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Enlace quimico

Se describen el conjunto de instrucciones que mantienen los átomos unidas entre si o las moléculas unidas entre si para dar lugar a estructuras más estables de los átomos o moléculas de partida. La causa de que se produzca un enlace química es la economía energética es decir, la búsqueda de la estabilidad. Los elementos más estables son los gases nobles y todos los demás tienden a adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo y para ello juegan con los e- de valencia. Esto es evidente para aquellos elementos cuyos e- más externos están en orbitales s o p. Sin embargo los elementos de transición con e- en orbitales d tienen mayor dificultad para adquirir la configuración de gas noble. En este caso la estabilidad se consigue con orbitales d semillenos. En general los enlaces químicos se pueden dividir en 2 grupos:
  1. Interatómicos o intramoleculares: son los responsables de mantener unidas entre si a moléculas u otro tipo de estructuras superior a los átomos. Se incluyen:
    1. Enlace covalente.
    2. Enlace iónico.
    3. Enlace metálico.
  2. Fuerzas intermoleculares: mantienen unidas entre su moléculas de la misma sustancia.
    1. Enlaces de H2
    2. Enlaces de Van der Vaals.

Enlace Iónico: se forma entre átomos que poseen energía de ionización y afinidad electrónica muy diferentes. Esta situación permite a un átomo transmitir uno o más electrones de valencia a su compañero. A partir de la configuración electrónica de un elemento se puede deducir su capacidad para recoger o ceder electrones. Un metal alcalino puede transformarse fácilmente en un ion positivo mediante un gasto de energía igual a su P.I. En cambio un halógeno tiene tendencia a ganar 1e- para adquirir la configuración de gas noble, transformándose en un ion negativo y cediendo una cantidad de energía igual a su AE.(afinidad electrónica. Cuando dos átomos de electronegatividades muy diferentes se hallan uno en presencia de otro se producirá la transferencia de un e- desde el elemento menos electronegativo al más electronegativo. Es fácil deducir que estos iones de signo contrario se unirán por fuerzas electroestáticas de unión. Se forma entre metales alcalinos y alcalino-térreos con halógenos y calcógenos dando lugar a compuestos sólidos de puntos de fusión elevados y que fundidos o en disolución son buenos conductores. Ej: el ClNa no existe como molécula aislada sino que se encuentra formando parte de redes cristalinas en las que los iones se sitúan unas alrededor de otras de manera que la atracción electrostática sea máxima entre ellas.

Enlace covalente: se forma por compartición de e- entre los distintos átomos que forman la molécula. La diferencia de electronegatividad de los átomos que forman la molécula puede variar desde cero hasta valores muy pequeños que en ningún caso puede dar lugar a que se produzca transferencia de electrones. Cada átomo tiende a adquirir su configuración más estable compartiendo electrones con átomos de estructuras similares.

Estructura de Lewis.
Lewis en 1916 resaltó que la configuración electrónica de los gases nobles es particularmente estable ya que los átomos podían adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos formando enlaces mediante pares de e- y adquiriendo estructuras como las de los gases nobles.
Los elementos del 2º periodo pueden representarse mediante la indicación de puntos, el número de electrones de valencia.

Cuando se escriben las estructuras de Lewis debe cumplirse siempre la regla del octeto: Los elementos alcanzan una máxima estabilidad cuando su capa más externa tiene 8e-.
Reglas:

  1. Escribir el esqueleto molecular uniendo todos los átomos por medio de un enlace sencillo.
  2. Contar el número de electrones de valencia. Para una molécula neutra, los electrones de valencia coinciden con la suma de los átomos que constituyen la molécula. En el caso de los cationes el número de electrones de la carga será sustraído. En los aniones ha que sumar el número de electrones correspondientes a la carga del anión.
  3. Distribuir los electrones restantes entre los átomos de manera que se cumpla la regla del octeto. A veces es necesario compartir dos pares de electrones diciendo que los átomos están unidos por un enlace doble. Si los átomos están unidos por 3e- decimos que están unidos por enlace triple. Los e- que no están implicados en el enlace decimos que son pares no compartidos.

                 
                                                      
Estructuras Resonantes:
Existen moléculas para las que es posible escribir varias estructuras de Lewis. Estas estructuras reciben el nombre de resonantes y se caracterizan por ser ínter convertibles a través del movimiento de pares de e- sin cambiar las posiciones de los núcleos.

Experimentalmente se ha encontrado que las longitudes de enlace C – O en la molécula de carbono son todas iguales y que la molécula es simétrica. Si alguna de las estructuras resonantes fuese la verdadera, las longitudes serían distintas ya que en un enlace doble es más corto que uno sencillo. La estructura real se aproxima a la media de todas las formas resonantes y se denomina híbrido de resonancia. Los híbridos de resonancia no son reales sino que son estructuras hipotéticas. Se representan de esta manera un enlace sencillo y uno punteado,

Resonancia

Determinación de la estructura de Lewis.

  1. Aquella en la que existe un mayor nº posible de octetos.
  2. Aquella que tenga menor separación de cargas.
  3. Aquella en que las cargas se sitúen de acuerdo con las electronegatividades de los átomos.

Excepciones:
            Las estructuras de Lewis se cumplen bien para moléculas cuyo átomo central es del 2º periódo ( C, N, O, F. Entre las moléculas que no cumplen la regla del octeto están:
            1º Las que tienen un nº impar de e- de valencia. NO2 -> 17e-
            2º Las moléculas que contienen Al, B, Be

Octetos expandidos: aquellas moléculas que tienen átomos del 3er periodo como Se, S, P que poseen por lo tanto orbitales de e- albergando un nº mayor en los orbitales d vacíos y cercanos en energía.

Propiedades del enlace covalente. Polaridad. Longitud de enlace y energía de disociación.

Energía de disociación: energía que se pone en juego en el proceso en el que una molécula diatómica en estado gaseoso se transforma en 2 átomos.

            X2 (g) ---------------------------2X     AHºd
                        H2 (g) ---------------------------à2H     AHºd=436 KJ/mol

En el caso de moléculas poli atómicas la energía de un enlace está afectado por los demás átomos aunque las diferencias no son muy grandes.

Energía de Enlace: se calcula mediante ciclos termodinámicos experimentales y son energías promedio

                                   C – H 1,09 amstrong
                                   C – C  1,54       “
                                   C = C  1,34       “
111                             

A medida que aumentamos la multiplicidad los enlaces son más cortos y más fuertes.

Polaridad de Enlace: se define como el porcentaje de carácter iónico que posee enlace covalente. Viene determinada por las electronegatividades de los átomos.
Teoría de la Repulsión de los pares electrónicas de la capa de valencia. TRPECV.:
La teoría de Lewis nos informa de la configuración electrónica de una molécula. En función de ello se puede explicar cualitativamente las fuerzas y las longitudes de enlace, incluso algo de la reactividad de la molécula. Sin embargo, la teoría de Lewis no nos da información sobre la geometría de la molécula que es la responsable de sus propiedades.
TRPECV permite predecir con bastante éxito la geometría de la molécula considerando el nº de pares de e- que rodean el átomo central.
La molécula adoptará aquella disposición espacial que minimice sus repulsiones.

Aplicación de la TRECPV:

  1. Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
  2. Se cuenta el nº de pares de e- enlazantes y no enlazantes que rodean al átomo central y se predice su distribución espacial de manera que las repulsiones entre los pares electrónicos sea mínima.
  3. Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones par libre – par libre es mayor que las repulsiones par libre – par enlazante que a su vez son mayores que las repulsiones entre pares enlazantes.

Polaridad Molecular: para las molécula diatómicas tenemos dos casos; átomos iguales y átomos distintos. En las moléculas de átomos iguales. En las moléculas de átomos iguales la carga es cero y es apolar.
En el caso de las moléculas poli atómicas es necesario considerar la geometría de las moléculas además de la polaridad de los enlaces. La polaridad molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace.

Teoría de la Hibridación.
La teoría de Lewis del enlace químico y su ampliación, la TRPECV supone que cada par de e- está situado entre 2 átomos enlazados. Sin embargo sabemos que los e- no están localizados sino que se expanden por una región del espacio definida por los orbitales. La teoría de la hibridación permite combinar la aproximación de Lewis acerca de la estructura molecular con la descripción  de la molécula mediante orbitales.
La teoría de la hibridación se basa en 2 ideas:

  1. El enlace se forma por solapamiento de orbitales atómicos y en el orbital resultante se sitúan los 2e-.
  2. Los orbitales atómicos antes de solaparse para dar un enlace se combinan entre ellos para dar unos nuevos orbitales híbridos consiguiéndose así solapamientos máximos.

Teoría de la hibridación de moléculas con enlaces múltiples: la teoría de la hibridación considera que cada par de e- extra de un enlace doble o triple no tiene influencia en la geometría, es decir, los pares de e- de un enlace múltiple no están hibridados. La geometría se fija por el nº de pares de e- de orbitales híbridos que rodean al átomo central.

Hibridación de moléculas con enlace múltiple:
            Doble enlace: por solapamiento lateral de los orbitales p no hibridados se llama enlace H y se caracteriza por tener l par de e- en un orbital cuya densidad electrónica es nula en el eje que une los 2 átomos de C y máxima en la parte superior de éste eje.
Un enlace sigma es aquel en el que tenemos 2e- en un orbital cuya densidad electrónica es máxima a lo largo de la línea que une los 2 átomos de C.
Teoría de Orbitales Moleculares: existen moléculas a las que ni la teoría de Lewis ni la hibridación dan una explicación satisfactoria.
En términos mecanocuánticos el enlace está formado por el solapamiento de orbitales moleculares. La aproximación de orbitales moleculares incluye 3 operaciones básicas:

  1. Los orbitales atómicos se combinan para dar nuevos orbitales moleculares característicos de la molécula como un todo. El nº de orbitales moleculares es igual al nº de orbitales que se ha combinado.
  2. Los orbitales moleculares se ordenan por energías crecientes.
  3. Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen entre los orbitales moleculares siguiendo las siguientes reglas:
    1. Cada orbital puede alojar un máximo de 2e-,
    2. Los e- van siempre al orbital molecular disponible que tenga menor energía.
    3. Se cumple la regla de Hunt. Si tenemos 2 orbitales moleculares de igual energía y 2 e- se coloca un e- en cada orbital obteniéndose 2 orbitales semiocupados.
    4. El caso más sencillo es la molécula de H2 cada uno con su orbital 1s.
    5. De la combinación de los 2 orbitales 1s se obtienen orbitales moleculares. En esta combinación pueden darse 2 situaciones:
      1. Las nubes electrónicas se solapan alcanzando una distribución electrónica de igual número de energía y es lo que se denomina solapamiento constructivo y da lugar al orbital molecular enlazante.
      2. La segunda combinación es destructiva. Da lugar a un orbital molecular de mayor energía que los orbitales atómicos denominado orbital molecular antienlazante.

El solapamiento de orbitales 1s es frontal dando lugar a una distribución electrónica en el eje de los 2 núcleos.
Son de tipo sigma ya que e- se encuentran en la línea de unión e los 2 átomos Si distribuios los orbitales en un diagrama de energía tendremos las siguientes disposiciones.                             

Se define el orden de enlace de una molécula como la mitad de e- en orbitales enlazantes menos el nº de e- en orbitales no enlazantes.

                        OE =E - NE/2
La molécula de He2 no existe ya que tiene igual energía que los átomos separados y la formación de molécula tiene lugar cuando la energía es favorable.
Los orbitales híbridos van a albergar los pares de e- desapareados, los pares de e- que forman un enlace sencillo y sólo 1 par de e- que forman un enlace doble o un enlace triple.

 

 

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