Enlace quimico

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) F. Javier Gutiérrez Rodríguez

(∆Hsubl = +107’8 kJ) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ) (∆HAE = –348’8 kJ) Página 2 de 26

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• Na (g) → Na+ (g) • Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s)

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(∆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.

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presión

Fragilidad en un cristal iónico

© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

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

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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) F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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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.

• 3 enlaces sencillos.

• 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 sencillos.

• 2 enlaces dobles.

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Orbital “sp”

Ejemplo: BeF2 Ejemplo: CO2 Página 11 de 26

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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.

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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 © Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato. 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

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H

O

Ca CaH2

I

S

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Ca

Algunos enlaces interesantes: • • • • • • • •

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.-

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Reacción global: Ca (s) + F2 (g) → CaF2 (s); (∆Hf ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: 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 ) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: 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) que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: 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

F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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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