El enlace químico

Entre 1916-19, G. N. Lewis, I. Langmuir y W. Kossel formularon una propuesta sobre el enlace químico: Teoría de Lewis

• Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico.

• La transferencia de electrones conduce a los enlaces iónicos.

• La compartición de electrones lleva a los enlaces covalentes (introducido por Langmuir).

• Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: octeto.

Estructuras de Lewis.

Lewis desarrolló un conjunto de símbolos para su teoría.

Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo y unos puntos situados alrededor del símbolo representan los electrones de valencia o electrones más externos.

El enlace entre un átomo de hidrógeno y un átomo de cloro implica la compartición de electrones. Esta compartición da lugar a un enlace covalente.

• Los círculos de trazos representan las capas electrónicas externas de los átomos enlazantes.

•El número de puntos que hay sobre cada circunferencia representa el número efectivo de electrones de cada capa de valencia.

• Los electrones compartidos los contamos dos veces, ese par de electrones compartidos constituye el enlace covalente.

Regla del octeto

Para formar una estructura de Lewis es requisito tener ocho electrones en la capa de valencia para cada. No obstante, el átomo de H es una excepción a esta regla porque sólo puede tener dos electrones en la capa de valencia.

La compartición de un par de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente simple.

Enlaces covalentes coordinados

Un enlace covalente en el que uno de los átomos contribuye con ambos electrones del par compartido se denomina un enlace covalente coordinado.

No se puede distinguir entre un enlace covalente coordinado y uno normal.

Enlaces covalentes múltiples

Los átomos enlazados comparten entre sí dos o tres pares de electrones, constituyendo un enlace covalente doble o triple (múltiple).

Polaridad y electronegatividad

Enlace covalente polar: aquel en el que dos átomos no comparten por igual los electrones. En estos enlaces, los electrones se desplazan hacia el elemento de mayor carácter no metálico.

Se puede representar mediante una estructura de Lewis en la que el par de electrones enlazante está más próximo al Cl que al H.

Se dice que hay una separación de carga con una carga parcial positiva (δ+) sobre el H y una carga parcial negativa (δ-) sobre el Cl.

Electronegatividad (EN)

Describe la capacidad que tiene un átomo para competir por los electrones con otros átomos a los que está unido.

La electronegatividad está relacionada con la Energía de Ionización (I) y la afinidad electrónica (AE).

Una escala de electronegatividad muy utilizada fue diseñada por Pauling:

*Los valores van desde 0,7 (Cs y Fr) hasta 4,0 (F).

*Cuanto más pequeño es el valor de EN, más metálico es el elemento.

*Cuanto más grande es el valor de EN, menos metálico es el elemento.

A partir de la diferencia de electronegatividad (ΔEN), que es la diferencia en valor absoluto de EN de los átomos enlazados describir la polaridad de un enlace covalente.

-Si ΔEN es muy pequeño, el enlace es esencialmente covalente.

-Si ΔEN es grande, el enlace es esencialmente iónico.

-Para valores intermedios de ΔEN, el enlace se considera covalente polar.

Escritura de las estructuras de Lewis

Hay que tener en cuenta:

-Todos los electrones de valencia de los átomos de una estructura de Lewis deben aparecer en ella.

-Generalmente, todos los electrones están apareados.

-Generalmente, cada átomo requiere un octeto (excepto el H).

-Algunas veces son necesarios enlaces covalentes múltiples.

-Los átomos C, N, O, P y S son los que más fácilmente forman enlaces covalentes múltiples.

Cargas formales (CF)

Son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número de electrones al enlace covalente que los une.

Es el número de electrones de valencia en el átomo menos el número de e asignados a ese átomo en la estructura de Lewis.

*Los e de los pares solitarios se cuentan como pertenecientes por completo al átomo en que se encuentran.

*Los e de los pares de enlace se dividen por igual entre los átomos enlazados.

CF = e de valencia en el átomo libre – e del par solitario – (e de enlace)/2

Reglas generales para ver si una estructura es aceptable:

1. La suma de las cargas formales es igual a la carga total de la molécula o el ion.

2. Si son necesarias cargas formales, éstas deben ser tan pequeñas como sea posible.

3. Las cargas formales negativa suelen aparecer en los átomos más electronegativos y las positivas en los átomos menos electronegativos.

4. Las cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes son poco probables.

1. Comenzamos por el esqueleto de la estructura:

Distinguir entre los átomos centrales y los átomos terminales.

• Los átomos de H son siempre átomos terminales.

• Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad.

• Los átomos de C son casi siempre átomos centrales. Ésta es una característica común de moléculas orgánicas.

•Con la excepción de moléculas orgánicas en forma de cadena, las moléculas e iones poliatómicos tienen estructuras que suelen ser compactas y simétricas.

Excepciones a la regla del octeto

*Especies con número impar de electrones (radicales):

*Octetos incompletos:

Excepciones a la regla del octeto

*Octetos expandidos: Las estructuras suelen estar formadas por átomos no metálicos situados a partir del tercer periodo: P y S son muy comunes.

Tras llenar las subcapas 3s y 3p del átomo central, los electrones ocupan la subcapa vacía 3d.

Método de la resonancia

El oxígeno se presenta normalmente como molécula diatómica pero también puede presentarse como molécula triatómica de ozono, O3.

Las dos estructuras de Lewis presentan un enlace sencillo y uno doble, y la evidencia experimental indica que ambos enlaces son iguales, con una distancia intermedia entre el enlace doble y sencillo, por lo que se dice que existe resonancia. Se puede decir que los enlaces del ozono son intermedios entre sencillos y dobles, es decir, enlaces 1,5.

La verdadera estructura de Lewis no es ninguna de las dos sino un híbrido de resonancia de las dos estructuras contribuyentes.

Geometría molecular: modelo RPECV

La geometría molecular se basa en la figura geométrica que resulta de unir con líneas rectas los núcleos enlazados. Así, definimos:

Longitudes de enlace: distancias entre los núcleos.

Ángulos de enlace: ángulos entre líneas adyacentes que representan los enlaces.

Teoría RPECV (repulsión de pares de electrones de la capa de valencia):

• Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si están en enlaces químicos (pares enlazantes) como si no están compartidos (pares solitarios). Los pares de electrones se disponen alrededor de un átomo con orientaciones que minimicen las repulsiones.

• Geometría de grupos de electrones: distribución de los pares de electrones.

• Geometría molecular: distribución de los núcleos.

¿Cómo aplicamos la teoría RPECV?

1. Escriba una estructura de Lewis aceptable.

2. Determine el número de grupos de electrones que hay alrededor del átomo central (A) y establezca si son grupos enlazantes (X) o pares solitarios (E).

3. Los enlaces múltiples cuentan como un solo grupo de electrones.

4. La notación será AXnEm.
5. Establezca la geometría de grupos de electrones: lineal, trigonal-plana, tetraédrica, bipiramidal trigonal, octaédrica.

6. Determine la geometría molecular.

Pares solitarios y geometría molecular:

Los pares de e solitarios se extienden más que los pares de e enlazantes.

El orden de mayor a menor de las fuerzas repulsivas es:

*par solitario - par solitario

*par solitario - par enlazante

*par enlazante - par enlazante

Geometría de los pares de e-

Lineal E+X=2

Trigonal plana X+E=3

Tetraédrica X+E=4

Bipiramidal plana X+E=5

Octaédrica X+E=6

Geometría molecular

Lineal AX2

Piramidal trigonal AX3

Tetraédrica

Balancín AX4E

Forma de T AX3E2

Lineal AX2E3

Pirámide cuadrada AX5E

Plano cuadrada AX4E2

Hibridación

sp

sp2

sp3

sp3d

“

“

sp3d2

Forma de las moléculas y momentos dipolares

En la molécula de HCl, el átomo de Cl es más electronegativo que el átomo de H, así que los electrones están desplazados hacia el átomo de Cl.

La molécula de HCl es una molécula polar y la magnitud del desplazamiento de la carga en un enlace covalente polar viene dado por el momento dipolar, μ, que es el producto de la carga parcial por la distancia:

μ = d·δ

Cuando δ·q tiene un valor de 3,34×10-30 culombio·metro, μ es igual a 1 debye (D).

Moléculas polares y no polares

Aunque una molécula pueda tener enlaces polares, la suma puede ser cero. En ese caso, la molécula no es polar, como en el caso del dióxido de carbono.

Moléculas polares μ ≠0

*Moléculas diatómicas con enlace polar.

*Moléculas poliatómicas que contienen enlaces polares/pares de e- libres distribuidos de tal manera que no se cancelan.

Moléculas apolares: μ =0

*Moléculas diatómicas SIN enlace polar.

*Moléculas poliatómicas que contienen enlaces polares/pares de e- libres que SE ANULAN entre sí.

Orden de enlace

Se puede definir como el número de enlaces existentes entre dos átomos.

De forma simple, un enlace simple, orden = 1, un enlace doble, orden = 2 y un enlace triple, orden = 3.

Cuanto mayor es el orden de enlace, menor es la longitud de enlace y el enlace es más fuerte.

De acuerdo con las teorías cuánticas, el orden de enlace puede no ser un número entero. Esto se debe a que según la teoría de los orbitales moleculares, el orden de enlace se puede definir como el resultado del siguiente cálculo:

Se forman OM enlazantes/antienlazantes a partir de orbitales atómicos.

Número de orbitales moleculares (OM) = número de orbitales atómicos.

Los electrones se colocan en los OM disponibles de energía más baja.

Se cumple el principio de exclusión de Pauli y se sigue la regla de Hund.

Las especies estables tienen más electrones en los orbitales enlazantes que en los antienlazantes.

Energía de disociación del enlace

La energía de disociación del enlace, D, es la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en una especie gaseosa. Las unidades del SI son kJ/mol de enlaces.

Una energía de enlace media es el valor medio de las energías de disociación de enlace

de varias especies distintas que tienen determinados enlaces.

Las energías de enlace pueden servir para predecir si una reacción será exotérmica (ΔH < 0) o endotérmica (ΔH > 0):

ΔH = ∑energía de los enlaces formados - ∑energía de los enlaces rotos

Teoría del Enlace de Valencia

Cuando se acercan dos átomos que inicialmente se encuentran muy alejados uno de otro:

1. Los electrones son atraídos por los dos núcleos.

2. Los electrones se repelen unos a otros.

3. Los dos núcleos se repelen entre sí.

Si se representa la energía potencial en función de la distancia entre los núcleos atómicos:

*Las energías negativas corresponden a una fuerza atractiva neta.

*Las energías positivas corresponden a una fuerza repulsiva neta.

El solapamiento de orbitales atómicos describe el enlace covalente.

El área de solapamiento de los orbitales está en fase.

Se trata de un modelo de enlace localizado.

Se produce solapamiento entre los orbitales 1s del H y los orbitales 3pz y 3px del S, quedando el orbital 3py con un par de electrones sin compartir.

Hibridación

El concepto del traslapo de los orbitales atómicos también se aplica a moléculas poliatómicas. Sin embargo, un esquema satisfactorio del enlace también debe explicar la geometría molecular.

Si sólo se pudiesen utilizar orbitales p, los ángulos de enlace serían siempre de 90°.

La hibridación consiste en una operación matemática que combina los orbitales atómicos para dar lugar a orbitales híbridos, que están de acuerdo con la geometría molecular.

Los cuatro orbitales de valencia del C se hibridan y se obtienen 4 orbitales híbridos sp3 degenerados.

Orbitales híbridos: orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales NO EQUIVALENTES se combinan entre sí para prepararlos para la formación del enlace covalente.

La teoría de EV necesita conocer la geometría molecular de la molécula. Normalmente se basa en la teoría RPECV.

El proceso consiste en:

1. Escribir una estructura de Lewis aceptable.

2. Utilizar la teoría RPECV para predecir la geometría probable de grupos de electrones.

3. Seleccionar el esquema de hibridación correspondiente a la geometría de grupos de electrones.

Teoría de orbitales moleculares

La teoría de enlace valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlace covalente en términos del traslapo de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría de enlace valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo. En algunos casos la teoría de enlace valencia no explica satisfactoriamente algunas de las propiedades observadas de las moléculas. Podemos resumir en que la TEV explica aspectos cuantitativos, la forma de la molécula, pero la TOM explica aspectos cuantitativos, referentes a la energía.

Los orbitales atómicos están aislados en los átomos.

Los orbitales moleculares abarcan dos o más átomos.

Se expresan como combinación lineal de orbitales atómicos:

Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Como lo indican los nombres de “enlace” y “antienlace”, el acomodo de electrones en un orbital molecular de enlace produce un enlace covalente estable, en tanto que el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace produce un enlace inestable.

En los orbitales moleculares de enlace, la densidad electrónica es máxima entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos.

El enlace σ es un enlace que se forma entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Traslapo frontal.
El enlace Π que se forma después del enlace sigma; es el segundo o tercer enlace formado entre dos átomos, debido a la superposición lateral de los orbitales “p”. Sus electrones se encuentran en constante movimiento. Traslapo lateral.

¿CÓMO EXPLICA LA TEORIA DE ENLACE VALENCIA LOS ENLACES SENCILLOS, DOBLES Y TRIPLES?

Un enlace sencillo es el resultado del solapamiento de orbitales a lo largo del eje internuclear (línea imaginaria que une los dos núcleos). Este enlace se conoce como enlace sigma, y se obtiene del pareamiento de electrones debido al solapamiento de dos orbitales "s", o de un orbital "s" con un orbital Px, o de dos orbitales Px, o de cualesquiera dos orbitales atómicos que se solapen a lo largo del eje internuclear (eje de X).

En un enlace pi se requiere del solapamiento de orbitales que interaccionen fuera del eje internuclear, específicamente orbitales 'Py' y/o 'Pz' , que quedan perpendiculares al eje internuclear (eje de X).

En un doble y triple enlace, además del enlace sigma, se requiere de uno o dos enlaces pi, respectivamente.

¿COMO EXPLICA LA TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES LOS ENLACES SENCILLOS, DOBLES Y TRIPLES?

Por la teoría de orbitales moleculares se entiende que el solapamiento de los orbitales a lo largo del eje internuclear genera un orbital de enlace llamado sigma . Por lo tanto, todo enlace sigma implica un enlace sencillo y viceversa. En cada enlace sigma hay dos electrones pareados. Su densidad electrónica es cilindricamente simétrica alrededor del eje internuclear.

Para el caso de enlaces dobles o triples, la teoría de orbitales moleculares especifíca la formación de un orbital sigma y un orbital "pi" para un doble enlace y de un orbital sigma y dos orbitales "pi" para el triple enlace.

Un orbital "pi" se genera por el solapamiento de los orbitales que interaccionan fuera del eje internuclear: por lo general, orbitales atómicos ''p''. Su densidad electrónica se ubica sobre y debajo de este eje. Cada orbital posee un par de electrones pareados: en este caso se produce un enlace pi.

(Sólo se indican los orbitales de enlace; por conveniencia los orbitales de antienlace no se ilustran. Los dos lóbulos que constituyen el orbital molecular pi de enlace forman un sólo enlace).

La teoría de orbitales moleculares es muy conveniente para explicar el fenómeno de la deslocalización de electrones: electrones que pueden enlazar más de dos átomos a la vez debido a que se encuentran en orbitales moleculares deslocalizados, es decir, solapados y abarcando varios átomos.

Si el átomo central forma dobles enlaces, tendrá hibridación sp2. Si forma un triple enlace, tendrá hibridación sp.