Teoría Del Enlace

- Sustancias moleculares: forman moléculas, dentro de las cuales hay enlaces covalentes entre los átomos. Las moléculas están unidas entre sí por fuerzas intermolecualeres (que pueden ser de distinto tipo).

- Redes atómicas o covalentes: no son moléculas sino redes cristalinas: Diamante (C), grafito (C ), dióxido de silicio o cuarzo (SiO2), BN, SiC.

ENLACE QUÍMICO

1. ENLACE IÓNICO

- Entre iones que proceden de metal (catión) y no metal (anión). Los iones se mantienen ocupando posiciones fijas en una red cristalina.

- El hecho de que estos compuestos sean sólidos sugiere gran fortaleza del enlace iónico.

- Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre los átomos de metal y no metal, mayor es el carácter iónico del enlace.

Características de los compuestos iónicos:

- Son sólidos a temperatura ambiente porque la fortaleza del enlace iónico mantiene a los iones en posiciones fijas dentro de la red cristalina.

- Puntos de fusión u de ebullición elevados. Para cambiar de estado hay que romper enlaces iónicos y éstos son fuertes.

- Solubles en agua y en otros disolventes polares

- No conducen la electricidad en estado sólido, ya que los electrones se encuentran fijos en los iones , pero si en estado disuelto o en estado fundido (ya que hay iones en movimiento o electrolitos).

- Son compuestos duros, resistentes a ser rayados (rayarse supondría ruptura de enlace iónico).

- Son frágiles: un golpe puede hacer que dos iones de la misma carga se acerquen entre sí y eso desestabilizaría el cristal rompiéndolo.

2. ENLACE COVALENTE

- Entre átomos de no metales entre si o de no metales con el hidrógeno.

- Hay dos tipos de sustancias

con enlace covalente

- Enlaces o puentes de hidrógeno.

- Fuerzas de Van der Waals

- Fuerzas dipolo-dipolo o de Keeson, entre moléculas polares.

- Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido, entre moléculas apolares.

Cuando queremos comparar fuerzas de Van der Waals del mismo tipo, tenemos que saber que éstas aumentan con el tamaño o peso molecular de lamolécula

2.1. SUSTANCIAS MOLECULARES.

- Molécula: unión de varios átomos por medio de enlace covalente. Las moléculas pueden ser elementos (tienen todos sus átomos iguales): F2, Cl2, Br2, I2, H2, N2, O2, P4, o compuestos (formados por átomos distintos): H2O, CO2, NH3, SO2…..

- Las distintas propiedades de las sustancias moleculares se deben a la intensidad de las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a las moléculas.

- Las fuerzas intermoleculares pueden

ser de varios tipos:

2.1.1 ESTRUCTURAS DE LEWIS, GEOMETRÍA Y POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS

GEOMETRÍA MOLECULAR

Nos fijaremos en las direcciones que tiene el átomo central. Una dirección puede ser: un enlace covalente sencillo (o un par enlazante), un enlace covalente doble (o dos pares enlazantes), un enlace covalente triple (o tres pares enlazantes), un par solitario o no enlazante, hasta un electrón desapareado.

Dependiendo del número de direcciones o pares de electrones que tiene el átomo central, la geometría molecular y el tipo de hibridación del átomo central aparecen en esta tabla:

Direcciones del átomo central

Geometría molecular

(Teoría RPECV)

Ejemplos de moléculas

4

(Geometría tetraédrica)

4 pares enlazantes

0 pares solitarios

Tetraédrica

CH4, CCl4,NH4+, H3O+

3 pares enlazantes

1 par solitario

Piramidal

NH3, PH3

2 pares enlazantes

2 pares solitarios

Plano angular

H2O, SH2

3

(Geometría triangular)

3 pares enlazantes

pares solitarios

Triangular plana

BF3, SO3, BH3

2 pares enlazantes

1 par solitario

Plano angular

SO2

2

(Geometría angular)

2 pares enlazantes

0 pares solitarios

Lineal

CO2, HCl, BeCl2

Molécula de H2O.

Partimos de la configuración electrónica del átomo central: O 1s2 2s2 2p4

Como podemos apreciar el oxígeno tiene dos electrones desapareados, lo que da lugar a dos enlaces covalentes.

Configuración electrónica del hidrógeno: H 1s1

El hidrógeno tiene 1 electrón desapareado lo que da lugar a un enlace covalente.

Estructura de Lewis:

A partir de la estructura de Lewis aplicamos la teoría RPENV (repulsión de pares de electrones de la capa de valencia), para estudiar la geometría de la molécula.

Más ejemplas de estructuras de Lewis en: http://quimicazzz.blogspot.com.es/2011/12/46-estructuras-de-lewis.html

Teoría RPENV para explicar la geometría molecular

Se estudian las direcciones que tiene el átomo central en la estructura de Lewis, en este caso el oxígeno, vemos que tiene 4 direcciones: 2 pares enlazantes y dos pares solitarios, que para la repulsión entre estas cuatro direcciones sea la menor posible, se disponen en geometría plano angular:

Se suele representar así:

O

H H

Observa los dos enlaces (o 2 pares enlazantes)

y los dos pares solitarios.

El ángulo α (H−O−H), es menor que un ángulo de una geometría tetraédrica porque los dos pares no enlazantes o solitarios repelen los pares enlazantes haciendo que el ángulo α se cierre α < 109,5º.

En el esquema siguiente aparecen las geometrías

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