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QUÍMICA CUARTO MEDIO

ENLACES ATÓMICOS

MATERIAL N°1

ENLACE QUÍMICO De los elementos de la tabla periódica los gases nobles son los únicos electrónicamente estables, pues presentan 8 electrones - un “octeto” - en su nivel externo (con excepción del helio que presenta sólo dos). Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muy rara vez reaccionan. El resto de los elementos interacciona perdiendo, ganando o compartiendo electrones, logrando, de esa forma, estabilidad energética y electrónica. Ésta es la finalidad del enlace, completar los niveles electrónicos y quedar con comportamiento químico similar al de los elementos gaseosos del grupo VIII-A o 0 del sistema periódico. Cabe señalar que el enlace ocurre sólo con los electrones de valencia (electrones del nivel externo o capa de valencia) puesto que son los de mayor energía (son más reactivos) y están menos atraídos por el núcleo. El enlace químico es, por tanto, un conjunto de fuerzas que permiten la unión de átomos iguales o distintos (iones incluso) permitiendo que cada uno logre quedar electrónicamente estable y con la menor energía posible. Previo a profundizar en el capítulo, conviene repasar y recordar algunos conceptos preliminares relacionados con la Tabla Periódica de elementos y sus propiedades:

LA TABLA PERIÓDICA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

1. Todo átomo tiende a estabilizarse electrónicamente, para los cual puede perder, ganar o compartir electrones. 2. La tendencia de los metales es estabilizarse perdiendo electrones y los NO metales presentan una doble posibilidad, ganar y perder electrones, dependiendo con quien se unen. 3. Por lo tanto, los metales sólo presentan estados de oxidación positivos y los no metales pueden presentar estados de oxidación negativos y también en muchos casos positivo. 4. El tamaño de un átomo o ion (radio) es directamente proporcional al número de niveles. 2

5. En el sistema periódico el radio atómico aumenta hacia abajo en los grupos y hacia la izquierda en los períodos. 6. El radio de un anión siempre es mayor que el de su átomo neutro en estado basal 7. El radio de un catión siempre es menor que el de su átomo neutro en estado basal. 8. El estado basal o fundamental de un átomo es el de menor energía y que cumple con el principio de construcción. 9. Los elementos más densos están en el centro inferior de la tabla periódica

Propiedades periódicas

Potencial de ionización (PI) Electroafinidad (EA) Electronegatividad (EN)

Electropositividad

• Es la energía que se debe entregar a un átomo gaseoso para sacar su electrón más débilmente retenido. Los gases nobles son los de mayor PI y los metales los de menor PI. • Es la energía liberada por un átomo gaseoso al captar un electrón. Los gases nobles no presentan EA los metales tienen EA casi nulas y los no-metales altas EA. • Mide la tendencia de un átomo a atraer electrones compartidos hacia sí. Los gases nobles no presentan EN, los metales tienen una baja EN y los no metales alta EN. • Sería la tendencia de un átomo a ceder electrones, los metales son los más electropositivos (ya que son los menos electronegativos).

Tabla resumen de Propiedades Periódicas

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TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS

ENLACE METÁLICO Este enlace está formado por átomos de naturaleza metálica. Cada átomo, debido a su electropositividad, pierde sus electrones de valencia formando una red tridimensional. De esta manera, la estructura queda compuesta por cationes y electrones libres (deslocalizados). La interacción entre sus átomos ionizados no es directa, es decir, la unión catión-catión queda sumergida en un mar de electrones deslocalizados. Este enlace es de menor energía y es característico en sólidos metálicos y aleaciones.

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS MATERIALES METÁLICOS  De estructura sólida (con excepciones como el Galio, Cesio y Mercurio), los metales son buenos conductores de la corriente eléctrica y el calor. Presentan generalmente brillo, densidades altas y se funden a temperaturas normalmente altas.  Presentan una gran deformación plástica, es decir, frente a una fuerza externa son dúctiles y maleables, lo que permite su fácil manejo, otorgándoles propiedades múltiples.

ENLACE IÓNICO El enlace iónico se forma cuando los átomos que lo componen presentan grandes diferencias en sus electronegatividades (tendencia a ganar electrones). En general, los átomos que participan en este enlace, son elementos metálicos ubicados en los grupos I-A y II-A y elementos no-metálicos de los grupos VI-A y VII-A del sistema periódico. El átomo metálico, de baja electronegatividad, energía de ionización y afinidad electrónica, pierde sus electrones de valencia, mientras que el otro átomo no metálico, de alta electronegatividad, los gana. De esto modo, ocurre la transferencia electrónica del metal a no-metal quedando cada átomo ionizado y con configuración electrónica de gas noble. La atracción electrostática entre estos iones (positivos y negativos), forman una red tridimensional que a temperatura ambiente forma sólidos cristalinos e iónicos. Un ejemplo: CsF (Fluoruro de Cesio)

Cs x

.F

.. ..

:

Cs

.. + x.F

..

:

-

Otro ejemplo: LiF (Fluoruro de litio)

Cabe señalar que existen átomos situados en el grupo III-A del sistema periódico, que en circunstancias especiales son capaces de ceder electrones comportándose como metales formando compuestos iónicos con algún no-metal. 5

En general, para compuestos binarios simples, las representaciones de sus fórmulas quedan expresadas en la siguiente tabla:

PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS  Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo general superiores a 400°C)  La gran mayoría son solubles en disolventes polares como el agua e insolubles en disolventes no polares  Los compuestos fundidos conducen la corriente eléctrica, porque contienen partículas móviles con carga (iones)  Las soluciones acuosas de esos compuestos también son conductoras de la electricidad (electrolitos), ya que no sólo se disuelven en solventes polares, sino que además se disocian dejando iones en libertad de movimiento

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ENLACE COVALENTE El enlace covalente ocurre cuando los átomos, preferentemente no-metálicos, comparten sus electrones de valencia, quedando ambos con la configuración electrónica del gas inerte más cercano. Se considera que la compartición de electrones entre dos átomos está localizada, porque pasan allí la mayor parte del tiempo, uniéndolos con una longitud y fuerza determinada. Cabe recordar que en el sistema periódico, los elementos de los grupos IV-A, V-A, VI-A y VII-A presentan este tipo de interacción, de modo que la capacidad de combinación es inmensa. El enlace covalente se puede clasificar atendiendo a varios factores:

A.

Según su diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados

B.

Según el número de electrones que aporta cada átomo al enlace

C.

Según el número de electrones compartidos entre los átomos.

A

SEGÚN LA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD (ΔE.N.) ENTRE LOS ÁTOMOS ENLAZADOS

Cuando los dos átomos enlazados tienen igual intensidad para atraer los electrones (igual E.N.) se forma una molécula simétrica, esto implica, que los electrones son compartidos equitativamente y el enlace formado se denomina covalente apolar. Ejemplo: todas las moléculas diatómicas homonucleares (núcleo idéntico), como H2, O2, N2, F2 y Cl2, entre otras.

Si la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.), es distinta de cero, la molécula resultante presenta una distribución asimétrica de sus electrones, ya que éstos serán más atraídos por el átomo que tiene mayor E.N. originándose con ello una carga parcial negativa en ese átomo (δ ) y + otra positiva, en el átomo menos electronegativo (δ ). Esta interacción se denomina enlace covalente polar.

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B. 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 enlazan, un átomo aporta un par electrónico y otro sólo aporta el orbital ; este tipo de unión recibe el nombre de enlace covalente coordinado o dativo. Ejemplo: SO2

+

Otras sustancias químicas que poseen enlace dativo son el NH4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3 y H3PO4.

C. SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES COMPARTIDOS: 

Si se comparten dos electrones, el enlace es covalente simple (Cl-Cl, Cl2)



Si se comparten cuatro electrones, el enlace es doble (O=O, O2)



Si se comparten seis electrones, el enlace es triple (NΞN, N2)

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES  Pueden ser 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.  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 eléctrica.

NOTACIÓN DE LEWIS ELECTRÓN-PUNTO Antes de representar las estructuras de moléculas individuales, nos centraremos en la notación electrón-punto que propuso G. N. Lewis a principios del siglo XX, para todos los elementos químicos del sistema periódico. Esta notación consiste en representar a los electrones de valencia de los átomos que participan en el enlace químico, donde el símbolo del elemento representa al núcleo y a los electrones internos, y los puntos que lo rodean a los electrones de valencia, como se muestra en la siguiente figura:

Escribir notaciones de Lewis para cualquier elemento del sistema periódico, es sencillo, en general, debe considerarse lo siguiente: 1.

Anotar el símbolo del elemento y colocar un punto a la vez, según sea el caso, alrededor de éste. Se pondrán tantos puntos como electrones de valencia posea el elemento.

2.

Cuando corresponda deben formarse pares de puntos hasta que se use el total de electrones que se requiera.

3.

La colocación específica de los puntos no es importante, pues no denota la posición de los electrones en el nivel ni subnivel de energía. La notación de Lewis, por ejemplo, para el nitrógeno también puede escribirse como:

9

4.

El número y el apareamiento de puntos proporciona información relevante sobre el comportamiento del elemento al formar enlaces, por ejemplo: 

Para un metal, el número total de puntos es el número de electrones que pierde para un formar un catión.



Para un no metal, el número de puntos no apareados es el número de electrones que se aparean, ya sea por ganancia o compartición de electrones. En consecuencia, el número de puntos no apareados es igual a la carga negativa del anión o al número de enlaces covalentes que se forma del átomo.

ESTRUCTURAS DE LEWIS FORMA PLANA DE UNA MOLÉCULA La estructura de Lewis es la forma más representativa de un enlace interatómico. Para obtenerla se debe seguirla siguiente secuencia de pasos: 1. Se debe elegir una estructura primitiva simétrica con los enlaces designados. Para lograr lo anterior se considera, casi siempre, como átomo central el átomo menos electronegativo de la estructura. Se entiende, además, que los átomos metálicos y el hidrógeno no se incluyen como posibles átomos centrales, puesto que son univalentes. 2. Los electrones que participan del enlace se designan con una línea simple, doble o triple según sea el tipo de multiplicidad del enlace. 3. Si el átomo presenta electrones que no enlazan, deben ser consignados como “pares” de electrones no enlazados (se simbolizan con puntos). Algunas estructuras representativas:

Trifluoruro de nitrógeno

Metanol (alcohol metílico)

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Eteno (o etileno)

Ozono

Ion carbonato -2

(CO3 )

Metanal (formaldehído)

REGLA DEL OCTETO Los elementos representativos por lo general, alcanzan configuración de gas noble al ganar, perder o compartir electrones. En la molécula de agua, por ejemplo, el átomo de oxígeno, al compartir 2 de sus 6 electrones de valencia con el hidrógeno, adquiere la configuración electrónica del Neón (forma un octeto), mientras que cada átomo de hidrógeno al compartir su único electrón de valencia con el oxígeno, adquiere la configuración electrónica del gas Helio (forma un dueto electrónico).

Este razonamiento aplicado al agua se denomina corresponde a la regla del octeto, por lo tanto, los átomos que pertenecen a los grupos IV-A, V-A, VI-A y VII-A del sistema periódico y que son componentes de estructuras moleculares, tendrán 8 electrones en su capa más externa, en cambio los átomos del grupo I-A quedarán con 2 electrones en su nivel electrónico externo.

Algunos ejemplos de moléculas que cumplen con la regla del octeto para su átomo central: CO2

PH3

CCl4

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EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Átomos centrales con deficiencia de electrones Existen ciertas estructuras de Lewis, en donde sus átomos centrales que pertenecen a los grupos II-A y III-A del sistema periódico, no logran quedar con ocho electrones en su capa electrónica externa, de modo que sus moléculas presentan deficiencia de electrones adquiriendo cierto tipo de reactividad (se les denomina sustancias electrófilas). Algunos ejemplos:

cloruro de berilio (II-A)

trifluoruro de boro (III-A)

Átomos centrales con exceso de electrones Algunas moléculas, donde sus átomos centrales pertenecen al periodo 3 o superior, son capaces de albergar más de 8 electrones en su entorno y por tanto, presentan un octeto expandido.

Ejemplos:

pentacloruro de fósforo

hexafluoruro de azufre

ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN (EDO) Cuando los átomos se combinan para formar un compuesto, ocurre entre ellos transferencia, acercamiento o alejamiento de electrones y como resultado, cada átomo queda cargado eléctricamente. Esta carga parcial o total recibe el nombre de estado o número de oxidación. Para determinar el estado de oxidación de un átomo se debe considerar la siguiente información previa: 1. Los metales del grupo I-A tienen EDO igual a +1, los del grupo II-A +2 y los del grupo III-A +3. 2. Los elementos moleculares o atómicos (sin combinar) tienen un EDO igual a cero; por ejemplo O2, N2, Cl2, Cu, Au, Mg, etc.

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3. El EDO del oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos como el agua oxigenada (H2O2) donde es -1. 4. 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. 5. El EDO de cualquier ion monoatómico es igual a su carga; así el N +1, Ca

+2

un EDO de +2, Cl

-1

+

tiene un EDO de

un EDO de -1, etc.

6. La suma algebraica de los EDO de todos los átomos de una fórmula para un compuesto neutro es cero, por ejemplo: HCl, HNO3, etc. 7. La suma algebraica de los EDO de un ión debe ser igual a la carga del ion, por +

ejemplo: NH4 es igual a +1, para SO3

-2

igual a -2, etc.

Algunos ejemplos: 1) Determinar el EDO del Mn en el MnO2 (molécula neutra). -2

estado de oxidación

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

-1

2) Determinar el EDO del Cl en el ClO4

(anión).

-2

-1 ClO4

estado de oxidación

x + (-8) = -1

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

3) Determinar el EDO del S en el Ca(HSO3)2 (molécula neutra). +2 +1

-2

estados de oxidación

Ca(HSO3)2 (+2) + 2(+1) + 2x + 6(-2) = 0

Por lo tanto, el EDO del S es +4.

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VALENCIA El concepto de valencia se refiere al número de combinación de un átomo presente en un enlace químico. Para determinar este parámetro, debe dibujarse correctamente la estructura de Lewis para una molécula y determinar el número de electrones enlazados. Cabe mencionar que en algunos casos, la valencia de un átomo coincidirá con el número de electrones que pone en juego para formar los enlaces químicos (electrones de valencia). Por ejemplo, en el formaldehído, solo 2 de los 6 electrones de valencia que presenta el oxígeno se encuentran combinados, por tanto, su valencia es 2.

FORMA ESPACIAL DE LAS MOLÉCULAS GEOMETRÍA MOLECULAR HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Hasta el momento, se han estudiado las 3 principales tipos de interacciones atómicas. Sin embargo, no se sabe a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces. De acuerdo con la teoría de los orbitales atómicos, los electrones puestos en juego en una unión molecular se reagrupan en nuevos orbitales (híbridos). Así, este orbital híbrido resulta de la fusión entre orbitales atómicos diferentes y da origen a nuevas formas de distribución espacial para los átomos. Para poder explicar los enlaces en moléculas poliatómicas, se estudiarán tres ejemplos de hibridación de orbitales atómicos pertenecientes a elementos del segundo período del sistema periódico.

PRIMER EJEMPLO: HIBRIDACIÓN DEL 4Be 2

2

La configuración electrónica, en estado basal para el berilio es 1s 2s ; se infiere por tanto, que presenta 2 electrones de valencia. El siguiente diagrama indica la promoción de un electrón al orbital px del mismo nivel, generando en total 2 orbitales híbridos con igual energía y con posibilidades de enlazar.

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Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

En consecuencia, los dos orbitales híbridos sp se forman por la mezcla de los orbitales atómicos 2s y 2px. La molécula que podrá generar el berilio, en estas condiciones, tendrá forma lineal y ángulo de enlace de valor 180º.

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.

SEGUNDO EJEMPLO: HIBRIDACIÓN DEL 5B 2

2

1

La configuración electrónica, en estado basal para el boro es 1s 2s 2p ; se infiere por tanto, que posee 3 electrones de valencia. Al igual que en el Berilio, en el diagrama se indica la promoción de un electrón al orbital py del mismo nivel generando en total 3 orbitales híbridos.

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos

2

Estos tres orbitales híbridos sp se forman por fusión de los orbitales atómicos 2s, 2p x y 2py. La repulsión coloca estos orbitales en un plano, con ángulos de 120º. De este modo, si el boro enlaza con el hidrógeno, formará la molécula BH3 que tendrá forma plana y ángulos de 120º 2 entre sus orbitales sp (estructura trigonal plana o triangular).

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TERCER EJEMPLO: HIBRIDACIÓN DEL 6C 2

2

2

La configuración electrónica, en estado basal para el carbono es 1s 2s 2p . En este caso la promoción electrónica será desde un orbital s al orbital pz generando 4 orbitales híbridos.

Orbitales atómicos

Orbitales híbridos 3

Estos 4 orbitales híbridos se denominan sp y ocurren por fusión de los orbitales atómicos 2s, 2px, 2py y 2pz.

3

El átomo de carbono puede presentar, además de hibridación sp , las dos hibridaciones vistas 2 anteriormente, esto es: la hibridación sp , cuando se forman enlaces dobles , y la hibridación sp, cuando se forman enlaces triples o dos enlaces dobles , tal hipótesis se fundamenta ...