos los
átomos están en
un mismo plano, pues aunque el
enlace entre C2 y C-3 podría en principio
girar, no lo
hace por tener participación de
doble enlace.
12.-
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El carbono 1 está unido al N por triple enlace y al C-2 por lo que nos proporciona una
geometría lineal (hibridación sp). El carbono 2 sólo está unido a tres átomos (al C-1 y al C-3 y
con un doble enlace al C del grupo metilo) lo que nos proporciona una geometría triangular
plana (hibridación sp2). El carbono 3 está unido
igualmente a tres átomos (al C-2 con doble enlace y a 2
H con enlace sencillo lo que proporciona también una
geometría triangular plana (hibridación sp2).
Con todo ello, podemos ver que todos los átomos están
en un mismo plano a excepción de los 3 átomos de H del
grupo metilo.
13.-
a) El CH4 es una molécula tetraédrica con el C situado
en el centro y los H en los vértices del tetraedro. Ello
es debido a que el C forma 4 pares electrónicos con cuatro átomos distintos y según la
teoría de repulsión de pares electrónicos ésta es la manera en que se sitúan 4 pares de e– lo
más alejados posibles. En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C por lo que
la geometría será triangular plana. En el caso del C2H2 cada carbono forma un enlace
sencillo con el H y otro triple con el otro carbono por lo que la geometría será lineal.
b) En el etano los cuatro enlaces son “σ” formados por el orbital “s” de cada H y cada uno de
los cuatro orbitales sp3 del C. En el eteno, los cuatro enlaces C-H son “σ” formados por
orbitales “s” de cada H y por dos de los tres orbitales sp2 de cada átomo de carbono. El
tercer orbital sp2 forma un enlace también “σ” con el otro C. Queda en cada carbono un
orbital “p” sin hibridar que es el que va a formar el enlace “π” entre los dos carbonos. En
el etino, los dos orbitales sp de cada C se unen a un H y al otro C, y quedan dos orbitales
“p” en cada carbono sin hibridar que van a dar lugar a sendos orbitales moleculares “π”,
que junto al “σ” anteriormente indicado forman el triple enlace.
14.-
En el BeF2 el átomo de Be forma únicamente dos pares electrónicos de enlace con átomos de
F, por lo que según la teoría de repulsión de pares electrónicos, éstos se situarán lo más
alejados posible entres sí, es decir, formando un ángulo de 180º, con lo que la geometría de la
molécula será lineal.
En el BCl3 en B forma tres pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º
con lo que la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de Cl en los
vértices.
En la de CCl4 el C forma cuatro pares electrónicos con otros tantos átomos de Cl; la manera
más alejada posible de situar dichas nubes electrónicas en hacia los vértices de un tetraedro,
que es don se situarán los átomos de Cl, mientras que el de C se situará en el centro del
mismo.
En el H2O el O forma dos pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee
además otros dos pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al
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situar los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin compartir en
los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e– sin compartir mayor que la de
los pares de e– de enlace, el ángulo H–O–H será algo inferior a los 109,4 tetraédrico.
Lo mismo sucede en la molécula de NH3 en dos existen por parte del N tres pares de e– de
enlace y un par de e– sin compartir, con lo que los tres H se situarán en tres vértices del
tetraedro y el par de e– sin compartir en el cuatro lo que da un geometría de pirámide
triangular en la cual el N ocuparía el vértice de dicha pirámide.
15.-
En el C2H4 los átomos de C se unen a dos H y al otro C por lo que la geometría será triangular
plana.
En el propino el C-1 se une a un H y al C-2 con un triple enlace; igualmente, el C-2 se une al
C-1 con triple enlace y al C-3 con enlace sencillo; como ambos átomos únicamente poseen
dos nubes electrónicas su geometría será lineal; en cambio el C-3 se une a 3 H y al C-2 y su
geometría será tetraédrica.
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En la propanona el C-1 y el C-3 se unen a tres H y al C-2 por lo que tienen geometría
tetraédrica mientras que el C-2 se une además de los otros dos carbonos a un átomo de O con
doble enlace por lo que la geometría será triangular.
En el H2S el S forma dos pares electrónicos de enlace con sendos átomos de H y posee
además otros dos pares electrónicos sin compartir. La geometría será por tanto angular al
situar los átomos de H en dos vértices de un tetraedro y los pares electrónicos sin compartir en
los otros dos; sin embargo, al ser la repulsión de los pares de e– sin compartir mayor que la de
los pares de e– de enlace, el ángulo H–S–H será algo inferior a los 109,4 tetraédrico.
En el BH3 en B forma tres pares electrónicos de enlace que se situarán con un ángulo de 120º
con lo que la molécula será triangular plana con el átomo de B en el centro y los de H en los
vértices.
16.-
17.-
El etano es una molécula apolar debido a la pequeña diferencia de electronegatividad entre C
y H y por su geometría queanula los pequeños momento dipolares de cada enlace C–H; por
ello, su punto de ebullición es el menor pues al no existir cargar las fuerzas intermoleculares
son muy débiles.
En el caso del éter metílico, los enlaces C–O producen momentos dipolares, y al estar
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro la molécula es polar lo que produce una fuerza
intermolecular dipolo-dipolo más fuerte, lo que explica su mayor punto de ebullición.
En el caso del etanol el enlace C–O también está polarizado y a diferencia con el éter está
unido al O también un H formando también un enlace muy polarizado. Cuando el H está nido
a elementos muy electronegativos se forman puentes de H que son las fuerzas
intermoleculares de mayor fuerza lo que explica el mayor punto de ebullición de todos.
a) Enlace iónico, pues al conducir la corriente se debe a la existencia de cargas con libertad
de movimiento (iones en este caso); por eso en estado sólido en donde existe una
estructura cristalina, las cargas no se pueden mover y el sólido no conduce la electricidad.
b) Sólidos covalentes, ya que si fueran iónicos se disolverían en agua. El enlace covalente a
través de toda una estructura tridimensional es mas fuerte que ninguna otra fuerza
intermolecular lo que explica que dichos compuestos sean tan duran y tengan tan altos
puntos de fusión y ebullición.
18.-
a) A (Z=19) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.Grupo 1 (alcalinos) K.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
C (Z=12) 1s2 2s2p6 3s2 .Grupo 2 (alcalino-térreos) Mg.
b) A y B forman enlace iónico pues A cede un e– a B y ambos completan su última capa. La
estequiometría de dicho compuesto será: AB.
Al ser C un metal, al unirse entre sí se formará un enlace metálico en donde los cationes C2+
formarán una estructura cristalina.
19.-
a) A (Z=20) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s2.Grupo 2 (alcalino-térreos) Ca.
B (Z=17) 1s2 2s2p6 3s2p5 .Grupo 17 (halógenos) Cl.
b) Forman enlace iónico pues A cede 2 e– a sendos átomos de B de manera que todos los
átomos completan su última capa. La estequiometría de dicho compuesto será: CaCl2.
En cuanto a las propiedades de dicho compuesto serán: alta dureza y puntos de fusión y
ebullición elevados, alta solubilidad en disolventes polares como el agua, mucha fragilidad, y
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conducción de la electricidad en estado disuelto o fundido ya que no en estado sólido al estar
los iones atrapados en una estructura cristalina.
20.-
a) El Br2 será soluble en disolventes apolares, el SiO2 será insoluble en todo tipo de
disolventes, el Fe será soluble sólo en otros metales como el mercurio, mientras que el HF
y el NaBr serán solubles en disolventes polares como el agua.
b) A temperatura ambiente solo el Fe conducirá la corriente eléctrica debido al enlace
metálico. El bromo es totalmente apolar y por tanto incapaz de conducir la corriente en
cualquier estado, la sílice es un sólido molecular y tampoco podrá transportar la corriente
al estar sus electrones formando enlaces covalentes. El HF podrá conducir la electricidad
en estado disuelto o fundido pero no en estado gaseoso. El bromuro de sodio a
temperatura ambiente como todos los compuestos iónicos se encuentran en estado sólido y
por tanto no puede conducir a electricidad.
21.-
a) El flúor y el oxígeno formarán moléculas biatómicas con enlace covalente sencillo y doble
respectivamente. El He formará moléculas monoatómicas ya que al ser gas noble no
precisa unirse a ningún otro átomo para tener la capa de valencia completa. El sodio y el
calcio se unen formando enlace metálico que no forma moléculas propiamente dichas y
son sólidos a temperatura ambiente.
b) NaF: iónico; OF2: covalente; CaO: iónico; Na2O: iónico.
22.-
a) El agua es líquida porque el enlace intermolecular es el enlace de hidrógeno que sólo se
forma cuando uno de los elementos es muy electronegativo lo que sí sucede en el O pero
no en el S. El SH2 es gas pues la fuerza intermolecular es la atracción dipolo-dipolo mucha
más débil que el enlace de hidrógeno.
b) El bromuro de sodio es un compuesto iónico formado por cationes y aniones fácilmente
atacable por un disolvente polar como es el agua, mientras que el bromo es un compuesto
covalente molecular totalmente apolar y por tanto insoluble en disolventes polares como
el agua.
23.-
a) A (Z=8) 1s2 2s2p4.Grupo 16 (anfígenos) O.
B (Z=16) 1s2 2s2p6 3s2p4 .Grupo 16 (anfígenos) S.
C (Z=19) 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1.Grupo 1 (alcalinos) K.
b) El A (O).
c) A y B forman enlace covalente pues cada uno comparte dos pares de e– con el otro. La
estequiometría de dicho compuesto será: AB (SO), si bien sabemos que existen el SO2 y el
SO3 al formarse enlaces covalentes coordinados con los otros pares de e– del S.
El SO tienen bajo punto de fusión y ebullición debido a que se trata de moléculas poco
polares y las fuerzas intermoleculares son muy débiles. Igualmente, es una sustancia poco
conductora de la electricidad.
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Soluciones a los ejercicios de los apuntes:
A.··
:O
··–
:O
· · + ··
N O H
··
:O
··
↔
· · δ–
:O
+ ··
N O H
··
··
:O–
··
O también
:O
··
B.-
+ ··
N O H
··
δ–
a) Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que deberán formarse, pero no entra
para nada en la dirección que tomarán éstos y, por tanto, en la geometría molecular. Por
tanto, la geometría debe obtenerse experimentalmente, o acudir al modelo de repulsión de
pares electrónicos o a la teoría de la hibridación.
b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay más de una fórmula estructural
para la misma molécula.
c)
H2O
NO3-
··
H–O–H ;
··
··
··
··
··
··
··
+
+
+
O=N –O : ↔ : O –N =O ↔ : O –N –O-:
·· | ··
·· | ··
·· || ··
: O :: O ::O:
··
··
d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los átomos, exceptuando como es lógico,
al H que únicamente posee un enlace (2 electrones).
C.-
a) A (Z = 6)
2-4
b) No metal
B (Z = 9)
No metal
c) DB (más iónico) CB3
2-7
C (Z = 13)
Metal
2-8-3
D (Z = 19) 2-8-8-1
Metal
AB4 (más covalente)
D.-
Cl
Cl
H
O
Ca
Cl2
C
H
G
HCl
H2
C
C
G Cl2O
G H2O
O2
O
Ca
C
C
C
G CaCl2 I
L CaH2 I
G CaO I
Ca
M
S
S
S
S
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el enlace químico - Recursos para la Física y Química

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