ENLACE QUÍMICO Importancia del enlace químico De los elementos de la tabla periódica los gases nobles son los únicos electrónicamente estables, es decir, presentan un “octeto” en su nivel externo, a excepción del helio que presenta sólo dos electrones en el primer nivel (dueto). Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muy rara vez reaccionan. La mayoría de los otros átomos son sistemas inestables electrónicamente, y en búsqueda de esa estabilidad se pueden presentar fundamentalmente 3 situaciones: 1. Ganar electrones, con lo que se convertiría en un anión estable electrónicamente. 2. Perder electrones, con lo que se transformaría en un catión estable en relación a la cantidad de electrones. 3. Unirse a otro átomo, con el propósito de estabilizarse. Ambos interaccionan formando lo que se conoce como enlace químico. La finalidad del enlace químico es la estabilidad energética de los átomos involucrados. Por tanto, la “interacción” ocurre principalmente, por las diferencias en las electronegatividades que poseen. Se infiere por lo tanto, que la fuerza del enlace es muy variable, y dependerá fundamentalmente de la naturaleza de los elementos. En química es común y transversal el uso de signos y símbolos para relacionar los enlaces y su naturaleza. Con este propósito, Lewis ideó un modo simple y didáctico de comprensión de los enlaces. Debemos mencionar que el enlace ocurre sólo con los electrones del nivel de valencia, puesto que son los de mayor energía y menor atracción respecto al núcleo.

Notación de Lewis Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia presente. Ejemplos:

Li 





Be

B





•



•

C 





•

•

N

•



:

O





•



:

F 

:

:

Ne : 

No olvidemos que los electrones de valencia indican el grupo al que pertenece el elemento. Así por ejemplo, el berilio (Be), tiene sólo dos electrones en su último nivel y se clasificará como un metal alcalino-térreo. Además, sólo tiene la opción de perder los 2 electrones para lograr su estabilidad electrónica, lo que nos permite decir al respecto, que presentará sólo estado de oxidación positivo +2.

TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS Apolar I) Covalente

Polar Coordinado

TIPOS DE ENLACES II) Iónico

I)

Enlace Covalente

Cuando dos átomos, preferentemente de naturaleza no-metálica, comparten sus electrones de valencia se establece entre ellos un enlace denominado covalente. Por lo general, los átomos participantes del enlace completan sus niveles externos adquiriendo así configuración de gas noble, estable. El enlace covalente se puede clasificar atendiendo a varios factores: 1. Al número de electrones compartidos entre los átomos. 2. A la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados 3. Al número de electrones que aporta cada átomo al enlace. 1. Según el número de electrones compartidos, el enlace covalente puede ser simple, doble o triple. Si se comparten dos electrones, el enlace es covalente simple. Ejemplo; H : H H – H H2. Si se comparten dos pares electrónicos, el enlace es doble. Ejemplo; O : : O O = O O2 Si se comparten tres pares electrónicos, el enlace es triple. Ejemplo; : N  N : N  N N2 2

2. Según la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) entre los átomos enlazados, el enlace covalente puede ser polar o apolar. Cuando los dos átomos enlazados tienen igual intensidad para atraer los electrones (igual E.N.) se presenta una molécula simétrica ya que los electrones son compartidos equitativamente; se habla entonces de enlace covalente apolar. Ejemplo; el enlace covalente apolar se cumple para todas las moléculas diatómicas homonucleares (núcleo idéntico), como el H2, O2, N2, F2 y Cl2, etc. Si la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.), es distinta de cero, la molécula resultante ya no es simétrica pues los electrones serán más atraídos por el átomo que tiene mayor E.N. originándose con ello una carga parcial negativa en ese átomo (δ-) y por consiguiente, una carga parcial positiva, en el átomo menos electronegativo (δ+); tenemos entonces un enlace covalente polar.

 

3. Según el número de electrones que aporta cada átomo al enlace Hay átomos que tienen orbitales vacíos y átomos que tienen electrones disponibles; cuando ambos “se encuentran” tienen la posibilidad de estabilizarse electrónicamente, por lo tanto se enlazan. Dicho enlace se establece entonces cuando un átomo aporta un par electrónico y otro sólo aporta un orbital vacío; este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o enlace dativo. Ejemplo: SO2

Par “aportado” por el azufre al oxígeno (enlace dativo)

Pares compartidos (enlace covalente normal)

3

Propiedades físicas de los compuestos covalentes     

Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de 300°C). Muchos de ellos son insolubles en solventes polares. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C 6H14. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Longitudes de enlace La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. 37 pm

Molécula de H2 En la siguiente tabla, se muestran algunas longitudes de enlaces determinadas en forma experimental. Tipo de enlace C−H C−O C=O C−C C=C CC C−N C=N CN

Longitud de enlace (pm) 107 143 121 154 133 120 143 138 116

Para un par dado de átomos, los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes sencillos. Según la ley de Coulomb, la fuerza con que se atraen las cargas puntuales, es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre ellas. α

1 R2

F

II)

Enlace Iónico

Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamente se separan; el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al átomo menos electronegativo, hay entonces una completa transferencia de electrones, sin compartición.

4

¿Cuáles elementos de la Tabla Periódica formarán enlaces iónicos? Los elementos metálicos de los grupos I-A y II-A de la tabla periódica tienden a perder electrones y los elementos no metálicos de los grupos VI-A y VII-A tienden a ganar electrones. Por lo tanto, es lógico pensar que entre ellos casi siempre se establecerán enlaces iónicos. Por ejemplo:

FAMILIAS METÁLICAS (M)

FAMILIAS NO METÁLICAS (X)

cede 1 electrón

I

V

acepta 3 electrones

II cede 2 electrones

VI acepta 2 electrones

III cede 3 electrones

VII acepta 1 electrones

“Cada familia metálica se puede combinar con cada familia no metálica”

COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS SIMPLES

METALES

NO METALES

FÓRMULA GENERAL

IONES PRESENTES

EJEMPLO

PF (°C)

IA

VII A

MX

M+ X-

LiBr

547

II A

VII A

MX2

M+2 2X-

MgCl

708

III A

VII A

MX3

M+3 3X-

GaF

800(subl)

IA

VI A

M2X

2M+ X-2

Li2O

>1700

II A

VI A

MX

M+2 X-2

CaO

2580

III A

VI A

M2X3

2M+3 3X-2

Al2O3

2045

IA

VA

M3X

3M+ X-3

Li3N

840

II A

VA

M3X2

3M+2 2X-3

Ca3P2

~1600

III A

VA

MX

M+3 X-3

AlP

5

Propiedades físicas de los compuestos iónicos    

Son sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores de 400°C). La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua, en insoluble en disolventes no polares, como el hexano C 6H14. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). Las soluciones acuosas son conductoras de la electricidad (electrolitos) ya que no sólo se disuelven sino que además se disocian dejando iones en libertad de movimiento.

Regla del octeto Como ya vimos, los elementos representativos por lo general, alcanzan configuraciones de gases nobles al ganar, al perder y al compartir electrones. Por ejemplo; en la molécula de agua el átomo de oxígeno al compartir dos de sus seis electrones de valencia con los hidrógenos, adquiere la configuración electrónica del Ne (octeto), mientras que cada átomo de hidrógeno al compartir su electrón de valencia con el oxígeno, adquiere la configuración electrónica del He (dueto).

H

.. ..O

H

Este razonamiento se denomina “regla del octeto”, es decir ocho electrones en la capa más externa, con excepción del He que presenta dos electrones.

Estructuras de Lewis Corresponde a la cantidad de electrones que el elemento pone “en juego”. Es decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el enlace. Ejemplos: a) H2SO4; electrones en juego: 2(1) + 6 + 4(6) = 32 electrones de valencia.

.. ..

..

O

H

..

O ..

..

S

H

O ..

.. .. ..O

b) SO2; electrones en juego: 6 + 2(6) = 18 electrones de valencia.

..

..

O

.. ..

..

S

..O

6

c) HNO3; electrones en juego: 1 + 5 + 3(6) = 24 electrones de valencia.

..

H

O ..

N

..

O ..

.. .. ..O

d) H3O+; electrones en juego: 3(1) + 6 -1 = 8 electrones de valencia.

+

. O.....

Hx

x

O

H

H

+

.. H

H

H

e) NH4+; electrones en juego: 5 + 4(1) -1 = 8 electrones de valencia.

+

+

Hx Hx

. ..N. .

H x

H

N

H

H

H

SO4-2; electrones en juego: 6 + 4(6) + 2 = 32 electrones de valencia.

-2

-2

..

.. ..

.. ..

..

O

O xx xx

..

.. O....

S

O ..

.. ..

O .. O ..

O ..

7

..

..

S

..

...

O .. .

x x

.. ..

f)

H

Estados de oxidación (EDO) Cuando los átomos se combinan para formar un compuesto, se produce entre ellos una transferencia de electrones, como resultado de esto, cada átomo queda caracterizado por una cierta carga, la carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de estado de oxidación o número de oxidación. Para determinar el estado de oxidación se deben tener presentes las siguientes reglas: A. Los elementos libres o sin combinar tienen un EDO igual a cero; por ejemplo O 2, N2, Cl2, Cu, Au, Mg, etc. B. El EDO del Hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos donde el EDO es -1; ejemplo NaH, MgH2, etc. C. El EDO del oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos como el agua oxigenada (H2O2) donde es -1. D. El EDO de cualquier ión monoatómico es igual a su carga; así el N + tiene un EDO de +1, Ca+2 un EDO de +2, Cl-1 un EDO de -1, etc. E. La suma algebraica de los EDO de todos los átomos de una fórmula para un compuesto neutro es cero, por ejemplo: HCl, HNO3, etc. F. La suma algebraica de los EDO de un ión debe ser igual a la carga del ión, por ejemplo: NH4+, H3O+, SO3-2, etc. Por lo tanto, estas reglas permiten determinar el EDO de un átomo que forma parte de un compuesto. Ejemplos: 1) Determinar el EDO del Mn en el MnO2 (molécula neutra).

estado de oxidación

-2

MnO2 x + (-4) = 0 Por lo tanto, el EDO del Mn es +4.

2) Determinar el EDO del N en el HNO2 (molécula neutra). +1

estados de oxidación

-2

HNO2

(+1) + x + (-4) = 0

Por lo tanto, el EDO del N es +3. 3) Determinar el EDO del Cl en el ClO4-1 (anión). -2

ClO4-1

estado de oxidación

x + (-8) = -1

Por lo tanto, el EDO del Cl es +7. 8

4) Determinar el EDO del S en el Ca(HSO3)2 (molécula neutra).

+2

+1

-2

Ca(HSO3)2

estados de oxidación

(+2) + 2(+1) + 2x + 6(-2) = 0

Por lo tanto, el EDO del S es +4. 5) Determinar el EDO del H en el H2O2 (molécula neutra). -1

H2O2

estado de oxidación

2x + (-2) = 0

Por lo tanto, el EDO del H es +1.

DISTRIBUCIÓN ESPACIAL DE LAS MOLÉCULAS Hibridación de Orbitales Atómicos Hasta el momento, hemos estudiado, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Sin embargo, no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces, como logran interaccionar los electrones para finalmente enlazar. Según esta teoría, los electrones puestos en juego en una unión molecular se reagruparían en nuevos orbitales, dando origen a orbitales híbridos. Por lo tanto, un orbital híbrido resulta de la fusión entre orbitales atómicos diferentes, originando nuevas formas de mayor probabilidad. Para poder explicar los enlaces en moléculas poliatómicas, a continuación se estudiarán tres ejemplos de hibridación de orbitales atómicos pertenecientes a los elementos del segundo período de la Tabla Periódica: Primer ejemplo: Hibridación del 4Be.

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

9

Por lo tanto, se forman dos orbitales híbridos sp por combinación lineal de los orbitales atómicos 2s y 2px. Los dos electrones de los orbitales híbridos sp capacitan al átomo a tener un número de coordinación igual a 2.

Las moléculas BeH2 y BeCl2, corresponden a ejemplos de este tipo de hibridación. La repulsión coloca a los dos orbitales híbridos a 180º uno de otro. De ahí la molécula de BeH2, su geometría es lineal. Segundo ejemplo: Hibridación del 5B.

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

En consecuencia, se forman tres orbitales híbridos sp2 por combinación lineal de los orbitales atómicos 2s, 2px y 2py. Los tres electrones de los orbitales híbridos sp2 capacitan al átomo a tener un número de coordinación igual a 3.

10

La repulsión coloca estos orbitales en un plano, con ángulos entre si de 120º. Así, la molécula de BH3 es plana y posee ángulos de 120º entre sus orbitales sp2 (estructura trigonal plana o triangular). Tercer ejemplo: Hibridación del 6C.

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

Hay formación de 4 orbitales híbridos sp3 por combinación lineal de los orbitales atómicos 2s, 2px, 2py y 2pz. Los cuatro electrones de los orbitales híbridos sp 3 capacitan al átomo central a tener un número de coordinación igual a 4. Es por ello que hablamos de la tetravalencia del carbono.

El átomo de carbono puede presentar, además de hibridación sp 3, las dos hibridaciones vistas anteriormente, esto es: la hibridación sp2, cuando se forman enlaces dobles, y la hibridación sp, cuando se forman enlaces triples o dos enlaces dobles. Tal hipótesis se fundamenta en el análisis estructural de algunos compuestos de carbono.

ESTEREOQUÍMICA Corresponde a la disposición espacial de la molécula y de los iones poliatómicos. La “geometría” determina características estructurales tales como: ángulo de enlace, longitud de enlace, existencia de momento dipolar resultantes, solubilidad en agua o disolventes orgánicos, etc. La estereoquímica se enfoca cualitativamente de acuerdo a la “Teoría de las Repulsiones de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia” (TRPECV). Esta teoría supone que – grupos de partículas de la misma carga (electrones en este caso) tienden a estar lo más alejados posibles con el fin de minimizar las fuerzas repulsivas –. Según este postulado, los pares electrónicos que rodean al átomo central de la molécula o ión complejo determinarían una disposición espacial específica. 11

La nomenclatura de las moléculas poliatómicas según estereoquímica es la siguiente:

AX mEn Donde;

A: Xm : En:

Geometría Molecular

átomo central, elemento electropositivo ligandos o átomos unidos al átomo central. pares electrónicos libres del átomo central. enlace

Hibridación del átomo Central

180º

Nomenclatura

sp

Ejemplo

AX2

BeCl2

Lineal

Geometría Molecular

enlace

Hibridación del átomo Central

Nomenclatura

Ejemplo

AX3

AlCl3

sp 2

120º Trigonal

Geometría Molecular

enlace

Hibridación del átomo Central

Nomenclatura

sp2

90º < x < 120º

Ejemplo

AX2E

SO2

Angular Geometría Molecular

enlace

Hibridación del átomo Central

109,5º

Nomenclatura

Ejemplo

sp3

AX4

CH4

Hibridación del átomo Central

Nomenclatura

Ejemplo

AX3E

NH3

Tetraédrica Geometría Molecular

enlace 90º < x < 109º

sp3

Piramidal 12

Geometría Molecular

.. ..

enlace 90º < x < 109º

Hibridación del átomo Central sp3

Nomenclatura

Ejemplo

AX2E2

H2O

Angular Geometría Molecular

enlace

axiales = 180º ecuatoriales = 120º  entre sí

Hibridación del átomo Central sp3d

Nomenclatura

AX5

Ejemplo

PCl5

Bipiramidal Geometría Molecular

enlace

 900

Hibridación del átomo Central

sp3d2

Octaédrica

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Nomenclatura

AX6

Ejemplo

SF6

POLARIDAD DE MOLÉCULAS La polaridad es una propiedad importante de las moléculas, porque de ella dependen las propiedades físicas como el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad, y también las propiedades químicas. El momento dipolar, µ, es una medida cuantitativa de la polaridad de una molécula. Los momentos dipolares pueden determinarse estudiando el comportamiento de las moléculas entre placas con carga eléctrica. Una molécula polar se alinea en el campo que hay entre las placas cargadas, de tal manera que su extremo negativo es atraído por la placa positiva, y el extremo positivo por la placa negativa. Las moléculas apolares no son afectadas por el campo eléctrico. ¿Cuándo las moléculas son polares y apolares? A. Cuando todos los enlaces entre los átomos son apolares, la molécula será apolar. Ejemplo:

H2

H−H

; Δ E.N. = 0 (enlace covalente).

B. Cuando hay enlaces polares entre los átomos, se tienen las siguientes posibilidades:  

1.

La suma vectorial de los momentos dipolares es igual a cero. En este caso, tenemos simetría eléctrica y geométrica. La molécula es apolar. La suma vectorial de los momentos dipolares es distinto de cero. En este caso, no tenemos simetría y la molécula es polar.

Ejemplos: Los enlaces C-O son polares y tienen carga positiva parcial en el carbono, y una negativa parcial en el oxígeno:  

CO

Entonces, ¿por qué no son polares las moléculas de dióxido de carbono, que contienen dos enlaces C-O?

O

C

O

Los momentos dipolares son vectores, esto es, tienen dirección y también magnitud. Como el dióxido de carbono es lineal, los momentos dipolares de los dos enlaces C-O se anulan entre sí, por tanto, es una molécula no polar, a pesar de que tiene dos enlaces polares. 2. La molécula de H2O también posee enlaces H-O polares: 



HO

Los momentos dipolares de los dos enlaces H-O en el agua no se anulan, porque la molécula es angular. Por lo tanto, posee un momento dipolar neto en la dirección de la flecha:

O H

H

“El momento dipolar distinto de cero del agua, y el igual a cero del dióxido de carbono, confirman la predicción del modelo de repulsión, que las moléculas de agua son angulares y las del dióxido de carbono son lineales”.

14

3.

Las moléculas que sólo tienen un enlace polar, como la del cloruro de hidrógeno, son polares y tienen un momento dipolar distinto de cero.

Cl 4.

H

Los cuatro compuestos que se pueden derivar del metano, por sustitución del hidrógeno por cloro, son: clorometano, diclorometano, triclorometano (cloroformo) y tetraclorometano (tetracloruro de carbono), y sus fórmulas estereoquímicas de los cuatro compuestos son las siguientes:

H H H

C

Cl

C

Cl

C

Cl

Cl

H

Cl

Cl

H

H

Cl

Cl Cl

C

Cl

Aunque cada uno de los cuatro enlaces C-Cl del tetracloruro de carbono es polar, porque el cloro es más electronegativo que el carbono, la molécula del tetracloruro es apolar.

Cl C

Cl

Cl Cl

Los cuatro dipolos se anulan entre sí. En las otras tres moléculas, los dipolos no se anulan, y esas moléculas son polares. Las moléculas en las que el átomo central está sustituido simétricamente con átomos idénticos, como el CO2 y el CCl4, son apolares. Las moléculas que sólo tienen un enlace polar, y aquellas en las que el átomo central no está sustituido simétricamente, son polares.

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