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Chemistry · AP Chemistry
los enlaces y las formas que originan
Los átomos se enlazan porque los electrones atraídos por dos núcleos a la vez tienen menos energía que los retenidos por uno solo. La disposición de los electrones decide lo demás: el tipo de enlace, la forma de la molécula y el comportamiento de la sustancia.
Los electrones pueden compartirse por igual, compartirse de forma desigual, pasar de un átomo a otro o repartirse entre todo un trozo de metal. Esos son el enlace covalente, covalente polar, iónico y metálico.
En una molécula, los pares de electrones alrededor de cada átomo se separan lo más posible. Eso determina la forma. La figura recorre un átomo central a través de 13 moléculas: al agregar o cambiar enlaces y pares libres (rojo), la forma cambia.
Este capítulo trata los tipos de enlace, la curva de energía que da su longitud a un enlace, los sólidos iónicos y metálicos, los diagramas de Lewis, la resonancia y la carga formal, y las formas, la polaridad y la hibridación que se derivan de ellos.
compartidos, desplazados, cedidos
Un enlace es la atracción de dos núcleos por los mismos electrones. El tipo de enlace que se forma depende de qué tan fuerte atrae cada átomo a esos electrones.
La electronegatividad es la atracción de un átomo sobre los electrones de un enlace. Aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar por un grupo; el flúor tiene la más alta. Valores en la escala de Pauling:
| H | C | N | O | F | Na | Cl |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 2.20 | 2.55 | 3.04 | 3.44 | 3.98 | 0.93 | 3.16 |
Dos átomos idénticos comparten el par por igual: un enlace covalente no polar. Entre dos no metales distintos, el par queda más cerca del átomo más electronegativo, que tiene una carga parcial negativa, δ−; el otro tiene δ+. Ese es un enlace covalente polar. Entre un metal y un no metal el electrón se transfiere en la práctica, y quedan un catión y un anión unidos por su atracción: un enlace iónico.
| enlace | ΔEN | tipo |
|---|---|---|
| H–H | 0.00 | nonpolar covalent |
| H–C | 0.35 | nonpolar covalent (nearly) |
| H–Cl | 0.96 | polar covalent |
| H–O | 1.24 | polar covalent |
| H–F | 1.78 | polar covalent |
| Na–Cl | 2.23 | ionic |
A mayor diferencia, enlace más polar; no hay una línea nítida entre covalente polar e iónico. Como regla práctica, metal con no metal es iónico y no metal con no metal es covalente, pero la mejor evidencia son las propiedades de la sustancia. Los átomos metálicos enlazados entre sí comparten sus electrones de valencia por todo el trozo: enlace metálico (2.4).
por qué un enlace tiene una longitud
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan, cada electrón es atraído por ambos núcleos y la energía disminuye. Si se acercan más, los dos núcleos se repelen y la energía sube bruscamente.
La gráfica muestra la energía potencial frente a la distancia r entre los núcleos; el cero corresponde a los dos átomos muy separados. El fondo del pozo es donde la atracción y la repulsión se equilibran:
Las flechas rojas sobre los átomos muestran la fuerza neta: hacia dentro más allá de 74 pm, hacia fuera por dentro de esa distancia.
Por enlace. para un enlace H–H.
El Cl2 (azul) tiene átomos más grandes: su pozo está más lejos, en 199 pm, y es menos profundo, 242 kJ/mol. Más pares compartidos entre los mismos dos átomos dan un enlace más corto y más fuerte:
| enlace | orden | longitud (pm) | energía (kJ/mol) |
|---|---|---|---|
| C–C | 1 | 154 | 347 |
| C=C | 2 | 134 | 614 |
| C≡C | 3 | 120 | 839 |
Entre iones la atracción sigue la ley de Coulomb, : cargas mayores e iones más pequeños se atraen con más fuerza.
una red de cargas alternas
Un sólido iónico no tiene moléculas. Los cationes y aniones se apilan en una red tridimensional repetitiva, dispuestos de modo que cada ion queda rodeado de iones de carga opuesta.
En el cloruro de sodio, cada Na+ tiene seis vecinos Cl− y cada Cl− seis Na+, a 282 pm de distancia. Esta disposición mantiene la atracción lo más alta y la repulsión lo más baja posible. El Cl− (181 pm) es mucho más grande que el Na+ (102 pm): agregar un electrón hace un anión más grande que su átomo, y quitar uno hace un catión más pequeño.
La fuerza de la red sigue la ley de Coulomb según las cargas de los iones y la distancia entre sus centros:
| sólido | cargas | d (pm) | energía reticular (kJ/mol) |
|---|---|---|---|
| LiF | ±1 | 209 | 1036 |
| NaF | ±1 | 235 | 923 |
| NaCl | ±1 | 283 | 786 |
| KCl | ±1 | 319 | 715 |
| MgO | ±2 | 212 | 3791 |
Ejemplo. MgO frente a NaF: las distancias son parecidas (212 y 235 pm), pero las cargas son el doble:
Por eso el MgO se funde a una temperatura mucho más alta (2852 °C frente a 993 °C del NaF). La carga importa más que el tamaño.
La misma imagen explica las propiedades. Los sólidos iónicos son duros y tienen puntos de fusión altos. Son quebradizos: si se desplaza una capa un ion, cargas iguales quedan frente a frente, se repelen y el cristal se fractura. No conducen la electricidad como sólidos, porque los iones están fijos; fundidos o disueltos, los iones se mueven y transportan corriente.
cationes en un mar de electrones
En un metal, los electrones de valencia abandonan sus átomos y se mueven por todo el sólido. El metal es una red de cationes unidos por este mar de electrones deslocalizados.
Esto explica las propiedades de los metales. Conducen la electricidad y el calor, porque los electrones se mueven libremente. Son maleables y dúctiles: una capa de cationes puede deslizarse sobre la siguiente sin que nada se rompa, ya que los electrones la acompañan y nunca se enfrentan cargas iguales. Compara con el cristal iónico en 2.3.
Una aleación es una mezcla de un metal con otros elementos y conserva las propiedades metálicas.
En la figura, las filas superiores se desplazan un átomo hacia un lado: el cobre y el latón se deslizan; el acero se atora.
colocar los electrones de valencia
Un diagrama de Lewis muestra todos los electrones de valencia de una molécula o un ion, como pares de enlace (líneas) entre átomos y pares libres (puntos) sobre un átomo.
Dibujemos CO2, paso a paso:
En un octeto, los pares de enlace cuentan para ambos átomos. El hidrógeno tiene dos electrones, no ocho.
Ejemplo. El NH3 tiene electrones de valencia: tres enlaces N–H usan seis, y los dos últimos son un par libre en el N.
No todas las moléculas cumplen la regla del octeto. El boro en BF3 tiene seis electrones. El NO tiene un número impar, 11, así que a un átomo le faltan electrones. Los átomos del periodo 3 en adelante pueden tener más de ocho, como el S en SF6 (doce) y el P en PCl5 (diez).
elegir y combinar diagramas de Lewis
Algunas moléculas e iones tienen más de un diagrama de Lewis válido. La carga formal elige el mejor; la resonancia combina los equivalentes.
La carga formal es la carga que tendría un átomo si cada par de enlace se compartiera exactamente por igual:
donde V son los electrones de valencia del átomo, L sus electrones en pares libres y B sus electrones de enlace. Las cargas formales suman la carga de la especie. El mejor diagrama tiene cargas formales lo más cercanas a cero posible y coloca cualquier carga formal negativa en el átomo más electronegativo.
| CO2 | O | C | O |
|---|---|---|---|
| O=C=O | 0 | 0 | 0 |
| O≡C–O | +1 | 0 | −1 |
O=C=O gana: todo ceros.
Resonancia. El nitrato, NO3−, tiene 24 electrones de valencia. Encajan tres diagramas, iguales salvo por cuál O tiene el doble enlace. En cada uno, el N tiene carga formal +1, el O con doble enlace 0 y los O con enlace sencillo −1: total −1.
El ion no es ninguno de ellos. Es el híbrido de resonancia, el promedio: el par π está deslocalizado en los tres enlaces. Cada enlace N–O tiene orden (2 + 1 + 1)/3 = 4/3, los tres tienen la misma longitud, entre la de un enlace sencillo y la de uno doble, y cada O lleva −⅔. El ion no alterna entre las estructuras.
los dominios de electrones se separan
Los pares de electrones alrededor de un átomo central se repelen y se separan tanto como pueden. Esto es la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, RPECV (VSEPR).
Cuenta los dominios de electrones del átomo central: cada par libre es uno, y cada enlace es uno, sea sencillo, doble o triple. El número de dominios fija su disposición; la forma molecular se nombra solo por los átomos.
| dominios | pares libres | forma | ángulo | |
|---|---|---|---|---|
| CO2 | 2 | 0 | linear | 180° |
| BF3 | 3 | 0 | trigonal plana | 120° |
| SO2 | 3 | 1 | bent | 119° |
| CH4 | 4 | 0 | tetrahedral | 109.5° |
| NH3 | 4 | 1 | piramidal trigonal | 107° |
| H2O | 4 | 2 | bent | 104.5° |
| PCl5 | 5 | 0 | bipiramidal trigonal | 90°, 120° |
| SF4 | 5 | 1 | seesaw | < 90°, < 120° |
| ClF3 | 5 | 2 | T-shaped | < 90° |
| XeF2 | 5 | 3 | linear | 180° |
| SF6 | 6 | 0 | octahedral | 90° |
| BrF5 | 6 | 1 | piramidal cuadrada | < 90° |
| XeF4 | 6 | 2 | cuadrada plana | 90° |
Un par libre es atraído por un solo núcleo y se extiende más que un par de enlace, así que comprime los enlaces: CH4, NH3 y H2O tienen cuatro dominios, pero sus ángulos bajan de 109.5° a 107° y a 104.5°.
Con cinco dominios, los pares libres ocupan las posiciones ecuatoriales, donde tienen más espacio. Con seis, dos pares libres quedan opuestos.
los dipolos de enlace se suman o se cancelan
Una molécula es polar si su carga está desequilibrada: un extremo δ+ y el otro δ−. Para ello se necesitan enlaces polares y una forma en la que no se cancelen.
Cada enlace polar tiene un dipolo de enlace, dibujado como una flecha hacia el átomo más electronegativo. El dipolo neto de la molécula es su suma como vectores.
Entre placas cargadas, una molécula polar siente una fuerza que la hace girar. El agua gira para apuntar su extremo O a la placa positiva y su extremo H a la negativa. El CO2 no siente una fuerza de giro neta y sigue girando libremente.
Un par libre en el átomo central suele significar una molécula polar, salvo que la forma siga siendo simétrica, como en XeF2 (lineal) y XeF4 (cuadrada plana).
de qué está hecho un enlace doble
El primer enlace entre dos átomos es un enlace σ (sigma): los orbitales se traslapan de frente, sobre la línea entre los núcleos. Un segundo o tercer enlace es un enlace π (pi): los orbitales p se traslapan lado a lado, arriba y abajo de esa línea.
| C–C | σ | π | cada C | ángulo | |
|---|---|---|---|---|---|
| C2H6 | single | 7 | 0 | sp³ | 109.5° |
| C2H4 | double | 5 | 1 | sp² | 120° |
| C2H2 | triple | 3 | 2 | sp | 180° |
Un enlace sencillo es un σ; un enlace doble es un σ y un π; un enlace triple es un σ y dos π. Todo enlace C–H es σ.
Un enlace σ es simétrico alrededor de su eje, así que los dos extremos del etano giran libremente. Un enlace π necesita que sus dos orbitales p estén paralelos: girar un extremo lo rompería, por eso el eteno es plano y un enlace C=C no gira.
La hibridación clasifica al átomo central según su número de dominios de electrones: dos dominios sp (lineal, 180°), tres sp² (trigonal plana, 120°), cuatro sp³ (tetraédrica, 109.5°). En el nitrato (2.6) el N tiene tres dominios: sp². El examen AP solo pide sp, sp² y sp³, no cómo se obtienen los orbitales híbridos.
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