Curso: Química Mención Material QM Nº 07
ENLACES ATÓMICOS
ENLACES
Es la fuerza electrostática que mantiene unidos iones positivos con iones negativos
IÓNICO
Es la unión de iones metálicos con carga positiva que forma una red de electrones que se desplazan libremente
Es la unión de no-Metales que comparten electrones
METÁLICO
COVALENTE
Cloruro de sodio (NaCl)
REDES
MOLÉCULAS interacciones intermoleculares
PUENTE DE HIDRÓGENO
INTRODUCCIÓN El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir “máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera una forma molecular estable con geometría definida. Atendiendo a la búsqueda de estabilidad energética, los átomos pueden: 1. ganar electrones, transformándose en aniones estables. 2. perder electrones, transformándose en cationes estables. 3. compartir sus electrones con otro átomo. En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formarán una infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos son física y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formación del enlace hay eliminación de energía para lograr la estabilidad energética, de modo que se trata de un proceso exotérmico. Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; iónico, covalente y metálico. En el primero de ellos, los electrones son transferidos de un átomo a otro, en el segundo, en cambio, los electrones son compartidos por los átomos participantes. El enlace metálico es la fuerza de interacción (fuerza de Coulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones de valencia deslocalizados en un sólido metálico.
LA ELECTRONEGATIVIDAD Y EL ENLACE ATÓMICO Como ya se vio anteriormente, las propiedades periódicas magnéticas se relacionan estrechamente con la configuración electrónica de los átomos. Una de estas propiedades es la electronegatividad que, como veremos más adelante, define el tipo de enlace que se formará entre los átomos. Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menos electronegativo, quedando como un anión estable (ion). En la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal y un no metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no metales será covalente. Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como polar, apolar o coordinado (enlace dativo). METÁLICO
TIPO DE ENLACE INTERATÓMICO
IÓNICO POLAR COVALENTE
APOLAR DATIVO (COORDINADO)
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EL ENLACE METÁLICO Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y la ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica. La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionados a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y se denominó “la teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con sus orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras más simples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la formación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas (iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a temperaturas altísimas.
EL ENLACE IÓNICO Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamente se separan. Dijimos anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de electrones. Estudiemos el siguiente ejemplo: En el NaCl (cloruro de sodio), el átomo de Sodio es un metal del grupo I-A. Su configuración electrónica es 2 2 6 1 11Na: 1s , 2s 2p , 3s El Cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración es 17Cl
1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5
El Sodio y el Cloro poseen electronegatividades muy diferentes. El primero es un metal muy electropositivo, muy por el contrario al halógeno cuya electronegatividad es una de las más altas de la tabla periódica. De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia al Cl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6 y Cl- con configuración 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6. Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran la estabilidad requerida.
Na
Na+
Cl
3
Cl-
En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A, (electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y VII-A (electronegativos) formarán siempre enlace iónico.
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 e insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14 Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos).
Tabla comparativa
LiF
Punto de Fusión (ºC) 870
Solubilidad (g. sol./100 g H2O) 0,27
Densidad (g/cm3) 2,3
NaF
992
4
3,6
NaCl
800
35,7
2,2
NaBr
755
90
3,2
KF
880
92,3
2,5
KCl
790
27,6
2,0
KBr
730
53,5
2,8
CaF2
1330
0,016
3,2
CaO
2570
---
3,3
MgO
2800
6·10-4
3,7
Sustancia
EL ENLACE COVALENTE Como ya se mencionó, el enlace covalente se genera cuando 2 o más elementos no metálicos comparten electrones pues presentan nula o pequeña diferencia en sus valores de electronegatividad.
Enlace covalente apolar Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) comparten los electrones de enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, sin generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).
4
Enlace covalente polar Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una transferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica en forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando un dipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula de agua.
Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno los hace con 2, los que son compartidos con cada átomo de Hidrógeno. Así, cada átomo de Hidrógeno completa su nivel de valencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto. En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor de electronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valor de 2,1 por lo que la nube electrónica está desplazada hacia el átomo de oxígeno generando cargas eléctricas parciales denotadas con la letra griega delta ().
Enlace covalente dativo o coordinado En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que son compartidos, en cambio en el enlace covalente dativo sólo uno de los átomos aporta electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos. Ejemplo: El Oxígeno en el agua posee dos orbitales, cada uno con un par de electrones no enlazados. El ion H+ puede formar enlace con el Oxígeno para generar el ion hidronio (H3O+), en este enlace el ion H+ no tiene electrones para aportar pero si tiene un orbital vacío, el Oxígeno en tanto, aporta el par de electrones para el enlace, se forma entonces un enlace covalente coordinado o dativo. Esto se muestra en el siguiente dibujo.
Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH 4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4. 5
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.
LA NOTACIÓN DE LEWIS Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia presente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya que, predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.
Energías de Enlace / Longitud v/s Tipo de Enlace Tipo Enlace
Energía media de enlace (KJ/mol)
Longitud media (pm)
Iónico Covalente Metálico Puente de Hidrógeno Van der Waals
800 500 400 30 15
200 200 300 300 400
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ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayuda como modelos de enlace en muchos compuestos. Para llegar a obtener la estructura de Lewis de una molécula hay que seguir varios pasos básicos, estos son: 1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, además:
Se debe considerar, por lo general, el elemento menos electronegativo como el elemento central de la estructura. El Hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa una posición terminal en las estructuras. Los átomos de Oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto en el O 2, O3 y en los peróxidos. En los oxiácidos el o los átomos de Hidrógeno están unidos a un átomo de Oxígeno y éste está unido al átomo central.
2. Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda. 3. Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, según corresponda, o dueto para el caso del hidrógeno.
REGLA DEL OCTETO Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se forma cuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto. Átomos con número atómico bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica 1s2 (un dueto).
Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central) CH4
(Metano)
CO2
(Dióxido de Carbono)
PH3
(Fosfina)
C2H4
(Etileno)
H2S
(Sulfuro de Hidrógeno)
NH3
(Amoníaco)
SO2
(Dióxido de Azufre)
F2
(Gas Flúor)
Cl2
(Gas Cloro)
Excepciones a la regla del octeto Moléculas que no alcanzan el octeto Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales del grupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último compuesto iónico).
Cl
Cl
F
Al
B Cl
F 7
F
Moléculas que expanden su octeto Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6
F
F
Cl
Cl P
F
S
F
Cl
Cl Cl
F
F
Moléculas con número impar de electrones Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especies que son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso más particular es el monóxido de nitrógeno (NO).
RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecular estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud del enlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como la solubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre la energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica. La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formas de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular generando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y que satisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3- que presenta al menos 3 estructuras resonantes y distintas. -
.. O:
.. :O:
N :O .. :
.. :O:
N :O .. :
:O .. :
:O ..
.. :O ..
N O .. :
Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecerse sobrecualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentra deslocalizado. Otras moléculas como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan el fenómeno de la resonancia.
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VALENCIA El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento. En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al momento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el enlace. Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)
.. :Cl:
C H
H H
El átomo de Carbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de Hidrógeno valencia 1 y el átomo de Cloro valencia 1.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto.
En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión.
En los compuestos covalentes no se generan iones, así que el número de oxidación se considera como “la posible carga que adquiere cada uno de los átomos del compuesto cuando enlaza”. Todo esto considerando la electronegatividad de cada uno de los átomos.
En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero.
En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del ión.
Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero.
El estado de oxidación habitual del Oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los peróxidos, donde es -1).
El estado de oxidación del Hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros metálicos, donde es -1).
Algunos ejemplos:
Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupo I-A, mientras que para el Oxígeno es -2. +1 +7 -2
ESTADOS DE OXIDACIÓN
KMnO4
(+1)(+7)(-8)=0
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Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógeno es +1. +1
-1
ESTADOS DE OXIDACIÓN
H 2O 2
(+2)(-2)=0
Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo de Hidrógeno +1 -3 +1
ESTADOS DE OXIDACIÓN
NH 4
(-3)(+4)=+1
CARGA DEL ION
ESTEREOQUÍMICA La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de un sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual se establecen los enlaces y las interacciones moleculares. La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas, la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoy conocemos. En este capítulo, se estudiaron, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Se analizaron también las fuerzas de estas interacciones en función a una propiedad periódica en particular (electronegatividad), sin embargo, no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces, cómo logran interaccionar los electrones para finalmente enlazar. Tampoco tenemos claro cuál es el nuevo movimiento (orbital) que siguen los electrones una vez que lograron interaccionar. La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones espaciales de los átomos en un sistema molecular.
ORBITALES ATÓMICOS Antes se dijo que los electrones en los átomos están distribuidos según ciertos principios, en zonas específicas del espacio llamadas orbitales atómicos. Cuando se forma un enlace entre átomos, son los electrones de éstos los que se parean mediante la superposición de los orbitales que los contienen. Como ejemplo, en la molécula de hidrógeno (H 2) cada átomo aporta un electrón al enlace, el que está contenido en un orbital 1s. El enlace entre dos átomos de Hidrógeno se genera cuando el electrón de uno de ellos es atraído por el núcleo del otro átomo y viceversa, junto con ello se verifica también la repulsión entre los núcleos. La energía de cada átomo comienza a disminuir al comenzar a formarse el enlace, hasta que ésta es mínima a una distancia de 0.74 Å (1 Å = 10-10 m).
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A esta distancia las nubes electrónicas de cada átomo (orbitales 1s) están solapadas, ahora bien, si los átomos se acercan a una distancia menor a los 0.74 Å aumenta rápidamente la energía del sistema H - H puesto que comienza a predominar la repulsión entre los núcleos, haciendo inestable el sistema. Es importante destacar que en la formación del enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno, cada uno de ellos utiliza su orbital atómico 1s
TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Esta teoría explica la formación de nuevos orbitales a partir de los orbitales atómicos originales. Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) en algunas ocasiones se combinan, logrando así generar un conjunto de orbitales atómicos hibridados. Tomando como ejemplo al átomo de Carbono, en su nivel de valencia un electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, lo que requiere que el electrón absorba energía. Al momento que el electrón es promovido, los orbitales que contienen a los electrones de valencia se superponen unos con otros, generando así una nueva clase de orbitales que ya no son orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinación de ellos (sp). El diagrama siguiente ilustra lo anterior:
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Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos de hibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp. Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (enlaces simples), mientras que con los orbitales atómicos “normales” se generan los enlaces pi (enlaces dobles o triples).
HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR Hibridación sp3 Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando 4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que existe repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp 3 genera 4 enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.
Hibridación sp2 Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando 3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace . Los ángulos de enlace son de 120º.
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Hibridación sp Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.
IMPORTANTE: Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formar enlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales, en cambio un átomo con hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces, con lo que sus moléculas pueden ser trigonales o angulares. Un átomo con hibridación sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tres de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide de base trigonal o una molécula angular.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV) GEOMETRÍA MOLECULAR Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que representan los orbitales con sus pares de electrones. Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular: A: átomo central. X: átomo unido al átomo central. E: pares de electrones libres del átomo central. Así, una molécula con la forma AX 2E, presenta: Un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1 par de electrones no enlazados (E). Para el caso podría ser el dióxido de azufre (SO2). 13
Cuadro Resumen
Otras hibridaciones más complejas:
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POLARIDAD DE MOLÉCULAS (MOMENTO DIPOLAR) Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemos comprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitales atómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos del comportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entregan información valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como el momento dipolar y la polaridad de las sustancias. Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce un desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorial de esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector posee magnitud y dirección), este vector apunta hacia el átomo más electronegativo. La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento
dipolar ( ). Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobre ésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta (+ indica carga parcial positiva y indica carga parcial negativa). Como ejemplo analizaremos la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl). El enlace que forma esta molécula es covalente polar, ya que, el átomo de Cloro es más electronegativo que el átomo de Hidrógeno, por lo cual, se genera un momento de enlace que apunta hacia el Cloro, que en este caso corresponde a su momento dipolo, como se muestra a continuación:
En el caso que el momento dipolo sea igual al vector cero ( = 0 ), la molécula no presenta dipolo y se considera una molécula apolar. De lo anterior, se concluye que las moléculas diatómicas heteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI, CO, etc.) son polares, mientras que las moléculas diatómicas homonucleares (H2, Cl2, F2, Br2, N2, O2, etc.) no presentan momento dipolar resultante por lo que son apolares. Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos de simetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmente simétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales o tetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central sean iguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetrías será polar.
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Ejemplos: Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:
Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO 2 es lineal por tanto cumple con la simetría geométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con la simetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero
vector ( = 0 ). En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la molécula de COS como se muestra en el dibujo
Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintos así que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentos de enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de
cero ( 0 ), de este modo se dice que la molécula es polar. El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructura asimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentra enlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originados por la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se anulan, por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el momento dipolar es distinto de cero. Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactiva con aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES. DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, HIDROFÍLICAS, YA QUE REACCIONAN O TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.
SON
De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e hidrofóbica, insoluble en agua, más aún, TODAS aquellas sustancias APOLARES son HIDROFÓBICAS. Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de Hidrógeno por uno de Cloro o Flúor. Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Se transformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una molécula POLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.
H
.. :Cl:
C
C H
H
H
H
H
H
Cloro metano
Metano
Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aún cuando todos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezca simétrica. 16
TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 07 Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de los Elementos. 1
H
Número atómico
1,0
2
He 4,0
Masa atómica
3
4
5
6
7
8
9
10
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
6,9
9,0
10,8
12,0
14,0
16,0
19,0
20,2
11
12
13
14
15
16
17
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
23,0
24,3
27,0
28,1
31,0
32,0
35,5
39,9
19
20
K
Ca
39,1
40,0
1. Cuando un elemento X del período 3 y grupo II-A reacciona con otro elemento Y del período 2 y grupo VII-A, el enlace que se genera debe ser A) B) C) D) E)
iónico. metálico. apolar. coordinado. covalente.
2. El enlace dativo o coordinado se encuentra en I) II) III) A) B) C) D) E)
H2O SO2 H3O+
Sólo I. Sólo III. Sólo I y II. Sólo II y III. I, II y III.
3. Considerando los siguientes valores de electronegatividad (E.N), el enlace más polar debe ser Elemento E.N A) B) C) D) E)
Cl 3,0
H 2,1
H – Cl N – Cl O–H C–O N–C
17
N 3,0
C 2,5
O 3,5
4. Respecto al enlace químico, ¿cuántas de las siguientes proposiciones son correctas? A) B) C) D) E)
La formación de un enlace es un proceso exotérmico. Los átomos se enlazan para ganar energía. El Bronce es una aleación que presenta enlace metálico. NH3 y BH3 tienen la misma geometría molecular. Las moléculas diatómicas como Cl 2 y F2 son gases a temperatura ambiente.
1 2 3 4 5
5. Metano y Amoníaco tienen masas molares similares (CH 4=16 g/mol y NH3=17 g/mol), sin embargo, sus puntos de ebullición difieren en más de 100ºC. Considerando la directa relación entre masa molar y temperatura de ebullición, la anomalía se justifica fundamentalmente por el (la) A) B) C) D) E)
enlace iónico presente en las moléculas de metano. cantidad de electrones de valencia que presenta el átomo de Nitrógeno. valencia del carbono en el metano muy distinta a la del Nitrógeno en el amoníaco. enlace puente de hidrógeno que une las moléculas de amoníaco. enlace covalente coordinado que presentan las moléculas de CH 4.
6. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presenta enlace tipo ∏ (pi)? A) B) C) D) E)
F2 C2H4 H2S NaOH BeCl2
7. La siguiente molécula corresponde al cloroformo (CHCl3)
H
C Cl
Cl Cl Del análisis de ella sería correcto inferir que I) II) III) A) B) C) D) E)
es soluble en agua. la hibridación para el Carbono es sp3. se trata de una molécula polar.
Sólo I. Sólo II. Sólo I y III. Sólo II y III. I, II y III. 18
8. La relación correcta entre ángulo de enlace y geometría molecular es A) B) C) D) E)
180º - angular. 120º - tetraédrica. 109,5º - lineal. 90º - piramidal. 120º - trigonal plana.
9. El número de enlaces que presenta la siguiente estructura orgánica es CH3
H3C
CH2
CH
CH
C
C
CH2
C
CH3
CH3 A) B) C) D) E)
28 26 25 24 22
10. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presenta(n) resonancia? I) II) III) A) B) C) D) E)
Sólo Sólo Sólo Sólo Sólo
O2 SO3 MgH2
I. II. III. I y II. II y III.
11. Dentro de las propiedades que presentan los compuestos covalentes, indique con una V aquellas afirmaciones verdaderas y con una F aquellas falsas 1. 2. 3. 4.
( ( ( (
) ) ) )
Presentan bajos puntos de fusión y ebullición. En general se trata de sólidos cristalinos a temperatura ambiente. Son malos conductores de la corriente eléctrica. Son altamente solubles en solventes polares como el agua.
La alternativa que muestra la correcta correlación es A) B) C) D) E)
1
2
3
4
V F F V V
V F V F F
F V F V F
F V V F V
19
12. La siguiente es la estructura de Lewis para el ácido cianhídrico
H
C
N
Del análisis se verifica correctamente que A) B) C) D) E)
la valencia del Nitrógeno es 5. la geometría molecular es tetraédrica. el enlace H – C es altamente polar. presenta 3 enlaces de tipo covalente polar y 1 apolar. hay 1 par de electrones no enlazados en el Nitrógeno.
13. ¿Cuál de las siguientes moléculas debe presentar momento dipolar? H
Cl
C Cl A)
B
Cl B) Cl
H
C)
Cl
Cl
Cl
Cl
D) Cl
Be
Cl
C
E) Cl
Cl Cl
14. Es (son) excepciones a la regla del octeto I) II) III) A) B) C) D) E)
H2 F2 BF3
Sólo I. Sólo II. Sólo I y III. Sólo II y III. I, II y III.
15. La siguiente es la estructura plana del benceno, un compuesto aromático de 6 átomos de Carbono. ¿Cuántos enlaces de tipo covalente apolar se aprecian? H H
H
C C
C
C
C C
H
H
H
A) B) C) D) E)
2 3 5 6 7
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