Curso: Química Mención Material QM-N° 09
ENLACES ATÓMICOS
ENLACES ATÓMICOS
Antes del capítulo un cuestionamiento simple… Los átomos se enlazan para formar moléculas, y éstas a su vez, se unen para formar complejos sistemas macroscópicos. Teniendo en cuenta que los enlaces ocurren mediante los electrones de valencia; vale decir, aquellos que poseen mucha energía. Es lógico preguntarse cómo ocurre esto si todos los electrones son negativos. negativos. Coulomb predijo: “…cargas de igual signo, se repelen…”. Los átomos no pueden enlazarse si entre ellos se repelen. repelen. Lo concreto es que los enlaces ocurren, inclusive podemos evidenciarlos al medir su energía. Linus Pauling, un químico pacifista (dos veces laureado con el premio nobel) se interesa en este enmarañado puzzle, ideando la famosa teoría de los orbitales atómicos y moleculares. Una respuesta magistral, que no pierde de vista la dualidad onda–partícula, que siempre incomoda cuando se analiza al electrón.
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. Se conocen dos tipos de enlace interatómico; el iónico y el covalente. En el primero de ellos, el o los electrones son transferidos de un átomo a otro. En el enlace covalente los electrones son compartidos por los átomos participantes. Es importante tener presente que los átomos forman enlaces entre sí con el fin de lograr estabilidad energética, electrónicamente los átomos completan su último nivel y alcanzan la configuración electrónica del gas noble más cercano. Puesto que la mayoría de los átomos son sistemas inestables (electrónicamente), en busca de esa estabilidad pueden: 1. ganar electrones, transformándose en aniones estables. 2. perder electrones, transformándose en cationes estables. 3. compartir sus electrones con otro átomo .
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. De este modo
Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico, así el átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menos electronegativo, quedando como un anión estable (ión). 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. 2
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).
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 11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1. El cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración:
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. El siguiente dibujo muestra lo explicado anteriormente.
Na
Na
Cl
-
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.
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Fórmulas de compuestos binarios simples Al formar compuestos iónicos, se dice que los átomos intercambian sus valencias, con ello se pueden obtener fácilmente sus fórmulas. Al forman compuestos iónicos los no metales utilizan sus electrones desapareados de la notación de Lewis, mientras que los metales ceden todos sus electrones de valencia. Determinaremos cuál es la fórmula del compuesto iónico formado por el litio y el oxígeno. El litio pertenece al grupo I-A, por lo tanto es un metal con 1 electrón de valencia y el oxígeno es un no metal del grupo VI-A, así que posee 6 electrones de valencia. Se sabe que el átomo de oxígeno posee 2 electrones desapareados, por lo tanto, es correcto decir que el litio actúa con valencia 1 y el oxígeno con valencia 2. Al escribir la fórmula sus valencias se intercambian. Elemento Valencia Fórmula Li 1 Li2O O 2 Esto se entiende también al asumir que al momento de enlazarse, un átomo de oxígeno se une a dos átomos de litio y ambos cumplen su respectiva regla del dueto u octeto, según corresponda. Otro ejemplo, Determinemos cuál es la fórmula del compuesto iónico formado por el calcio y el nitrógeno. El calcio pertenece al grupo II-A, así que es un metal con dos electrones de valencia y el nitrógeno, es un no metal del grupo V-A con 5 electrones de valencia, sin embargo, sólo 3 de ellos están desapareados, por lo tanto, el calcio actúa con valencia 2 y el nitrógeno con valencia 3. Al escribir la fórmula sus valencias se intercambian. Elemento Valencia Fórmula Ca 2 Ca3N2 N 3 En la siguiente tabla se muestra la cantidad de electrones que ceden o aceptan los elementos de cada grupo. En la Tabla posterior se muestran las fórmulas de algunos compuestos iónicos binarios.
FAMILIAS METÁLICAS
FAMILIAS NO METÁLICAS
I -A
cede 1 electrón
V -A
acepta 3 electrones
II -A
cede 2 electrones
VI -A
acepta 2 electrones
III -A
cede 3 electrones
VII -A
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acepta 1 electrón
COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS SIMPLES METALES
NO METALES
FÓRMULA GENERAL
IONES PRESENTES
EJEMPLO
PF (°C)
IA
VII A
MX
M+ X-
LiBr
547
II A
VII A
MX2
M+2 2X-
MgCl
708
III A
VII A
MX3
M+3 3X-
GaF
800(subl)
IA
VI A
M2X
2M+ X-2
Li2O
>1700
II A
VI A
MX
M+2 X-2
CaO
2580
III A
VI A
M2X3
2M+3 3X-2
Al2O3
2045
IA
VA
M3X
3M+ X-3
Li3N
840
II A
VA
M3X2
3M+2 2X-3
Ca3P2
~1600
III A
VA
MX
M+3 X-3
AlP
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 C 6H14.
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).
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.
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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 ión poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí. • • • •
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. Otro átomos con número atómico bajo estabilizan sus niveles con configuración electrónica 1s2 (un dueto). EL ENLACE COVALENTE Como ya se mencionó, el enlace covalente se genera cuando dos no metales con una pequeña o nula diferencia de electronegatividad comparten electrones. 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 (F 2).
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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 parciales denotadas con la letra griega delta ( δ).
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 ión H+ puede formar enlace con el oxígeno para generar el ión hidronio (H 3O+), en este enlace el ión 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.
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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.
Conceptos relevantes en enlace químico 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: H2SO4 O
↑ H-O-S-O-H
↓ O
El elemento azufre (central) actúa con valencia 6, cada oxígeno con valencia 2 y cada hidrógeno con 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 por supuesto 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 ión 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). 8
Para que estos conceptos queden más claros, en la tabla siguiente se muestran los electrones de valencia, la valencia y el estado de oxidación para el elemento cloro en distintas moléculas. Nombre
Fórmula
Cloruro de hidrógeno Ácido hipocloroso
HCl HClO
Ácido cloroso Ácido clórico
HClO2 HClO3
Ácido perclórico
HClO4
Estructura
Electrones Valencia Estado de de valencia oxidación 7 1 -1 7 1 +1 7
3
+3
7
5
+5
7
7
+7
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 •
Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada oxígeno es -1 y de cada hidrógeno es +1. +1 -1
ESTADOS DE OXIDACIÓN
H2O2
(+2)(-2)=0 •
Ión amonio. El estado de oxidación del nitrógeno es -3 y de cada hidrógeno +1 -3 +1
NH
ESTADOS DE OXIDACIÓN
+ 4
(-3)(+4)=+1 •
CARGA DEL IÓN
Ión fosfato monoácido. El estado de oxidación del fósforo es +5, de cada oxígeno -2 y cada hidrógeno +1. +1 +5 -2
HPO
ESTADOS DE OXIDACIÓN
2− 4
(+1)(+5)(-8)=-2
CARGA DEL IÓN
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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 09 1.
En la siguiente estructura del tribromuro de fósforo (PBr3), indique el estado de oxidación, valencia y electrones de valencia para el fósforo, respectivamente.
A) -3, 3, 3 B) -3, 3, 5 C) +3, 3, 5 D) +3, 5, 3 E) +5, 3, 3 2.
Utilizando la tabla periódica, indique cuál de los siguientes compuestos tiene mayor carácter iónico. A) LiF B) KF C) CsF D) CaF2 E) BaF2
3.
Indique la fórmula que tendría el compuesto iónico formado por el Ca (grupo II-A) y el S (grupo VI-A). A) CaS B) CaS2 C) Ca2S D) Ca2S3 E) Ca3S2
4.
Indique cuál(es) de la(s) siguiente(s) molécula(s) presenta enlace dativo. I) NH3 II) SO2 III) HCN IV) O3 A) sólo I B) sólo II C) I y II D) II y III E) II y IV
5.
Indique cuál de las siguientes moléculas presenta enlace covalente polar y apolar. A) H2O B) H2O2 C) CH4 D) O2 E) O3 10
6.
El ácido fosfórico (H3PO4) al reaccionar con NaCl forma el fosfato de sodio como indica la siguiente ecuación. H3PO4 + 3 NaCl
→
Na3PO4 + 3 HCl
P
Al respecto se puede aseverar que el Na 3PO4 I) es más polar que el H3PO4. II) presenta enlaces iónicos mientras que el H3PO4 sólo enlaces covalentes. III) es menos soluble en agua que el H 3PO4. IV) debería tener un punto de fusión mayor que el H 3PO4. A) sólo I B) sólo III C) I, II y III D) I, II y IV E) II, III y IV 7.
El estado de oxidación del azufre en las siguientes moléculas es respectivamente H2SO4; H2SO3; H2S2O3; H2S A) -6, -4, -2, +2 B) +2, -2, -4, -6 C) +6, +4, +2, -2 D) -2, +2, +4, +6 E) +2, +4, +6, -2
8.
La molécula de H2S presenta enlace covalente polar, a pesar que el hidrógeno pertenece al grupo I-A y el azufre al grupo VI-A. Esto se explica por que I) el azufre es anfótero por lo que se puede comportar como metal o como no metal. II) el hidrógeno a pesar de estar en el grupo I-A es un no metal. III) el hidrógeno a pesar de estar en el grupo I-A es un anfótero. IV) ambos elementos forman sus respectivos iones, enlazándose. Es (son) correcta (s) A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) II y IV E) I, II y IV
11
9.
Utilizando la tabla periódica, ordene los siguientes compuestos en orden creciente de su punto de fusión. CaO ; MgO ; NaF ; NaCl ; FrF A) MgO > CaO > NaCl > NaF > FrF B) CaO > MgO > NaCl > NaF > FrF C) FrF > NaF > NaCl > CaO > MgO D) MgO > CaO > FrF > NaF > NaCl E) FrF > NaF > NaCl > MgO > CaO
10. Respecto a la molécula de sulfato de sodio, de la cual se muestra su estructura, se puede aseverar lo siguiente
I) posee enlaces iónicos, covalentes polares,y covalentes apolares. II) posee enlaces iónicos, covalentes polares y dativos. III) es estable aunque el átomo de azufre no cumple octeto. IV) se disocia en agua. Es (son) correcto(as) A) I y II B) I y III C) II y IV D) III y IV E) II, III y IV
DO-QM09
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