Apuntes de Enlace Químico

 

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ENLACE QUÍMICO Las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales se llaman enlaces químicos, se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometria y geometría de las sustancias químicas.  La naturaleza química de un elemento se puede valorar por la capacidad de sus átomos de perder o adquirir electrones, la cual se puede evaluar cuantitativamente por la energía de ionización  del átomo y por su afinidad electrónica. El potencial de ionización  ionización   se define como la cantidad de energía necesaria para separar un electrón de su capa de valencia, de un átomo neutro gaseoso en su estado de más baja energía.

A (G) +  +

A° (G)  + I

e- 

La  afinidad electrónica  se define define como la energía que libera un átomo en estado gaseoso, cuando recibe un electrón en su último subnivel cuántico y se convierte en un ion o anión. Esta energía es una medida de la mayor o menor facilidad con que se aceptan dicho electrón.

A°

+ e- 

A- 

+ Ea.e

Mientras más negativa sea Ea.e, tanto mayor es la afinidad af inidad del átomo hacia un electrón.

El enlace químico es uno de los problemas de la química moderna y según esta tiene un origen eléctrico con participación de los electrones de valencia. Los electrones de valencia Elementos s y p Elementos d

Son los electrones de la capa externa ns np Son los “s” del último nivel cuántico y “d” del subnivel que le antecede  ns (n-1) d

En dependencia del carácter de la distribución de los electrones de valencia se distinguen fundamentalmente 3 tipos de enlaces: iónico, covalente y metálico.

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Existen elementos con mayor tendencia a desprenderse de su electrón, para ello su potencial de ionización es pequeño y   por consiguiente la energía para ionizarlos también es pequeña. Tal comportamiento es característico para los metales activos  o de gran reactividad química, a los cuales en general simbolizaremos por A.  También existen elementos con mayor tendencia a aceptar electrones, como los halógenos. Los elementos con afinidad hacia el e - los simbolizaremos por B.  Entre A y B son posibles los siguientes tipos de enlaces:

AB

AA

BB

El enlace iónico Responde a la combinación general AB en donde A es un elemento que cede electrones y B el que los acepta.

A+ 

 A

+

B + e- 

B- 

A+B

A+B- 

e- 

Na Cl + e- 

Na + Cl

Na+ + e-  Cl- 

Na+Cl- 

En otras palabras una unión iónica se debe a la atracción electrostática  entre los iones positivos y negativos originados de los átomos libres por la perdida o ganancia de electrones.

El enlace iónico es producto de la combinación AB  y estas resultan ser sustancias cristalinas, transparentes, aislantes del calor y la electricidad en estado sólido, pero conductoras en soluciones y en sales fundidas. Son sustancias duras pero quebradizas (esto se debe al arreglo que presentan en la red cristalina). Incoloras y por lo general de alto punto de fusión tales como el NaCl. En la formación del cloruro de sodio tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro, para adquirir la configuración electrónica estable del gas inerte inmediato anterior.

sodio + cloro (Ne)3s1  (Ne)3s23p5 

   

ion sodio (Ne)

ion cloruro (Ar)

Puesto que uno de los átomos pierde electrones A y el otro los gana B, ambos se convierten en iones con cargas contrarias y surgen fuerzas que originan el “enlace iónico” denominadas “fuerzas Coulombianas de atracción”. 

F=

qq k  1 2 2 r 

(q1 y q2) son cargas correspondientes a cada uno de los iones.

  r  – es la distancia que separa las cargas, k  – constante de proporcionalidad.)

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La sustancias iónicas se caracterizan por la disposición en el espacio de sus iones, lo que proporciona a la materia un estado de agregación especial  –  el cristalino (en los sólidos los iones se encuentran fuertemente enlazados en la red cristalina y no tienen libertad para moverse y conducir la corriente eléctrica) Por lo tanto no podemos describirlos usando fórmulas moleculares, sino que debemos emplear fórmulas empíricas, que que indican el número relativo de lo loss diferentes iones presentes en el cristal. A causa de la no direccionalidad y no saturabilidad   del enlace iónico  iónico  es energéticamente más favorable aquel tipo de estructura en la cual cada ion se encuentra rodeado por un número máximo de iones de signo contrario. Claro que, a causa de la repulsión entre iones del mismo signo, la estabilidad se logra sólo mediante una coordinación mutua entre dichos iones. NaCl  –cada ion positivo atrae a todos los iones negativos y viceversa. El número real de iones que pueden ser acomodados está determinado por factores

+ +

+

+

geométricos, necesidad de preservary por la la neutralidad eléctrica en el sólido. Los iones i ones se comportan como esferas. esferas.

+ +

Se llama índice de coordinación  coordinación  al número de iones de signo contrario que rodean a un ion determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos. Cada ion sodio atrae (y es atraído por) los seis iones cloruro más próximos. De manera similar, cada ion cloruro atrae (y es atraído por) los seis iones sodio más cercanos. Las fuerzas de atracción (los enlaces iónicos) mantienen unido al cristal.

Considerando los iones como esferas, la atracción entre ellos se determina por la ley de Coulomb:

Para acercar a los iones debe realizarse un trabajo Trabajo = Fuerza x Distancia – Energía La capacidad de realizar un trabajo se llama  – Potencial del Sistema

E atrac  = F  r   

q1 q 2 r 2



r 

E po t = F   r 

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q1 q 2 r 

 

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La energía es positiva si las cargas q 1  y q2  son del mismo signo, y negativa si son de signo opuesto.

Interacciones en la red cristalina - tipo electrostático Anión  – anión  – Catión Catión   Anión - Catión

 A suma de estas interacciones geométricas geométricas leslaconoce como constante de Madelung Madelung. .  se

Por lo tanto la energía potencial de la red cristalina se describe : 

E



 A Z Z e 

2

r 

Donde Z+ y Z- son las cargas de los iones e = 4.803 x 10 -10 u.e.s = 1.60210 x 10-19 C A - Constante de Madelung Para un mol, se obtiene multiplicando por el No de Avogadro:     2  N A Z Z e  E    r 

Para el ca caso so de NaC NaCll

6 iones Cl- a una distancia r 12 iones Na+a una distancia r 8 iones Cl- a una distancia r 6 iones Na+ a una distancia 2r 24 iones Cl- a una distancia r 24 iones Na+ a una distancia r 

 

Un ion Na+  está rodeado por:

E pot = 

E pot

6e 2 r 



12ee 2 12 r  2

8e 2

  

r  3



6e 2 2r 



24ee 2 24 r  5



 

24ee 2 24 r  6

e 2   12 8 6 24 24     6       r    2 3 2 5 6  

La ecuación es la suma de una serie infinita que converge hacia 1.747558 PROFESORA: ANA MARÍA CERVANTES TAVERA

 

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A NaCl = 1.747558 La constante de Madelung (A) depende de la geometría de la red, y para otras estructuras se determina en en forma semejante. +q

 

-q

do ó r o

r o distancia entre los iones U = Etotal = Eatracción + Ere Erepulsión pulsión Etotal =

(El producto Z1Z2 se omite dado que en este caso es la unidad, solamente se incluyen los signos) Existe un mínimo de separación internuclear r o; este es el punto donde las fuerzas de atracción y de repulsión quedan equilibradas. Si se aplica una fuerza para que los iones se acerquen aún más, se incrementarán las fuerzas de repulsión y el término exponencial de la energía total

sobrepasa al término -

q

2

 y

la curva aumenta rápidamente hacia los

r 

valores positivos de la energía total, originándose un sistema inestable.

CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS IONICOS     Son sólidos con altos puntos de fusión (típicamente mayor a 400°C)   Muchos son solubles en disolventes polares tales como el ag agua. ua. 

  La mayoría mayoría son insolubles en disolventes no polares ttales ales como hexano (C6H14).



  Las disoluciones disoluciones acuosas y los compuestos fundidos co conducen nducen bi bien en la electricidad, porque contienen partículas cargadas, ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de



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signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad...   Duros y quebradizos:  al golpear ligeramente el cristal se produce el desplazamiento de los átomos, en donde las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulsivas, al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo

resión    Fragilidad en un cristal iónico Solubilidad de un

FORMAN ENLACE IÓNICO   Dos elementos de electronegatividades diferentes •  Los elementos de la izquierda del sistema periódico periódico con los de la derecha del mismo. •  Los metales de transición con los halógenos: CoF3, NiBr 2, FeCl3  •  Los cloruros a excepción del AgCl, PbCl2, HgCl2. •  Los Sulfatos CuSO4  •  Los Hidróxidos de metales alcalinos y alcalino térreos: NaOH, Ba (OH)2.  •

ENLACE COVALENTE Se realiza gracias a la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos y ocurre generalmente entre elementos cercanos entre sí en el sistema periódico. El enlace covalente  responde en general a compuestos B-B  en los cuales ocurre una compartición de electrones; ejemplo: Cl2, Br 2.  Es fundamental que los electrones de los átomos, que se unen, se encuentren desaparead desapareados os   para que dichos electrones solitarios se unan con los del otro átomo y formen un par electrónico.

Ejemplos típicos.

CH4

ZnO

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Cl2 

 

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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES   En general general sson on ccontrarios ontrarios a los de los compuestos iónicos.



  Son poco solubles en agua y disolventes polares  (alcoholes, ácidos orgánicos,..) puesto que las moléculas de agua se atraen entre sí y no con las de sólido o líquido, y en cambio son solubles en disolventes apolares (CCl4, eter, benceno)



  Las soluciones de compuestos covalentes son malas conductoras de la electricidad. (No forman iones porque no se disocian).



  Los compuestos covalentes poseen puntos de fusión y ebullición bajos (excepto SiO2 y el diamante) 



http://www.fq.uh.cu/dpto/qi/nestor/enlace_web/solidos_  web/solidos_web/solidos_ionicos.htm Estructura del diamante

Estructura del cuarzo

Estructura del grafito

Por la diferencia de electronegatividades EN podemos decidir si los compuestos son iónicos o covalentes. Si EN < 1.7 el enlace es covalente Al2S3  EN = 2.5  – 1.6 = 1 Si EN > 1.7 el enlace es iónico EN = 3.0  – 0.9 = 2.1 NaCl ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad  (EN) se define como la capacidad que tiene un átomo en una molécula para atraer hacia sí los electrones com compartidos. partidos. Cuando estos átomos tienen diferente electronegatividad, el más electronegativo atraerá hacia si a los electrones, quitándole un poco de su carga al otro dando a lugar un dipolo

Linus Pauling fue el primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad. En de su 4.0. escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, un valor PROFESORA: ANA MARÍA CERVANTES TAVERA

 

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Escala de Pauling: La E.N. de los elementos se expresa en unidad de energía según la escala de Linus Pauling, quien desmosto que esta propiedad de los átomos depende en forma directa de la energía de enlace, esta a su vez depende de la E.I. y la A.E R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento está dada por el promedio del potencial de ionización de los electrones de valencia y la afinidad electrónica   EN  = 

Potencial de ionización  Afinidad electrónic a 2

En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período. En un grupo aumenta de abajo a arriba, con algunas excepciones. La mayor electronegatividad corresponde al F (4.0) y la menor al Cs (0.7 ) 

menos electronegativo

más electronegativo más rico en electrones

más pobre en electrones



H+   F

Carga ligeramente positiva



Carga ligeramente negativ  

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Se dice que el enlace es covalente cuando EN  < 1.7, pero lógico sería que 

EN  = 0, por ello dicho enlace es parcialmente covalente y posee cierto

porcentaje de carácter iónico, como se desprende de la gráfica.

100

o ci n óI

80

r et c ár

60

a C %

40

20

0 0.0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

 Diferencia de electronegatividad  electronegatividad  (  (  ) El porcentaje de carácter iónico parcial en el enlace covalente se determina por la siguiente fórmula de Pauling: % Carácter iónico parcial = [0.16 (ENA - ENB) + 0.035(ENA -ENB)2] x 100 en un compuesto covalente HBr 2.1 2.8

% Carácter iónico = [0.16 (2.8 - 2.1) + 0.035(2.8 - 2.1)2] x 100 = 12.91 %

CCl4  % Carácter iónico = [0.16 (3.0  – 2.5) + 0.035(3.0 - 2.5)2] x 100 2.5  – 3.0 = 8.87% HCl % Carácter iónico = [0.16 (3.0  – 2.1) + 0.035(3.0 - 2.1)2] x 100 2.1  – 3.0 = 17.23% Prácticamente no se encuentran compuestos covalentes 100 % puros, la mayoría presen presentan tanparcial un carácter el HCl que posee 17.32 % de carácter iónico y 82.77iónico % deparcial caráctercomo covalente. PROFESORA: ANA MARÍA CERVANTES TAVERA

 

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HCl gaseoso –  – actúa como compuesto covalente I HCl en solución  –– actúa como compuesto iónico II Por lo tanto, la molécula de HCl es híbrida y las formas I Y II son resonantes:

{H+  Cl  -, H Cl  } En el sistema periódico, el carácter iónico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y en un periodo de izquierda a derecha se incrementa la covalencia. RESUMIENDO

1. Mientras más grande sea la diferencia en electronegatividades EN  de los átomos unidos por un enlace químico, mayor es la fuerza de enlace  entre ellos. 2. Mientras mayor   es el potencial de ionización  y más negativa la afinidad electrónica  de un átomo, tanto mayor será la

electronegatividad del mismo. 3. Mientras mayor es la electronegatividad   de un átomo, tanto mayor   es la tendencia de dicho átomo de atraer los electrones en un enlace. El número de enlaces covalentes que forma el átomo se denomina “Covalencia”  Esta valencia coincide con el número de electrones desapareados.  La covalencia del elemento se caracteriza por el número total de orbitales de valencia que participan en la formación del enlace.

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ENLACE COVALENTE 

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Covalente no polar: entre átomos iguales. Covalente polar: entre átomos diferentes. 

Un enlace covalente no polar   es aquel en el cual los electrones están compartidos igualmente por los dos átomos o aproximadamente igual. La diferencia en las electronegatividades será menor que 0.5.  0.5.   Un enlace covalente polar   es aquel donde uno de los átomos tiene mayor atracción por los electrones que el otro  otro  (es el que tiene una cantidad apreciable de carácter iónico).  iónico).  Si esta esta atracción atracción relativa es suficient suficientemente emente grande, el enlace es iónico.  como una medida de la polaridad, o Pauling ha utilizado el momento dipolar  como del carácter iónico de un enlace covalente. q - carga carga d del el ele electrón ctrón d  – distancia entre polos

 = q x d

 = q x d = 4.8x10 -10u.es x 1 Å (10-8 cm) = 10-18 u.es.cm = 1 Debye (D) 

La fuerza que actúa en un dipolo para orientarse en un campo eléctrico es una medida del momento dipolar.  exp erimental

 100  = % de carácter iónico

 teorico

H  – F se produce una separación de carga, debido a que los átomos comparten los electrones de una manera desigual. Cualquier molécula diatómica con un enlace polar  es  es una molécula polar , es decir es un dipolo. Las moléculas polares se alinean ali nean cuando:   

 Aplicamos un campo eléctrico. eléctrico. Están cerca unas de otras  Al estar en presencia de iones iones

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iones 

dipolos

Compuesto

Longitud  Momento de dipolo enlace (Å) 0.92 1.9 1.82 1.27 0.9 1.08 1.41 0.7 0.82 1.61 0.4 0.44

HF HCl HBr HI

Cuando en un unamomento moléculadipolar se produce una separación de carga, encontramos que posee eléctrico permanente.

HF, HCl, H2O} moléculas polares

-

  0

H2, Cl2, N2} moléculas no polares

-  = 0

Enlaces covalentes coordinados o dativos.  Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enla enlace ce cov alente lente c oordi nado nado o dativo . Ejemplo: Amoníaco que se protona para formar ión amonio. :NH3 +

H+ 

[H:NH3]+ 

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El átomo de nitrógeno en las moléculas m oléculas de amoniaco tiene un par de electrones libres,, mientras que el ión hidrógeno ( H+) carece de electrones. Al reaccionar, libres estas dos especies forman el ión amonio NH4+. Nótese que en este último, la carga positiva positiva se distribuye distribuye en todo el ión; por lo tanto, tanto, los cuatro cuatro enlaces nitrógeno hidrógeno son iguales

H H

H N:

 

H

H

H N

: 

H

H

N

 

H

El átomo que aporta el par de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor.  Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor . 

ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LEWIS La idea del enlace covalente fue enunciada por Irving Lagmuir y Gilber Newton Lewis en 1916. Lewis propuso que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones el ectrones y adquiriendo estructuras electrónicas como los de los gases nobles.

Al compartir un par de electrones cada hidrógeno tiene dos electrones en su capa de valencia, es decir el orbital 1s. En este sentido, tiene la configuración de un gas noble (He).

De la misma manera cuando dos átomos de Cl se unen covalentemente para formar la molécula de Cl2, los electrones que se comparten son

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Las estructuras descritas se les conocen con el nombre de estructuras de Lewis. Es la representación de la distribución de los electrones del último nivel o capa más externa, que participan en el átomo.  Los electrones de valencia  son los únicos que participan en el enlace covalente. El número de electrones de valencia es igual al número de su grupo en la tabla periódica.

Ejemplos de enlaces covalentes con hidrógeno: hidrógeno:   HF

H2O

NH3 

CH4 

(Se puede utilizar un guión para representar un enlace covalente entre dos átomos y los puntos representan los electrones no compartidos)

Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado: onfiguración electrónica  Símbolo de punto de Lewis  

Grupo 

Elemento 

A

H

s 

2A

Be

[He]2s2 

3A

B

[He]2s22p 

4A

C

[He]2s22p2 

7A

F

[He]2s22p5 

Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia.

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Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.

Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.

H2  O2 

H:H 

Ó

H-H 

NATURALEZA DEL ENLACE COVALENTE Existen otras teorías para estudiar el enlace covalente, ya que la regla del octeto es inadecuada, puesto que no toma en cuenta la gran cantidad de átomos que tienen más o menos que los ocho electrones de valencia. Además se considera sólo como una guía para escribir estructuras. Ya que no explica las fuerzas de interacción en la energía del enlace, ni proporciona ningún indicio respecto a la geometría de la molécula. 

Dos teorías explican la formación del enlace covalente TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA  METODO DE LOS ORBITALES MOLECULARES TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV) basaron aron en la mecánica cuántica para ccalcular alcular Heitler y London en 1927 ssee bas la energía de interacción de dos átomos de H en función de la distancia entre ellos.

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En la formación de la molécula de H2 

H2

H + H

+ 104 K cal

El átomo de H está rodeado de una simetría 1s.

1sa

  entre Ha y 1sb,

-

Ha +

 

+

-

atracción Hb y 1sa

repulsión entre Ha y Hb , 1sa y 1sb

Hb

1sb

El cálculo mecánico cuántico indica que en la medida que se acercan los átomos de H con spines antiparalelos, al principio predominan las fuerzas de atracción y posteriormente las fuerzas de repulsión.

repulsión

atracción

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El mínimo sobre la curva, indica ganancia de energía al formarse la molécula a partir de los átomos libres y responde a la distancia internuclear r o. Si se acercan los átomos de hidrógeno, pero si sus spines son paralelos, es posible solo la repulsión. El recubrimiento de las nubes no sucede y la molécula no se forma.

La formación de la molécula de H 2 a partir de sus átomos   ocurre a causa del recubrimiento de las nubes electrónicas de los átomos con la formación de una nube molecular bielectrónica que rodean a ambos núcleos positivos.

1sa

Ha

1sb

+

Hb

 

Ha

Hb

La formación del enlace covalente simple  tiene lugar cuando los orbítales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital.  orbital.  Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos.

La idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octeto y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital.  orbital.  El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la formación de la molécula. Cualquier teoría para el estudio de este enlace implica que para formar un enlace covalente es necesario obtener condiciones con menor energía es decir un sistema más estable. PROFESORA: ANA MARÍA CERVANTES TAVERA

 

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En conclusión LA TEORÍA DE ENLACE VALENCIA  [Heitler y London (l927)]. Establece que si dos átomos en su último nivel energético tienen un electrón desapareado estos pueden acercarse lo suficiente para compartir sus electrones obteniéndose 2 posibles resultados:  a) Que los espines de los electroneslos sean de signo este caso se pueden sobreponer orbítales y diferente, se forma en el enlace covalente.  Las moléculas siempre mantienen su identidad, no sufre ninguna deformación el orbital, mientras mayor es el traslape más estable será el enlace.  El enlace es efectivo por medio de traslape de orbítales atómicos, se forma el enlace por sobreposición de los orbitales aunque se considera que cada átomo tiene su estructura particular.  b) Cuando los espines son de igual signo los campos magnéticos formados impiden la formación del enlace.  Estas dos posibilidades son resultados matemáticos.

Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “” (sigma).  Puede ser: a)

  a) Entre dos orbitales “s”   b) Entre un orbital “s” y uno “p”   c) Entre dos orbitales “p”. 

 b)



c) Enlace covalente “   ” “    ”      

Enlace

La superposición a lo largo de ejes paralelos de dos orbitales “p” conduce a la formación de enlaces de tipo  (pi)

Enlace covalente múltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal   “” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento  “” y dos  “”. Los enlaces  “” más conocidos se producen a partir de orbitales atómicos “p”. 

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  

 

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En los enlaces s la máxima densidad electrónica se encuentra sobre el eje que une ambos núcleos, en cambio, en los enlaces p, la máxima densidad electrónica se encuentra sobre y bajo un plano que contiene a dicho eje, a este plano, en el cual la probabilidad de encontrar un electrón es cero, se le denomina plano nodal. En general podemos considerar que los enlaces sencillos son uniones . Un doble enlace consiste en una unión  y una unión , y un enlace triple consiste en un enlace  y dos enlaces . 

Enlace múltiple Cuando dos átomos del mismo elemento o de elementos diferentes, comparten un solo par de electrones, esto se considera un enlace covalente sencillo y curiosamente lo conocemos así: enlace sencillo. Sin embargo, en muchas moléculas, para que los átomos puedan obtener la configuración de gas noble, necesitan compartir más de un par electrónico. Esto pueden hacerlo de varias maneras, la primera encontrar varios átomos con los cuales compartir más de un par de electrones, o bien por medio de compartir entre dos átomos más de un par electrónico a la vez.

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 APUNTES DE ENLACE QUÍMICO QUÍMICO  Así tendremos que: Cuando dos átomos comparten un solo par electrónico tenemos un enlace sencillo Cuando dos átomos comparten dos pares de electrones tenemos un doble enlace Cuando dos átomos comparten tres pares de electrones, tendremos el triple enlace

Por ejemplo tenemos al N2:

Debido a que el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia, cada átomo de N requiere compartir 3 pares para obtener su octeto. Nótese entonces, que debido a lo anterior, el N2  tiene ciertas propiedades muy importantes: El N 2 bastante inerte, debido al triple enlace entre los dos nitrógenos, pues este es más fuerte que uno doble y todavía más que uno sencillo La distancia de enlace N - N en N2 es de 1.10 Å (sumamente corta)

La distancia entre dos átomos enlazados decrece al aumentar el número de pares electrónicos compartidos

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