EL ENLACE QUÍMICO.

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1 EL ENLACE QUÍMICO

2 ENLACES INTERMOLECULARES
Todas las sustancias que existen en la naturaleza las podemos clasificar a partir de sus propiedades en tres grandes grupos Metales Electrólitos (o sustancias iónicas) No electrólitos (o sustancias covalentes) Formadas por redes cristalinas Formadas por moléculas Las distintas propiedades de las sustancias se pueden explicar a partir de cuatro modelos de enlace: ENLACE METÁLICO ENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTE ENLACES INTERMOLECULARES

3 Los átomos se unen para formar otras especies químicas que poseen menor contenido energético que las especies atómicas de procedencia En la formación de esos enlaces se desprende una energía a la que se denomina energía de enlace Energía

4 H O N ENLACE COVALENTE Modelo de Lewis Molécula de H2 Molécula de O2
El enlace covalente es el que se da entre elementos con tendencia a ganar electrones, fundamentalmente entre no metales Modelo de Lewis Lewis en observó la falta de reactividad que tenían los gases nobles y supuso que era debida a la estructura electrónica que poseían en la capa de valencia: ns2p6 Ejemplos Para conseguir la configuración de gas noble se comparten electrones y así los dos átomos quedan unidos formando moléculas Los gases nobles son estables porque tienen valores mínimos de energía, y el resto de los átomos deberían imitar ese comportamiento, es decir, alcanzar la configuración del gas noble que le antecede o le precede en la tabla periódica Molécula de H2 Molécula de O2 Molécula de N2 H O N Cuanto mayor numero de electrones compartan los dos átomos, más fuerte será el enlace resultante y más próximos entre sí se situarán los dos átomos, es decir, menor será la distancia de enlace

5 Ejemplos moléculas heteronucleares
ENLACE COVALENTE Ejemplos moléculas heteronucleares Molécula de CH4 Molécula de NH3 Molécula de H2O No todos los pares de electrones que rodean a un átomo están formando enlace (pares compartidos). Algunos pertenecen sólo a un átomo y no forman enlaces (pares no compartidos)

6 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE El modelo de Lewis no era suficiente para explicar algunos enlaces en los que los átomos en un compuesto presentaban más o menos electrones que los ocho correspondientes a la estructura de gas noble (regla del octeto: ns2p6) Teoría de enlace de valencia La teoría de enlace de valencia amplia este modelo de Lewis con el fin de justificar la geometría de las moléculas La teoría de enlace de valencia considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula Esta teoría justifica la energía de enlace mediante dos factores: por el solapamiento de los orbitales, y por el número de pares de electrones que forman el enlace La geometría de la molécula la justifica por la dirección de los orbitales que se solapan.

7 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia El enlace en moléculas homonucleares (H2, F2, O2, N2 ...) se forma por solapamiento de los orbitales atómicos de los dos átomos que están unidos Solapamiento longitudinal orbital s con orbital s Enlace  H H2

8 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Solapamiento longitudinal orbital p con orbital p F Enlace  F2

9 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Enlace    O2 Un solapamiento longitudinal orbital p con orbital p O Un solapamiento transversal orbital p con orbital p Enlace 

10 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Enlace  N2 Un solapamiento longitudinal orbital p con orbital p N Dos solapamientos transversales orbitales p con orbitales p Enlaces 

11 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Se supuso que antes de que se produzca el solapamiento entre los orbitales de los átomos diferentes, hay una mezcla o combinación entre los orbitales del átomo central (átomo que suele estar unido a varios átomos) y son los ORBITALES HÍBRIDOS resultantes los que solaparán con los orbitales atómicos puros de los átomos terminales Según esta teoría: La energía del enlace se justifica por el solapamiento de los orbitales, teniendo en cuenta que los orbitales híbridos tienen mayor capacidad de solapamiento que los orbitales atómicos puros, y La geometría de una molécula se justifica por la dirección de los orbitales híbridos desde el átomo central hacia posiciones definidas del espacio

12 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Las hibridaciones que se van a presentar en este curso son las llamadas sp, sp2 y sp3 El nombre que se les asigna indica el tipo de orbitales atómicos puros que han participado para formar el orbital híbrido y el número de orbitales atómicos puros de cada tipo que participan En el caso de los orbitales híbridos sp se mezclan un orbital atómico s del átomo central con un orbital atómico p del mismo átomo, obteniéndose dos orbitales atómicos híbridos sp pertenecientes al mismo átomo central En el caso de los orbitales híbridos sp2, se mezclan un orbital atómico s del átomo central con dos orbitales atómicos p del mismo átomo, obteniéndose tres orbitales atómicos híbridos sp2 pertenecientes al mismo átomo central Cuando se trata de la hibridación sp3 se combinan un orbital s del átomo central con tres orbítales p del mismo átomo obteniéndose cuatro orbitales atómicos híbridos sp3 pertenecientes al mismo átomo central La siguiente WEB muestra unas animaciones para comprender mejor el proceso de hibridación

13 ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia
Las características generales de la hibridación son: 1. Los orbitales atómicos que se combinan deben tener energías semejantes 2. El número de orbitales atómicos híbridos que se obtienen es igual al número de orbitales atómicos puros que se combinan 3. El tamaño de los orbitales atómicos híbridos es mayor que el de los orbitales atómicos puros y al estar dirigidos en las direcciones del enlace hace que su capacidad de solapamiento sea mayor y por lo tanto el enlace será más fuerte 4. Los orbitales híbridos formados estarán orientados, fundamentalmente, desde el centro del núcleo del átomo central hacia determinadas direcciones del espacio, y esas orientaciones dependerán del número de orbitales atómicos puros que se mezclen

14 ENLACE COVALENTE Así, en el caso de los orbitales híbridos sp estos se dirigen desde el núcleo del átomo central hacia los lados opuestos del eje internuclear formando entre ellos un ángulo de 180º Los orbitales híbridos sp2 se dirigen desde el centro del núcleo del átomo central, el cual se encuentra situado en el centro de un triángulo equilátero, hacia los vértices del mismo. Los tres orbitales híbridos sp2 forman entre sí ángulos de 120º Los orbitales híbridos sp3 se dirigirán desde el núcleo del átomo central, situado en el centro de un tetraedro, hacia los vértices del mismo, el ángulo que formarán los citados orbitales será de 109.5º que es el ángulo del tetraedro regular

15 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia De esta forma se pudo justificar la geometría de moléculas que habían sido determinadas previamente BeCl2: geometría lineal: Para justificar este hecho se supone que el orbital 2s y un orbital 2p del berilo se hibridan para formar dos orbitales híbridos sp que solaparán con los orbitales 3p del cloro formando dos enlaces de simetría .

16 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia De esta forma se pudo justificar la geometría de moléculas que habían sido determinadas previamente BF3 geometría triangular plana, con el boro en el centro de un triangulo equilátero y los átomos de flúor en los vértices del mismo. El boro tiene hibridación sp2, y por lo tanto se formarán tres enlaces σ entre los orbitales sp2 y los orbitales p del flúor.

17 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia De esta forma se pudo justificar la geometría de moléculas que habían sido determinadas previamente CH4 geometría tetraédrica con el carbono en el centro del tetraedro y los hidrógenos en los vértices del mismo. El carbono tiene hibridación sp3, y que los enlaces se forman por solapamiento de los cuatro orbitales híbridos con los orbitales s del hidrógeno.

18 ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia
La teoría de enlace de valencia se aplica tanto a las moléculas inorgánicas como a las orgánicas con enlaces sencillos o múltiples. Apliquemos este modelo a las siguientes moléculas orgánicas: etano (CH3─CH3) eteno (CH2=CH2) etino (CH≡CH) La molécula de etano, CH3─CH3, se sabe que no es plana y que los ángulos H-C-H y H-C-C son de 109,5º Ese ángulo de109,5º coincide con el de la hibridación sp3, por lo que suponemos que cada átomo de carbono tiene esa hibridación con un electrón en cada orbital híbrido sp3 (ya que cada átomo de C tiene 4 electrones de valencia) Un orbital sp3 de un átomo de C solapará con otro orbital sp3 del otro átomo de C formando un enlace σ (sp3-sp3) y compartiendo un par de electrones Los otros tres orbitales sp3 que poseen cada átomo de C solaparán con los orbitales s de los átomos de H formando otros seis enlaces σ (sp3-s)

19 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia El enlace se formará por solapamiento de un orbital sp2 de un átomo de C con otro orbital sp2 del otro átomo de C dando lugar a un enlace σ (sp2-sp2) que albergará un par de electrones La molécula de eteno, CH2=CH2 , se sabe que es plana y que el ángulo H-C-H es de 120º La hibridación que explica ese ángulo de 120º es la sp2, por lo que suponemos que cada átomo de C tiene una hibridación sp2 más un orbital p perpendicular al plano donde se encuentran los tres orbitales híbridos. En esos cuatro orbitales (tres híbridos y uno atómico puro) estarán los cuatro electrones que posee el C, un electrón en cada orbital Los otros dos orbitales sp2 los utilizará cada carbono para formar dos enlaces σ con los orbitales s de los átomos de H, con lo que habrá un total de cuatro enlaces σ (sp2-s) C-H y cada uno tendrá un par de electrones A cada átomo de C le queda un orbital p con un electrón. Ese orbital solapará lateralmente con el orbital p del otro átomo de C, por encima y por debajo del plano del eje internuclear, formando un enlace π (p-p). Así, los dos átomos de C se unen por un enlace σ y por un enlace π (enlace doble)

20 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia La molécula de etino, CH ≡ CH, es lineal Para justificar esa geometría lineal hay que suponer que cada átomo de C tiene una hibridación sp. Por lo tanto, cada átomo de C posee dos orbitales híbridos sp y dos orbitales atómicos puros p, cada uno con un electrón Los enlaces σ (C-H) se forman por solapamiento de un orbital sp de cada carbono con un orbital s de cada hidrógeno Los enlaces C≡C son debidos a un enlace σ (sp-sp) y dos enlaces π (py-py, pz-pz)

21 Teoría de enlace de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de enlace de valencia Este modelo es capaz de justificar la geometría molecular una vez conocida ésta experimentalmente, pero tiene el inconveniente de que la predicción de la geometría es complicada Actualmente se suele predecir la geometría mediante un modelo llamado Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV), y una vez conocida la geometría de la molécula se busca que hibridación debe poseer el átomo central para poder justificarla

22 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia 1º. Conocer pares de electrones que rodean al átomo central. 2º. Repartir los pares de electrones de forma que las repulsiones sean mínimas. Aquella distribución de los pares con menor energía dará lugar a la geometría más estable y, por tanto, la más probable.

23 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de metano, CH4, con TRPEV Calculamos el número total de electrones de valencia que tiene la molécula objeto de estudio En el CH4 hay 8 electrones de valencia Dividimos por dos ese número de electrones y así se obtienen el número total de pares de electrones de valencia que posee la molécula En el CH4 hay 4 pares de electrones de valencia Observamos la estequiometría del compuesto y asignamos un par de electrones para el enlace entre cada átomo terminal y el átomo central En el CH4 el C necesitará 4 pares de electrones para la unión entre el C y los cuatro átomos de H

24 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de metano, CH4, con TRPEV En el CH4 los cuatro pares están compartidos, los vértices del tetraedro estarán ocupados por los átomos de H y la geometría resultante será tetraédrica

25 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de amoníaco, NH3 Sólo los pares de electrones compartidos son los que definen la geometría. Los no compartidos pertenecerán sólo al átomo central y podrán producir deformaciones en la geometría resultante como consecuencia de las repulsiones En el NH3 hay 8 electrones de valencia Por lo tanto, 4 pares de electrones de valencia El átomo central de N necesitará 3 pares de electrones para la unión con los tres átomos de H El par de electrones restante se asigna al átomo de N, pues los átomos de H no pueden tener más de un par Los cuatro pares del N se reparten desde el centro de un tetraedro hacia los vértices, y como la estequiometría es de 1/3 el N utilizará tres pares para formar los enlaces con los H

26 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de amoníaco, NH3 Es decir sólo tres vértices del tetraedro estarán ocupados, ya que el cuarto par de electrones queda como un par no compartido y pertenece sólo al N La geometría resultante será pirámide de base triangular, con el N en el ápice de la pirámide y los tres H en el triangulo equilátero que es la base de la pirámide

27 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de amoníaco, NH3 En el caso del amoniaco, el ángulo H-N-H debería ser el ángulo del tetraedro regular de 109,5º. Sin embargo, el ángulo experimental es menor, 107º, y esto se justifica precisamente por las repulsiones que el par no compartido en el átomo central de N ejerce sobre los pares compartidos que forman enlace, lo que obliga a que el ángulo se cierre

28 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de agua, H2O En el H2O hay 8 electrones de valencia Por lo tanto, 4 pares de electrones de valencia El átomo central de O necesitará 2 pares de electrones para la unión con los dos átomos de H Los dos pares de electrones restantes se asignan al átomo de O, pues los átomos de H no pueden tener más de un par Los cuatro pares del O se reparten desde el centro de un tetraedro hacia los vértices, y como la estequiometría es de 1/2 el O utilizará dos pares para formar los enlaces con los H

29 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Vamos a predecir la geometría de la molécula de agua, H2O Es decir sólo dos vértices del tetraedro estarán ocupados, ya que los otros dos pares de electrones quedan como pares no compartidos y pertenecen sólo al O La geometría será geometría plana angular El ángulo que formará el H-O-H debe ser aún más pequeño que el del amoniaco, ya que al haber dos pares no compartidos las repulsión que éstos ejercen sobre los pares compartidos será mayor y el ángulo teórico de 109’5º se cerrará y, efectivamente, el ángulo experimental es de 104º

30 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Una vez que conocemos la TRPECV es fácil predecir la hibridación que poseerá el átomo central Para ello, una vez calculados el número de pares de electrones que rodean al átomo central se tiene que determinar la hibridación que deberá tener el átomo central para poder alojar a todos los pares de electrones independientemente de que sean pares compartidos o no compartidos En el CH4, el número de pares de electrones que rodean al átomo central de C son 4, luego necesita 4 orbitales híbridos donde albergar esos 4 pares de electrones La hibridación que cumple ese requisito es la sp3, que es la que tendrá el C Se formarán 4 enlaces σ por solapamiento de los orbitales híbridos sp3 del C con los orbitales s del H

31 Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
ENLACE COVALENTE Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia En el NH3, el número de pares de electrones que rodean al átomo central de N son también 4, luego necesita 4 orbitales híbridos donde albergar esos 4 pares de electrones La hibridación que cumple ese requisito vuelve a ser la sp3, que es la que tendrá el N Se formarán 3 enlaces σ por solapamiento de los orbitales híbridos sp3 del N con los orbitales s del H En el H2O, el número de pares de electrones que rodean al átomo central de O son también 4, luego necesita 4 orbitales híbridos donde albergar esos 4 pares de electrones La hibridación que cumple ese requisito vuelve a ser la sp3, que es la que tendrá el O Se formarán 2 enlaces σ por solapamiento de los orbitales híbridos sp3 del O con los orbitales s del H

32 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula En moléculas homonucleares, formadas por átomos iguales, el par o pares de electrones están igualmente compartidos por ambos átomos y existe una distribución de carga simétrica con respecto a los dos átomos. Se trata siempre de moléculas apolares H2 H O2 O N2 N

33 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula Cuando se trata de moléculas heteronucleares los dos átomos que participan de un determinado enlace dentro de la molécula pueden tener diferente electronegatividad, y el más electronegativo atraerá en mayor grado el par de electrones compartidos que el otro átomo En este caso, la distribución de los electrones compartidos será asimétrica, de modo que hay una separación de cargas y se forma un dipolo eléctrico. Se dice que el enlace está polarizado En este caso pueden ocurrir dos cosas: La polarización del enlace será tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de los átomos que participan del enlace Si la molécula está formada por sólo dos átomos diremos que se trata de una molécula polar, pues tiene un momento dipolar permanente Ese momento dipolar se puede representar por un vector  con un módulo pequeño y un sentido que va desde la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa HF H F   CO C O    

34 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula En este caso pueden ocurrir dos cosas: Si la molécula está formada por más de dos átomos la polarización de un enlace no significa siempre que la molécula sea polar. Puede ocurrir que todos los enlaces de la molécula estén polarizados, pero si la molécula tiene una geometría tal que al sumar los momentos dipolares de cada enlace éstos se anulan, su momento dipolar será cero. En ese caso será una molécula apolar. En cualquier otro caso se tratará de una molécula polar Moléculas apolares Moléculas polares BF3  H2O     

35 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula En este caso pueden ocurrir dos cosas: Moléculas apolares Moléculas polares CO2   NH3      

36 Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula
ENLACE COVALENTE Polaridad del enlace y momento dipolar de la molécula En este caso pueden ocurrir dos cosas: Moléculas apolares Moléculas polares CH4   

37 dipolo - dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Las moléculas suelen estar formadas por un pequeño número de átomos unidos por enlace covalente, el cual no se rompe cuando se producen cambios de estado. Vamos a estudiar dos tipos de fuerzas intermoleculares que actuarán en mayor o menor grado entre moléculas iguales o entre moléculas diferentes Así pues, deben existir otras fuerzas que actúen entre las moléculas y que sean las responsables de que los compuestos covalentes se puedan licuar y solidificar, ya que si las moléculas fueran totalmente independientes unas de otras formarían siempre gases Existen excepciones de macromoléculas covalentes como el diamante o el grafito formadas por un gran número de átomos de carbono unidas por enlace covalente. No las estudiaremos este año Fuerzas intermoleculares de Van der Waals Enlaces de hidrógeno Fuerzas de orientación Entre moléculas iguales Responsables de los cambios de estado Fuerzas de dispersión (London) Entre moléculas diferentes Fuerzas dipolo - dipolo inducido Responsables de la solubilidad de las sustancias Entre moléculas e iones Fuerzas ion-dipolo

38 Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de orientación
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de orientación Este tipo de interacción se dará entre moléculas iguales que posean unos momentos dipolares permanentes HCl, CO, H2S, PH3 … El dipolo de una molécula se orientará con respecto al dipolo de la vecina, de modo que la parte positiva de una molécula se orientará hacia la parte negativa de otra molécula vecina. Como consecuencia se producirá una atracción electrostática entre ambas Esa atracción será débil porque las cargas de los dipolos son pequeñas, pero si disminuimos la distancia entre las moléculas (si se aplica presión) y disminuimos la temperatura (favoreciendo la orientación de los dipolos), esas fuerzas sumadas a otras pueden ser lo suficientemente fuertes para hacer que sustancias gaseosas pasen a estado liquido, e incluso sólido

39 Fuerzas de Van der Waals
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals Fuerzas de dispersión Cuando se trata de moléculas en las que no existe momento dipolar permanente, éstos dipolos no pueden ser los responsables de las interacciones intermoleculares I2, O2, Ne, CH4, … ¿Cómo pueden entonces esas moléculas apolares interaccionar para formar líquidos o sólidos?

40 ENLACES INTERMOLECULARES Pensemos en el gas helio, He + - + - + - + -
Molécula apolar Molécula apolar + - Molécula polar transitoria Molécula apolar + - + - Molécula polar transitoria Molécula polar inducida Fuerzas de London La atracción entre las moléculas de helio puede conseguirse si se baja lo suficiente la Tª, de manera que el movimiento de las mismas sea lo suficientemente lento

41 Pensemos en las moléculas de I2 o de Br2
ENLACES INTERMOLECULARES Estas fuerzas entre dipolos transitorios inducidos también se dan entre moléculas poliatómicas Por lo que hemos visto, se deben al continuo cambio de posición de los electrones, lo que hace que en algún momento se pueda producir un dipolo instantáneo En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy débiles, aunque van aumentando con el tamaño de las moléculas, ya que los átomos grandes tienen más electrones, lo que favorece la formación de dipolos instantáneos más intensos, mientras que en los átomos más pequeños los núcleos positivos ejercen un mayor dominio sobre los electrones En general, a mayor tamaño molecular corresponde una mayor masa molecular. De ahí que muchas observaciones experimentales muestren que las fuerzas de London aumentan con la la masa molecular Los dipolos producidos en las moléculas cambian con el tiempo e inducen la formación de otros dipolos en moléculas vecinas, dando lugar al establecimiento de uniones entre moléculas Pensemos en las moléculas de I2 o de Br2

42 (pero los estudiaremos los últimos)
ENLACES INTERMOLECULARES En todos los compuestos covalentes habrá presentes fuerzas de dispersión, y si además la molécula es polar habrá fuerzas de orientación pero con menor grado de participación ¿Explican realmente estas fuerzas de London la evolución en las temperaturas de ebullición de los siguientes grupos de sustancias? Parece que todos los casos los explica muy bien salvos tres de ellos que resultan ser inexplicablemente altos CH4 NH3 H2O HF Ne Teb = 164 ºC Teb = 33 ºC Teb = 100 ºC Teb = 20 ºC Teb = 246 ºC SiH4 PH3 H2S HCl Ar Las altas temperaturas de ebullición, y también las de fusión, de estas tres sustancias no se pueden explicar ni con la existencia de las fuerzas de orientación (dipolo-dipolo) ni con la existencia de las fuerzas de dispersión (London), razón por la cuál se hace necesaria la existencia de un tercer tipo de fuerza intermolecular especialmente grande y que afecta exclusivamente a estas tres sustancias: Se trata de los enlaces de hidrógeno (pero los estudiaremos los últimos) Teb = 112 ºC Teb = 88 ºC Teb = 60 ºC Teb = 85 ºC Teb = 186 ºC AsH3 H2Se HBr Kr Teb = 63 ºC Teb = 41 ºC Teb = 67 ºC Teb = 152 ºC H2Te HI Xe Teb = 1 ºC Teb = 35 ºC Teb = 108 ºC

43 Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo – dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo – dipolo inducido Este tipo de interacción se da cuando una molécula polar como el agua se pone en contacto con una molécula apolar como el oxigeno La molécula polar induce un pequeño dipolo en la molécula no polar y entre el dipolo permanente (de la molécula polar) y el dipolo inducido (de la molécula apolar) se establece una pequeña atracción   Dipolo permanente Molécula apolar   Dipolo permanente Dipolo inducido   Dipolo permanente Dipolo inducido  

44 Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo – dipolo inducido
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo – dipolo inducido Este tipo de interacción es responsable de que moléculas apolares como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su seno Este tipo de interacción no se da entre moléculas iguales, sólo entre moléculas diferentes Solubilidad de azúcar en agua Por ello, nos permite explicar propiedades como la solubilidad y no la existencia de sólidos o líquidos

45 Fuerzas de Van der Waals
ENLACES INTERMOLECULARES Fuerzas de Van der Waals Fuerzas ión – dipolo Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace iónico se puedan disolver en agua Cuando se pone NaCl en agua, tanto los iones sodio como los iones cloruro se rodean de moléculas de agua, es decir, se solvatan. De esta manera, varias moléculas de agua acabarán por arrancar los iones de la red y el compuesto iónico se disuelve

46 enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno
INTERMOLECULARES Enlaces de hidrógeno ¿Qué tienen en común NH3, H2O y HF que no tengan otras moléculas para qué sólo en ellas se presente este tipo de enlace intermolecular? 1) En las tres están presentes átomos de hidrógeno, que son especialmente pequeños. 2) En las tres los átomos de hidrógeno están unidos a átomos bastante más electronegativos. De hecho, el flúor, el oxígeno y el nitrógeno son los elementos más electronegativos. Esto confiere a los enlacen una elevada polaridad. Enlaces de hidrógeno 3) Además, los átomos de flúor, de oxígeno y de nitrógeno también son suficientemente pequeños para que las moléculas puedan aproximarse mucho. +  Enlaces de hidrógeno Enlace de hidrógeno Estas tres condiciones juntas hace que la atracción dipolo-dipolo entre estas moléculas sea mucho más intensa que en cualquier otro caso, denominando a este tipo de enlaces con un nombre específico: enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno

47 ENLACES INTERMOLECULARES Enlaces de hidrógeno
Este enlace es más fuerte que los enlaces intermoleculares de dispersión y de orientación Estos enlaces de hidrógeno son también los responsables de que el hielo tenga menor densidad que el agua, ya que en el hielo cada oxigeno se encuentra unido a cuatro hidrógenos (a dos mediante enlace covalente y a dos mediante enlace de hidrógeno), lo que da lugar a una estructura menos compacta que el agua líquida, es decir, con menor densidad Este enlace se da también entre moléculas diferentes que reúnan los requisitos para formar enlaces de hidrógeno. Por ejemplo, el etanol (CH3-CH2-OH) y el agua (H2O) son dos sustancias miscibles porque se establecen enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua y las moléculas de etanol

48 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Se van a presentar las propiedades de las sustancias covalentes formadas por moléculas con un número discreto de átomos (no de macromoléculas tipo diamante) Conductividad eléctrica Las sustancias covalentes no conducen la corriente eléctrica en ningún estado: ni en estado sólido, ni en estado líquido ni en disolución. Esto se debe a que no presentan partículas cargadas con libertad de movimiento por la sustancia, ni electrones ni iones

49 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Solubilidad Suelen ser solubles en disolventes apolares, ya que lo semejante disuelve a lo semejante Suelen ser poco solubles en disolventes polares como el agua, a no ser que la molécula pueda formar enlaces de hidrógeno con el agua Este es el caso que ocurre, por ejemplo, entre el etanol y el agua: se forman enlaces de hidrógeno entre ambas moléculas y se disuelve No obstante, a través de las interacciones dipolo-dipolo inducido las sustancias covalentes no son totalmente insolubles en agua. Por ejemplo, la pequeña cantidad de oxigeno que se disuelve en agua hace posible la vida en ella Algunas moléculas, como el HCl, al ponerlas en contacto con el agua reaccionan con ella dando los iones cloruro y protones, rodeados de moléculas de agua

50 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Puntos de fusión y ebullición Los puntos de fusión y de ebullición no dependen del enlace covalente sino de los enlaces intermoleculares que son débiles. Por eso, los puntos de fusión y de ebullición suelen ser bajos Las sustancias con enlace covalente de baja masa molecular suelen ser gaseosas. Al ir aumentando la masa, pueden llegar a líquidos e incluso a sólidos Esta variación se ve muy clara en el grupo 17 de la tabla periódica: al ir bajando en el grupo aumenta la masa y el volumen de las moléculas y en ese sentido aumentan los puntos de fusión y de ebullición. De esta forma se explica que F2 y Cl2 sean gases, que el Br2 sea líquido y que el I2 ya sea un sólido

51 Propiedades de las sustancias covalentes
ENLACE COVALENTE Propiedades de las sustancias covalentes Dureza Como al rayar una sustancia con enlace covalente lo que se rompe es el enlace intermolecular, suelen ser blandos Cuando se trata de macromoléculas como el diamante lo que se rompen sí que son enlaces covalentes y, como son muy fuertes, la dureza se hace enorme. Por eso, el diamante es la sustancia que tiene mayor dureza en la escala de Mohs

52 ENLACE METÁLICO Dibujemos cómo imaginamos la estructura del cinc, teniendo en cuenta que el átomo de cinc tiene dos electrones en su último nivel. Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ − Zn2+ − Zn2+ Zn2+ − − − Red cristalina Formada por trillones de cationes y electrones Electrones deslocalizados Fórmula Zn − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − Zn2+ − − − − − − − − − − Zn2+ − − − Zn2+ − Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ − Zn2+ Zn2+ − Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − − − − − − − Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ − − − − − Zn2+ − − − − − − − − −

53 Propiedades de los metales
ENLACE METÁLICO Propiedades de los metales Son buenos conductores de la electricidad en estado sólido y en estado líquido ¿Por qué? Son buenos conductores del calor ¿Por qué? En general, suelen tener altos puntos de fusión y de ebullición ¿Por qué? En general, suelen ser duros ¿Por qué? Son deformables, por lo que se dice que son dúctiles (se pueden hacer hilos finos) y maleables (se pueden obtener laminas de espesor variable) ¿Por qué? Son insolubles en disolventes polares como el H2O y en disolventes apolares como el CCl4 ¿Por qué?

54 ENLACE IÒNICO Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos que se enlazan compartiendo electrones es muy grande, el par de electrones compartidos se encuentra sobre el átomo más electronegativo, quedando cargado negativamente y el otro cargado positivamente En realidad ha habido una transferencia de un electrón desde un átomo a otro. De esta manera ambos átomos adquieren la configuración de gas noble y entre los dos iones formados se produce una atracción electrostática El enlace iónico se da entre átomos con alta afinidad electrónica (tienden a ganar electrones) y átomos con baja energía de ionización (requieren poca energía para perder electrones). Es decir, entre átomos que tengan gran diferencia de electronegatividad

55 ENLACE IÒNICO El resultado es una red tridimensional en la que cationes y aniones se encuentran ordenados regularmente Cl− Na+ Red cristalina Trillones de cationes y aniones Aniones y cationes fijos Fórmula NaCl

56 ENLACE IÒNICO En realidad la red se extiende en las tres direcciones del espacio como se muestra en la siguiente imagen El número de iones de signo contrario que rodea a un ión dado se llama índice de coordinación Por ejemplo, en el NaCl el índice de coordinación es 6: cada ión sodio está rodeado de seis iones cloruro y cada ión cloruro, a su vez, está rodeado de otros seis iones sodio ¿Cuál es el ión Na+ y cuál el ión Cl-?

57 ENLACE IÒNICO La energía del enlace iónico va a depender, según la ley de Coulomb, de la carga que tengan los iones y de la distancia a la que estén situados en la red F = q1 · q2 r2 K Cl− S2− Na+ Zn2+ d = 2,83 d = 2,67 F = 1 e · 1 e 2,83 2 K 2 e · 2 e 2,67 Así pues, la fuerza de atracción será mayor entre los iones del ZnS que entre los iones de NaCl

58 ENLACE IÒNICO Energía reticular
La energía reticular de un compuesto iónico es la energía que se desprende cuando un mol de iones de un signo, en estado gaseoso, se acerca a otro mol de iones de signo contrario, también en estado gaseoso, desde el infinito hasta la distancia de equilibrio a la que se forma la red sólida ¿Cómo calcular la energía reticular de un compuesto iónico? Existen varios métodos para el cálculo de la energía reticular. Uno de ellos se llama Ciclo de Born-Haber. En el siguiente gráfico se aplica el ciclo al caso del fluoruro de sodio (NaF)

59 Energía necesaria para la sublimación un mol de átomos de Na
ENLACE IÒNICO Hºf Entalpía de formación del NaCl a partir de sus elementos en sus estados estándar (º) Ciclo de Born-Haber S Energía necesaria para la sublimación un mol de átomos de Na ½D Energía necesaria para la disociación de ½ mol de moléculas de F2 en un mol de átomos de F I1 Energía necesaria para la ionización de un mol de átomos de Na gas en un mol de iones Na gas E Energía necesaria para que un mol de átomos de F en estado gas se transforme en un mol de iones F- en estado gas (afinidad electrónica) Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U U Energía necesaria para la formación de un sólido iónico formado por un mol de iones Na+ y un mol de iones F- (Energía reticular o energía de red)

60 ENLACE IÒNICO Ciclo de Born-Haber Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U
Aunque algunas de las magnitudes anteriores suelen ser exotérmicas (<0) y otras endotérmicas (>0) cuando se escribe el ciclo es aconsejable no darle signo a los símbolos utilizados Excepto la energía reticular U, todas las otras magnitudes pueden determinarse experimentalmente, por lo que despejando U se puede calcular esa energía de red Hºf = S + 1/2D + I1 + E + U

61 Propiedades de las sustancias iónicas
ENLACE IÒNICO Propiedades de las sustancias iónicas No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí que conducen en estado líquido o en disolución ¿Por qué? Los puntos de fusión y ebullición suelen ser altos, y aumentan al aumentar la carga de los iones y al disminuir la distancia entre ellos ¿Por qué? Su dureza es variable, aumentando con la energía reticular ¿Por qué? Son frágiles ¿Por qué? Son insolubles en disolventes apolares como el CCl4, pero solubles en disolventes polares como el H2O. Cuanto mayor es la energía reticular menos soluble será el compuesto Cl− Na+ ¿Por qué? Cl− Na+ Ver WEB