INSTITUTO
“ MILPA ALTA II ”
QUÍMICA
PROFESOR:
ANDY MISAEL GALVAN DURAN
ALUMNO:
GALINDO CALDIÑO ABRAHAM
GRUPO:
2SIS2
UNIDAD 3
3.1 Introducción.
3.1.1 Concepto de enlace químico.
3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto.
3.2 Enlace Covalente.
3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.
3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.
3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.
3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.
3.3 Enlace iónico.
3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos.
3.3.2 Redes cristalinas.
3.3.2.1 Estructura.
3.3.2.2 Energía reticular.
Introducción
Enlace químico, es la fuerza entre los átomos
que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo
suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de
los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es
lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha
formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción
simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo, lo que permite formar
una gran gama de compuestos que el hombre utiliza para cubrir sus necesidades.
Concepto de enlace químico
Los enlaces químicos son las fuerzas de
atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen
cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y
producción átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos.
Una de las fuerzas impulsoras en la
naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el estado de energía más
bajo posible. Generalmente, un estado de energía más bajo implica mayor
estabilidad. Cuando algo es estable, opone más resistencia al cambio que algo
menos estable. Los elementos se clasifican con base a su grado de estabilidad.
Los elementos como el sodio y el flúor son muy reactivos (inestables); tienden
a sufrir cambios químicos espontáneos. Cuando el sodio entra en contacto con el
agua, arde en llamas. El gas flúor reacciona con muchas sustancias en forma
explosiva. Las sustancias reactivas como el sodio y el flúor, después de sufrir
un cambio químico, generalmente se vuelven más estables. Los elementos estables
no sufren cambio alguno y no reaccionan aún bajo condiciones extremas. Los
gases nobles como grupo, son los elementos más estables. El helio y el neón,
por ejemplo, no forman compuestos estables.
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Clasificación de los enlaces químicos
Existen tres tipos importantes de enlaces que
se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente),
covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.
Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto
A inicios del siglo XX, en 1916, de manera
independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la
tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas
noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos.
Esta conclusión es mundialmente conocida como
la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos
reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de
cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica
del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
Ejemplo
Ne 1s2, 2s2 ,2p6Página 87
No obstante, hay muchas excepciones a esta
regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.
Una de las claves de la comprensión de la
fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases
nobles y su comportamiento químico relativamente inerte.
Los gases nobles han sido utilizados cuando
se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva.
El elemento del cloro como se puede observar
cumple con la regla de octeto, adquiriendo la configuración de un gas noble.
Las excepciones a la regla de octeto caen en
tres categorías que se distinguen por un octeto incompleto, un número impar de
electrones o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central.
Enlace Covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los
elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble
(8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla
periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones;
elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la
consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal
con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales
entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de
electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces
múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja
de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los
átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han
encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo,
en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el
átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se
piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares
electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Enlace covalente no polar:
Ø Se
crea de una unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por
medio de un par de electrones que se comparten por igual.
Ø La
diferencia de electronegatividad es cero o muy cercana a cero
Ø Se
puede presentar en un estado sólido, líquido o gas
Ø No
son conductores de la electricidad
Ø Se
da entre no metales
Ø Los
electrones de enlace quedan en medio de los átomos
Enlace covalente polar:
Ø Se
da cuando los electrones que se comparten son dos no metales distintos
Ø Existe
una diferencia de electronegatividad aunque es menor que en los compuestos
iónicos
Ø Tienen
puntos de fusión y ebullición bajos
Ø En
general son conductores pobres de la electricidad
Ø Se
da entre no metales
Ø Pueden
ser presentados en los tres estados de la materiaPágina 89
Ø Enlace
covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de
electrones de enlace que se comparte
Enlace covalente coordinado o dativo:
Ø Enlace
covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de
electrones de enlace que se comparte
Ø Son
compuestos poco solubles en agua
Ø Tienen
puntos de fusión y ebullición bajos
Ø En
general son conductores pobres de la electricidad
Ø Se
da entre no metales
Ø Pueden
presentarse en los tres estados de la materia
Teorías Para Explicar el enlace covalente sus alcances
En mecánica cuántica la interpretación del
enlace por compartición de electrones se interpreta de la manera siguiente.
Inicialmente cada electrón se encuentra localizado en un determinado orbital de
un átomo. El enlace se genera por solapamiento de los dos orbitales atómicos
que superponen sus respectivas zonas de mayor probabilidad de encontrar los
electrones. El enlace se forma al compartir los dos electrones una misma región
del espacio en la que existe una probabilidad máxima de encontrar los
respectivos electrones juntos bajo la atracción de los dos núcleos.
Naturalmente, para que los dos electrones compartan la misma región del espacio
es necesario que tengan espines contrarios. Una vez generado el enlace, los
electrones pierden la identidad inicial que les otorga el hecho de pertenecer a
uno sólo de los átomos enlazados y se encuentren ahora sometidos a una
interacción simultánea de ambos núcleos. Este intercambio de los electrones por
parte de los núcleos enlazados es, en buena parte, responsable del enlace formado.
El solapamiento de dos orbitales atómicos
tipo s-s, s-p y p-p, en donde se supone que la dirección de enlace es el eje z
y que los orbitales p implicados son los pz
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos
y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir
de su configuración electrónica.
• La electrovalencia, valencia en la
formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene
que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
• La covalencia, número de enlaces covalentes
que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene
dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus
electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a
un nivel energético superior.
Teorías del Enlace de Valencia.
En la actualidad existen dos teorías para
explicar el enlace covalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales
Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna de las dos teorías es
"mejor" que la otra, y que cada una de ellas puede ser más adecuada en
función del parámetro, del cálculo o de la propiedad que se esté estudiando.
Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía
de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más
conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de
explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoría de
Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso complementarias,
hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las herramientas
disponibles para el estudio del enlace Según la teoría del enlace de valencia
para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de
interaccionar o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del
otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón
y además de espines opuestos.
Como ejemplo más sencillo se puede considerar
la formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus átomos, cada uno de
ellos con un electrón en su orbital atómico 1s.
Cuando los dos átomos se aproximan se produce
el solapamiento de sus orbitales lo que supone la creación del enlace
hidrógeno-hidrógeno:
Cuando los átomos están muy alejados la
interacción entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a
interaccionar. Por una parte se produce una atracción mutua entre el electrón
de cada uno de los átomos por parte del núcleo del otro y, por otra, comienza a
establecerse una repulsión entre las partículas con carga eléctrica del mismo
signo de ambos átomos, especialmente entre sus núcleos. Al principio predominan
las fuerzas atractivas electrón-núcleo lo que favorece el acercamiento de ambos
átomos, pero a medida que éste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas
entre los núcleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza
un mínimo de energía y un máximo de estabilidad del conjunto formado por los dos
átomos de hidrógeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molécula
de hidrógeno.
Hibridación y Geometría molecular.
Formulada en 1931 por Pauling para explicar
las discordancias entre las predicciones de la teoría del enlace de valencia y
los resultados obtenidos al estudiar algunas moléculas.
Lo explicaremos con el caso del metano (CH4).
La molécula del metano tiene forma de tetraedro, lo que implica que sus cuatro
enlaces son iguales.
Como sabemos, el átomo de carbono, de número
atómico 6, posee una configuración electrónica ls22s22p2 Según esa
configuración, únicamente podría formar dos enlaces covalentes; sin embargo, la
posibilidad de promocionar uno de los electrones 2s al orbital vacío 2p, le
permite tener cuatro electrones desapareados y, por tanto, le faculta para
constituir cuatro enlaces covalentes. La energía que se requiere para esta
promoción se compensa sobradamente con el desprendimiento energético que supone
la formación de dos nuevos enlaces.
Se debería pensar que los cuatro enlaces que
el carbono puede formar no son iguales entre sí, al no serlo los orbitales
semillenos que deben solaparse, uno s y tres p; sin embargo, experimentalmente
se comprueba la formación de cuatro enlaces equivalentes.
La teoría de la hibridación de los orbitales
atómicos, lo explica proponiendo la formación de los orbitales híbridos entre
los s y los p, llamados orbitales sp3; estos orbitales híbridos formarían
cuatro enlaces iguales con los orbitales s del hidrógeno, con lo cual la
molécula del metano tendría forma tetraédrica.
El carbono puede presentar tres tipos de
orbitales híbridos:
• Los sp3que dan una configuración
tetraédrica a la molécula, con ángulos de enlace de 109 grados (por ejemplo en
el metano CH4 , o en el etano CH3 − CH3 )
• Los sp2(tres orbitales sp2y un orbital p),
producen enlaces dobles, con ángulos de 120 grados, y moléculas planas en
zig-zag, por ejemplo en el eteno (CH4 =CH4 )
• Los sp (2 orbitales sp y 2 orbitales p)
producen enlaces triples, con moléculas planas y lineales, es decir con ángulos
de enlace de 180 grados.
En mecánica cuántica la interpretación del
enlace por compartición de electrones se interpreta de la manera siguiente.
Inicialmente cada electrón se encuentra localizado en un determinado orbital de
un átomo. El enlace se genera por solapamiento de los dos orbitales atómicos
que superponen sus respectivas zonas de mayor probabilidad de encontrar los
electrones. El enlace se forma al compartir los dos electrones una misma región
del espacio en la que existe una probabilidad máxima de encontrar los
respectivos electrones juntos bajo la atracción de los dos núcleos.
Naturalmente, para que los dos electrones compartan la misma región del espacio
es necesario que tengan espines contrarios. Una vez generado el enlace, los
electrones pierden la identidad inicial que les otorga el hecho de pertenecer a
uno sólo de los átomos enlazados y se encuentren ahora sometidos a una
interacción simultánea de ambos núcleos. Este intercambio de los electrones por
parte de los núcleos enlazados es, en buena parte, responsable del enlace formado.
En la Figura siguiente se muestra el
solapamiento de dos orbitales atómicos tipo s-s, s-p y p-p, en donde se supone
que la dirección de enlace es el eje z y que los orbitales p implicados son los
pz
.
Mediante esta interpretación es fácil
entender la formación de la molécula de H2 por solapamiento de los orbitales 1s
de cada átomo y la ocupación, por parte de electrones apareados, de la región
de máxima probabilidad electrónica localizada entre ambos núcleos (solapamiento
s-s)
La molécula de HF se interpreta por
solapamiento del orbital 1s del hidrógeno y del orbital 2p que aloja el único
electrón despareado del flúor (solapamiento s-p). La formación de la molécula
de F2 puede interpretarse igualmente por el solapamiento de los dos orbitales
2p que alojan los electrones desapareados de cada átomo de flúor (solapamiento
p-p).
Orbitales híbridos
Una propiedad bien conocida de las funciones
de onda de los átomos hidrogenoides es que “toda combinación lineal de
funciones de onda degeneradas es otra función lineal que es también una
solución de la propia ecuación de Schrödinger y que tiene la misma energía que
las originales”.
Se denomina orbitales híbridos a cualquier
combinación lineal de funciones de onda degeneradas. Los orbitales híbridos son
muy útiles para explicar la estereoquímica de las moléculas complejas.
Hibridación sp
Con los orbitales atómicos 2s y 2p pueden
formarse las combinaciones lineales, linealmente independientes y normalizadas.
La superposición de la función de onda s de
simetría esférica y la función de onda 2px que posee dos lóbulos orientados
según el eje x y de signos opuestos, determina que las combinaciones lineales
Φ+ y Φ−adquieran sus valores de máxima probabilidad en regiones diametralmente
opuestas respecto del origen de coordenadas. Cada orbital híbrido sp posee una
superficie nodal que no pasa por el núcleo del átomo. Las funciones de onda que
se combinan (2s y 2p) son de simetría cilíndrica alrededor del eje x, por tanto,
las combinaciones lineales también lo son. Los dos orbitales híbridos orientan
sus zonas de máxima probabilidad orientadas sobre el eje x y en sentidos
diametralmente opuestos.
Hibridación sp manera que se han construido
los orbitales sp, se pueden construir +H orbitales sp2 mediante combinaciones
lineales del orbital s y dos orbitales p (px y py) formando tres combinaciones
linealmente independientes y normalizadas, de la forma: Φ1 = 1/√3 s + 2/√6 px Ahora
las tres regiones de mayor densidad orientadas 120º entre sí. Pueden
construirse tres orbitales híbridos sp2, localizados sobre cada uno de los tres
planos de coordenadas (xy, xz, yz) mediante el orbital s y dos orbitales p
Enlace Iónico
El enlace iónico consiste en la atracción
electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo
de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los
de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda
ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo
de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es
el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón
del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos
elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que los dos
han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles,
ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica,
cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los
iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una
red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan
iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y
recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo
contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del
NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos.
Formación y propiedades de los enlaces iónicos
Las sustancias iónicas están constituidas por
iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta
ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias
iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para
fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones.
El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha
de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la
formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes
iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía
reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el
valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas
repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a
la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo
contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay
sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una
separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de
gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un
dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de
distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan
por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia
que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un
disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor
una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus
extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se
libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la
red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado.
Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras
que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los
compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo
siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar
del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes
como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular,
no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.
Redes Cristalinas
La distancia entre partículas se llama
“traslación” y pueden tener distintas direcciones.
Podemos representarlas por la “teoría de las
redes cristalinas” constituidos por nudos.
Están separadas por traslaciones (vectores),
que son en cada caso una distancia fija. Una fila de nudos forma una red
monodimensional. Dos filas reticulares conjugadas forman una red bidimensional,
el conjunto de las dos traslaciones forma una celda. Si encontramos una tercera
traslación forman una red tridimensional. Y los ángulos serán ð, ð, y los
módulos se llaman a, b y c y estas son constantes reticulares.
Propiedades: debido a estas constantes
reticulares son periódicas. Otra característica es la homogeneidad, es decir,
todos los nudos son idénticos, independientemente de la posición. Además son
simétricos, es decir, la operación que hace coincidir dos nudos homólogos, esto
es debido a las traslaciones. La magnitud de la traslación varía con la dirección
y por lo tanto decimos que es anisótropa.
En una red tridimensional la celda principal
es un paralelogramo.
Redes planas.
Encontramos varios tipos: oblicua,
rectangular, rómbica, hexagonal, cuadrada. Además podemos encontrar dos más,
añadiendo un nudo en la operación de centralización, pero esto sólo es válido
para las redes rectangular y rómbica, puesto que al añadir un nuevo nudo debe
generar una nueva red. Así al añadir un nudo en la red rectangular obtenemos rombos
y al añadir un nudo en la red rómbica se originan rectángulos.
En total hay siete redes planas.
Redes tridimensionales.
Las redes primitivas se les denominan con P y
a las redes centradas A, B y C. Cuando centramos todas las caras la llamamos F.
Cuando además puedo centrarla en el interior la denomino I.
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