OBJETIVOS

UNIDAD 7 EL ENLACE QUÍMICO

Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de:

 Determinar el tipo de enlace entre los átomos de

una determinada sustancia, en función de su electronegatividad.

 Predecir las propiedades físicas (ptos. de fusión,

dureza, conductividad, solubilidad, etc.) de una determinada sustancia a partir de su tipo enlace o determinar éste a partir de sus propiedades.

LL A

 Calcular la energía reticular mediante el ciclo de

Born-Haber, conocer de que factores depende ésta y tomarla como criterio para analizar la estabilidad de un compuesto iónico: puntos de fusión, dureza,...

TI

 Representar las estructuras de Lewis de las

AS

sustancias covalentes. Incluir las cargas formales de cada átomo y conocer las excepciones a la regla del octeto, en particular los compuestos de Be, el grupo 3 A y los elementos del período 3 y siguientes.

 Representar las estructuras resonantes y

C

comprender que entre todas representan mas exactamente a la molécula o ión que una sola estructura de Lewis.

 Asociar la fuerza de un enlace a la energía de

IE

S

R

IB

ER

A

D

E

Símbolos de puntos de Lewis. El enlace iónico. Redes cristalinas. Nº de coordinación. Energía reticular U o Er. Ciclo de Born-Haber. Estabilidad de los compuestos iónicos. Propiedades de los compuestos iónicos. El enlace covalente. Regla del octeto. Excepciones. Enlace coordinado o dativo. Estructuras de Lewis. Resonancia. Parámetros moleculares. Energía de enlace. Longitud de enlace. Ángulo de enlace. Polaridad. Polaridad del enlace. Momento dipolar. Porcentaje de carácter iónico. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los compuestos covalentes. Sustancias covalentes moleculares. Redes cristalinas. Modelo de repulsión de electrones de la capa de valencia. (RPECV). Geometría de las moléculas. Teoría del enlace de valencia (EV). Superposición o solapamiento de orbitales. Enlaces sigma y pi. o Covalencia y n de oxidación. Teoría de la hibridación. La hibridación de los átomos de carbono. Geometría e hibridación de las moléculas. Fuerzas intermoleculares o de Van der Waals. Clasificación. Enlace por puentes de hidrógeno. Solubilidad de los compuestos polares y apolares. El enlace metálico. Estructura y propiedades de los metales. Modelo de la nube electrónica. Teoría de bandas.

disociación de éste. Calcular la entalpía de una reacción a partir de la energías de enlace. (Repaso del tema 2, Termoquímica).

 Predecir el momento dipolar de una determinada molécula a partir de su estructura.

 Diferenciar entre las propiedades de las

sustancias covalentes moleculares y los sólidos cristalinos covalentes.

 Determinar las covalencias y los nos de oxidación mas probables de un átomo a partir de su estructura electrónica.

 Aplicar el método RPECV para determinar la

geometría molecular, teniendo en cuenta los pares de enlace y los pares libres. Considerar que los pares libres producen una mayor repulsión que los pares de enlace, lo que produce una distorsión en ciertas moléculas como el agua o el amoníaco.

 Explicar la teoría de la hibridación, conocer todos

los tipos de orbitales híbridos y la forma geométrica de las moléculas a que dan lugar.

 Explicar la formación de los enlaces sigma y pi

para el átomo de carbono, y explicar a partir de ellos la estructura espacial de los enlaces simple, doble y triple.

 Explicar el enlace de puentes de hidrógeno y

cómo influye éste en las propiedades de ciertas sustancias, por ejemplo los puntos de fusión y ebullición del agua.

 Conocer las propiedades de los metales y explicar éstas a partir de las dos teorías sobre su estructura.

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Tema 7

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LL A TI AS C E D A ER IB R S IE QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.

 

Tema 7

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TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA. Covalencia y nº de oxidación de los átomos. Covalencia

Nº de oxidación.

NaH

1

–1

HF

1

+1

BeCl2

2

+2

Be H2

2

+2

H

Be

B

BH3 BF3

C

CH4 CO2 NH3

AS

N

LL A

Ejemplos de compuestos

+

–3

3

+3

4

–4

4

+4

3

–3

4

–3 (–3, –2,–1 +1,2,3,4,5)

C

NH4

3

TI

Estructuras electrónicas

H2O

2

–2

H2O2

2

–1

HF

1

–1

PH3

3

–3

PCl3

3

+3

PCl5

5

+5

SH2

2

–2

SCl2

2

+2

SF4

4

+4

SF6

6

+6

Cl

HCl

1

–1

Br

ClF

1

+1

I

ClF3

3

+3

ClF5

5

+5

ClF7

7

+7

D

E

O

A

F

ER

P

IB

As

Se

IE

S

Te

R

S

En los tres últimos grupos, sólo existen los siguientes compuestos con el H: PH3, AsH3, H2S, H2Se, H2Te, HCl, HBr, HI

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Tema 7

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EL ENLACE QUÍMICO. TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN.

LL A

Fig. 1 Modelo de globos para explicar la repulsión de los pares electrónicos en el metano, el amoniaco y el agua.

C

AS

TI

Fig. 2 Hibridación del boro para generar tres orbitales 2 híbridos sp . Los enlaces resultantes confieren al BH3 una estructura trigonal.

ER

A

D

E

Fig. 3 Hibridación del carbono para generar cuatro orbitales híbridos sp3. La estructura resultante es tetraédrica.

R

IB

Fig.4 Solapamiento de dos orbitales sp3 en el etano. La estructura alrededor de cada carbono es tetraédrica.

IE

S

Fig. 5 Doble enlace del etileno (eteno). Obsérvese que el enlace  forma una nube por encima y por debajo del plano donde se encuentran los átomos.

Fig.6 Molécula de acetileno (etino). El enlace  se forma en la línea que une los dos átomos. El primer enlace enlace  forma una nube electrónica por encima y por debajo de esta línea, y el segundo, una nube por delante y por detrás. El triple enlace es una zona de elevada densidad electrónica.

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U.D. 7

EL ENLACE QUÍMICO

En ninguno de los ejercicios de esta hoja ni del libro se puede consultar el S.P. EL ENLACE IÓNICO Hfus kJ mol–1

Tfus ºC

Teb ºC

Na F Na Cl Na Br Na I Mg O Ca O Sr O Ba O

– 916 – 763 – 730 – 695 – 3928 – 3440 – 3204 – 3097

29,3 30,2 25,7 22,3 77,4 – 69,8 57,7

992 800 747 662 2664 2570 2430 1925

1695 1441 1393 1300 2800 2850 – 2000

Distancia

Dureza

iónica ro Å 2,31 2,76 2,90 3,11 2,05 2,37 2,53 2,75

3,2 2,5 menor menor 6,0 4,5 3,5 3,3

LL A

U kJ mol–1

TI

Compuesto

AS

1. Realiza un comentario explicativo acerca de los valores de la tabla anterior y sobre las relaciones que se observan entre ellos.

E

C

2. Escribe los símbolos de puntos de Lewis para los reactivos y productos de las siguientes reacciones ajustando antes las ecuaciones. a) Sr + Se  Sr Se

 Al2 S3

ER

c) Al + S

A

D

b) Li + N2  Li3 N

IB

3. Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establecer si el compuesto que formarán es iónico o molecular (covalente), escribir la fórmula empírica y nombrar el compuesto:

IE

S

R

I y Cl; Mg y F; B y F; K y Br.

4. ¿Qué tipo de enlace entre los átomos se dará en las siguientes sustancias?: KF, Al, S8, (NH4)2SO4, CCl4, C12H22O11

5. Ordena las siguientes sustancias por orden de punto de fusión (sin consultar la tabla): CaO; MgO; SrO; BaO; BeO.

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6. Explicar el aumento que se observa en el coeficiente de dilatación de las siguientes sustancias: NaF (39.10–6 ºC–1); NaCl (40.10–6 ºC–1); NaBr (43.10–6 ºC–1); NaI (48.10–6 ºC–1)

7. Determinar la energía de formación del yoduro de potasio sabiendo que la energía reticular de esta sal es –631,8 kJ/mol, las energías de sublimación del potasio y del yodo son 87,9 y 43,5 kJ/mol respectivamente, la energía de disociación del yodo 150,9 kJ/mol, la afinidad electrónica del yodo –302,1 kJ/mol y el potencial de ionización del potasio 418,3 kJ/mol. Dibuja el correspondiente ciclo de Born-Haber. Ten en cuenta que el yodo y el potasio son sólidos a temperatura ambiente. S: –330,5 kJ/mol

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EL ENLACE COVALENTE 8. Determina las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 CS2 Cl2O SiCl4 ClO– C2H6 HCN CO2 N2 NO BF4– CCl4 SOCl2 NH2OH C2H6O C2H4O C2H5NH2 N2O (la estructura es NNO).

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9. De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4, C2H2, H2O, C6H6, NH3 y HCN, a) ¿En cuáles todos los enlaces son simples?. b) ¿En cuáles hay algún doble enlace?. c) ¿En cuales existe algún triple enlace?. Dibuja las correspondientes estructuras de Lewis.

10. Escribe las estructuras de resonancia de las siguientes moléculas: O3, NO2, NO3–, SO3, SO4–2.

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11. Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos iónicos. (Sin utilizar estructuras resonantes). NaI CaS NaBF4 SrSO4 NH4Br HClO4.

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12. Los átomos A y B tienen configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p3 y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 respectivamente. ¿Qué tipo de enlace existirá en los compuestos A2 y AB3?.

13. A partir de los átomos A y B de configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 3s1 y 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, deduce la posible existencia de los compuestos AB, A2, B2 y A2B.

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14. Cuatro átomos D, E, F y G tienen como electronegatividad 3,8 3,3 2,8 y 1,3 respectivamente. Si estos átomos forman las moléculas DE, DG, EG y DF, ¿Cómo se pueden ordenar estas moléculas de acuerdo con el orden creciente de carácter covalente?.

15. Ordena los siguientes enlaces en orden creciente de su carácter iónico: cesio–fluor, cloro–cloro, bromo–cloro, silicio–carbono.

16. Explica como varían los momentos dipolares de los halogenuros de hidrógeno.

17. ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momento dipolar?. Dibuja el sentido de éste: H2O; CBr4; H2S; HF; NH3; CO2.

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18. De los siguientes pares de moléculas establece la que tiene mayor momento dipolar: a) CS2 y OCS. b) cis-dicloro etileno y trans-dicloroetileno.                              

19. Predecir la geometría de cada una de las siguientes especies utilizando el modelo de RPECV. En cada caso determinar la geometría de los pares electrónicos y la geometría molecular. CHCl3 SiH4 AlCl3 ZnCl2 ZnCl4–2 HgBr2 N2O (la distribución de PCl3 los átomos es NNO) SCN– NH2– CO32– H3O+ NH3 H2O

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20. Determinar los números de oxidación mas frecuentes de los elementos S, F y Cl a partir de sus configuraciones electrónicas.

21. Determinar la covalencia y el número de oxidación de los átomos que se indican en los siguientes compuestos: N en NH3, N2H4 (hidracina), NH2OH (hidroxilamina), N2, N2O, NO, HNO2, NO2, HNO3. P en H3PO2 (ácido hipofosforoso), H3PO3, H3PO4. S en H2S, S8, S2Cl2 (dicloruro de diazufre), SCl2 (dicloruro de azufre), SO2, H2SO3, SO3, H2SO4.

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Tema 7

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22. ¿En que se distingue un enlace sigma () de un enlace pi ()?

23. Entre los siguientes pares de orbitales atómicos, determinar: a) Cuales se solapan para formar un enlace  (sigma). b) Cuales se solapan y forman un enlace  (pi). c) Cuales no pueden formar enlace. Considérese que el eje x es el eje internuclear, es decir, la línea que une los ejes de los átomos. a) 1s y 1s b) 1s y 2px c) 2px y 2py d) 3py y 3py e) 2px y 2px f) 1s y 2s.

24. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital híbrido y un orbital atómico puro?

25. ¿Cuál es el ángulo entre dos orbitales híbridos del mismo átomo en cada uno de los siguientes casos?: a) Orbitales sp entre sí. b) Orbitales sp2 entre sí. c) Orbitales sp3 entre sí.

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26. Determina la geometría electrónica y molecular de las siguientes sustancias. ¿Qué hibridación tiene el átomo central en las tres primeras y el C en las tres últimas?. NH3 NH4+ PCl3 CH4 C2H4 C2H2

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27. ¿Qué estructura tendrán las moléculas de los siguientes compuestos? Determinar la geometría de los pares electrónicos y la molecular. Indicar la hibridación del átomo central. H2S OCl2 CO2 SO2 NH4+ HgCl2 BI3 NF3 SeF6 AsCl5.

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28. Indica que tipo de enlace debe romperse o que fuerzas de atracción deben vencerse para: a) Fundir cloruro de sodio. b) Hervir agua. c) Fundir hierro. d) Evaporar nitrógeno líquido.

29. a) Explica las razones por las que los disolventes polares, (y en particular el agua), son buenos disolventes de los compuestos iónicos. b) Intenta explicar por que sustancias apolares como el tetracloruro de carbono, CCl4, son malos disolventes de sustancias iónicas y en cambio disuelven bien a sustancias covalentes como el yodo o el naftaleno. 30. En la siguiente tabla se muestran los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos del grupo VI A, (anfígenos). Representa éstos en una gráfica, poniendo en el eje X las correspondientes masas moleculares y en el eje Y los puntos de ebullición. ¿Se observa alguna anomalía? Explicarla. ¿Cuál sería el punto de ebullición esperado para el H2O? H2O

100 ºC

H2S

− 60 ºC

H2Se

− 42 ºC

H2Te

− 1,8 ºC

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EL ENLACE COVALENTE

IE

S

R

IB

ER

A

D

E

C

AS

TI

LL A

8. Determina las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos: NF3 CS2 Cl2O SiCl4 ClO– C2H6 HCN CO2 N2 NO BF4– CCl4 SOCl2 NH2OH C2H6O C2H4O C2H5NH2 N2O (la estructura es NNO).

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TI

LL A

9. De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4, C2H2, H2O, C6H6, NH3 y HCN, a) ¿En cuáles todos los enlaces son simples?. b) ¿En cuáles hay algún doble enlace?. c) ¿En cuales existe algún triple enlace?. Dibuja las correspondientes estructuras de Lewis.

IE

S

R

IB

ER

A

D

E

C

AS

10. Escribe las estructuras de resonancia de las siguientes moléculas: O3, NO2, NO3–, SO3, SO4–2.

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IE

S

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IB

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E

C

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LL A

11. Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos iónicos. (Sin utilizar estructuras resonantes). NaI CaS NaBF4 SrSO4 NH4Br HClO4.

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IE

S

R

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ER

A

D

E

C

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TI

LL A

19. Predecir la geometría de cada una de las siguientes especies utilizando el modelo de RPECV. En cada caso determinar la geometría de los pares electrónicos y la geometría molecular. PCl3 CHCl3 SiH4 AlCl3 ZnCl2 ZnCl4–2 HgBr2 N2O (la distribución de los átomos es NNO) SCN– NH2– CO32– H3O+ NH3 H2O

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21. Determinar la covalencia y el número de oxidación de los átomos que se indican en los siguientes compuestos:

IB

N en NH3, N2H4 (hidracina), NH2OH (hidroxilamina), N2, N2O, NO, HNO2, NO2, HNO3.

R

P en H3PO2 (ácido hipofosforoso), H3PO3, H3PO4.

IE

S

S en H2S, S8, S2Cl2 (dicloruro de diazufre), SCl2 (dicloruro de azufre), SO2, H2SO3, SO3, H2SO4.

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LL A TI AS C E D A ER IB R S IE QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.

 

Tema 7

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IE

S

R

IB

ER

A

D

E

C

AS

TI

LL A

26. Determina la geometría electrónica y molecular de las siguientes sustancias. ¿Qué hibridación tiene el átomo central en las tres primeras y el C en las tres últimas?. NH3 NH4+ PCl3 CH4 C2H4 C2H2

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TI

LL A

27. ¿Qué estructura tendrán las moléculas de los siguientes compuestos? Determinar la geometría de los pares electrónicos y la molecular. Indicar la hibridación del átomo central. H2S OCl2 CO2 SO2 NH4+ HgCl2 BI3 NF3 SeF6 AsCl5.

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A

D

E

C

AS

TI

LL A

30. En la siguiente tabla se muestran los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos del grupo VI A, (anfígenos). Representa éstos en una gráfica, poniendo en el eje X las correspondientes masas moleculares y en el eje Y los puntos de ebullición. ¿Se observa alguna anomalía? Explicarla. ¿Cuál sería el punto de ebullición esperado para el H2O?

ER

 

IE

S

R

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