Moléculas polares y no polares
Existen enlaces con polaridad muy variada. Así, podemos encontrar desde enlaces covalentes no polares y enlaces covalentes polares, hasta enlaces totalmente iónicos. En los ejemplos siguientes, el etano tiene un enlace covalente no polar C-C. La metilamina, el metanol y el clorometano tienen enlaces covalentes cada vez más polares (C-N, C-O y C-Cl). El cloruro de metilamonio (CH3NH3+Cl-) tiene un enlace iónico entre el ión metilamonio y el ión cloruro.
La polaridad de un enlace aumenta a medida que la electronegatividad de uno de los átomos implicados en
un enlace covalente aumenta. El momento dipolar del enlace es una medida de la polaridad de un enlace.
Interacción dipolo-dipolo.
Las interacciones dipolo-dipolo son el resultado de la aproximación de dos moléculas polares. Si sus extremos positivo y negativo se acercan, la interacción es atractiva.
Si se acercan dos extremos negativos o dos extremos positivos, la interacción es repulsiva. En un líquido o en un sólido, las moléculas están orientadas de tal forma que el extremo positivo del dipolo se aproxima al extremo negativo del dipolo de una molécula vecina y la fuerza resultante es de atracción.
Fuerzas de dispersión de London.
Un momento dipolar temporal en una molécula puede inducir a un momento dipolar temporal en una molécula vecina. Una interacción atractiva dipolo-dipolo puede durar sólo una fracción de segundo.
Las fuerzas de dispersión de London se forman debido a la atracción de dipolos temporales complementarios
Polaridad de enlace
Una regla para determinar si un enlace covalente va a ser polar o no polar es :
Si las casillas de la tabla periódica en las que se encuentran los elementos que forman el enlace covalente tienen un lado común (boro y carbono, por ejemplo), la diferencia de electronegatividades es, en general, lo suficientemente pequeña como para que el enlace entre estos dos elementos sea considerado no polar.
Si las casillas de los átomos no tienen ningún lado en común (carbono y oxigeno, por ejemplo), entonces cualquier enlace entre estos elementos es considerado como polar.
Soluto polar en disolvente no polar (no se disuelve).
Las atracciones "intermoleculares" de las sustancias polares son más fuertes que las atracciones ejercidas por moléculas de disolventes no polares. Es decir, una sustancia polar no se disuelve en un disolvente no polar.
El disolvente no puede interrumpir la interacción intermolecular del soluto, por lo que el sólido no se disolverá en el disolvente.
Soluto no polar en disolvente no polar (se disuelve).
Las atracciones intermoleculares débiles de una sustancia no polar son vencidas por las atracciones débiles ejercidas por un disolvente no polar. La sustancia no polar se disuelve.
El disolvente puede interaccionar con las moléculas del soluto, separándolas y rodeándolas. Esto hace que el soluto se disuelva en el solvente
Soluto no polar en disolvente polar (no se disuelve)
Para que una molécula no polar se disolviera en agua debería romper los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua, por lo tanto, las sustancias no polares no se disuelven en agua.
El enlace de hidrógeno es una interacción mucho más fuerte que la interacción entre un soluto no polar y el agua, por lo que es difícil que el soluto destruya las moléculas de agua. Por tanto, un soluto no polar no se disolverá en agua.
Carga formal.
En los enlaces polares las cargas parciales sobre los átomos son reales. Sin embargo, cuando se dibujan determinadas estructuras químicas, según la representación de Lewis, aparecen cargas eléctricas asociadas a algunos átomos, denominadas cargas formales. Las cargas formales permiten contar el número de electrones de un átomo determinado de una estructura., y se calculan según la siguiente ecuación:
CARGA FORMAL
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos).
X= nº de e- de valencia
Z= nº de e- compartidos
– Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
– Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
Cf = X – (Y + Z/2)
Y= nº de e- no compartidos
Carga Formal
En la siguiente figura se indica el cálculo de la carga formal de cada uno de los átomos que integran el anión carbonato:
CARGA FORMAL
El mismo cálculo se indica a continuación para los átomos, excepto H, que componen la molécula de nitrometano:
Representación de un orbital molecular enlazante.
La densidad electrónica es más alta cerca del núcleo y
disminuye exponencialmente al aumentar la distancia al núcleo
en cualquier dirección
Diagrama de la densidad electrónica del
orbital atómico 1s
Diagrama de la densidad electrónica del
orbital atómica 2s.
Los orbitales 2s tienen una pequeña región de densidad electrónica
elevada próxima al núcleo, pero la mayor parte de la densidad electrónica
está alejada del núcleo, más allá del nodo o región de densidad electrónica cero.
Representaciones de los orbitales 2p y su diagrama de la
densidad electrónica.
Hay tres orbitales 2p, orientados unos con respecto a los otros
perpendicularmente.
Se nombran según su orientación a lo largo del eje x, y o z.
Modelos de enlace para el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno y los halógenos.
El carbono es tetravalente, el nitrógeno trivalente y el oxígeno divalente.
Tanto el hidrógeno como los halógenos son monovalentes, pero mientras que el hidrógeno cumple la regla del octeto, los halógenos tienen un octeto completo con tres pares solitarios de electrones alrededor de ellos.
El carbono necesita formar cuatro enlaces para completar su octeto, por lo que se refiere como tetravalente. El nitrógeno normalmente tendrá tres enlaces y un par solitario de electrones (trivalente), mientras que el oxígeno forma dos enlaces y tiene dos pares solitarios de electrones (divalente). El hidrógeno cumple la regla del dueto, por lo que solamente formará un enlace (monovalente). Los halógenos forman solamente un enlace y tienen tres pares solitarios de electrones.
Se llama VALENCIA COVALENTE O COVALENCIA, al nº de electrones desapareados que posee un átomo, y es deducida de la estructura electrónica del elemento, teniendo en cuenta que un átomo puede desaparear electrones que en su estado fundamental están apareados siempre que no cambien de nivel de energía ; es decir, mediante hibridación.
Para explicar la geometría de numerosas moléculas, se establece el proceso denominado HIBRIDACIÓN DE ORBITALES : A partir de orbitales atómicos puros, se obtienen otros equivalentes geométrica y energéticamente llamados orbitales híbridos.
HIBRIDACION
.
El carbono puede hibridarse de tres maneras distintas:
Hibridación sp3:
4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “?” (frontales).
Hibridación sp2:
3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “?” + 1 orbital “p” (sin hibridar) que formará un enlace “?” (lateral)
Hibridación sp:
2 orbitales sp iguales que forman enlaces “?” + 2 orbitales “p” (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “?”
HIBRIDACIÓN
Es la mezcla de dos o más orbitales puros, que da origen a orbitales híbridos equivalentes, con propiedades diferentes a las que dieron origen.
Formación del BeF2. Cada orbital híbrido sp del Be se solapa con un orbital 2p del F para formar un enlace de pares electrónicos.
F
F
Be
Be
Be
Estado Excitado
Be
ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES E HIBRIDACIÓN
El concepto del traslape de los orbitales atómicos nos permite comprender por qué se forman los enlaces covalentes. Por ejemplo la molécula de BeF2, los experimentos muestran que la molécula es lineal con dos enlaces Be-F idénticos. La configuración electrónica del F nos dice que hay un electrón no apareado en un orbital 2p. Este electrón 2p se puede aparear con uno del átomo de Be para formar un enlace covalente polar. No obstante, ahora enfrentamos una cuestión más difícil: ¿Qué orbitales del átomo de Be se pueden traslapar con los de los átomos de F para formar enlaces Be-F?.
El orbital 2p es de energía más elevada que el orbital 2s, esta promoción requiere energía. Ahora el átomo de Be tiene dos electrones desapareados y por consiguiente puede formar dos enlaces covalentes polares con los átomos de flúor.
El orbital 2s del Be podría ser usado para formar uno de los enlaces y un orbital 2p podría ser usado para el otro . No podríamos, en verdad, esperar que los dos enlaces fueran idénticos. Por consiguiente, aunque la promoción de un electrón permite la formación de dos enlaces Be-F, aún no tenemos una buena explicación de la estructura del BeF2, que como se ha dicho ambos enlaces son idénticos.
Imaginar una “mezcla” del orbital 2s y uno de los orbitales 2p para generar dos nuevos orbitales. Igual que los orbitales p, cada uno de los nuevos orbitales tiene dos lóbulos. Sin embargo, a diferencia de los orbitales p, uno de los lóbulos es mucho mayor que el otro. Los dos orbitales nuevos son de forma idéntica, pero sus lóbulos mayores apuntan en dirección opuesta. Se han creado dos orbitales híbridos, formados por la mezcla de dos o más orbitales de un átomo, procedimiento denominado hibridación. En este caso, hemos hibridado un orbital s y uno p, por lo cual al híbrido lo llamamos orbital híbrido sp.
28/10/2017
Ahora sí los electrones en los orbitales híbridos sp pueden formar enlaces al compartir electrones con los dos átomos de flúor, debido a que los orbitales híbridos sp son equivalentes uno al otro, pero apuntan en dirección opuesta, el BeF2 tiene dos enlaces s idénticos y una geometría lineal.
Otro tipo muy común de hibridación de orbitales se efectúa cuando un orbital s se
mezcla con los tres orbitales p de la misma subcapa. Por ejemplo, el átomo de carbono
en el metano (CH4) forma cuatro enlaces s equivalentes con los cuatro átomos de
hidrógeno. Podemos imaginar este proceso como el resultado de mezclar el orbital
atómico 2s y los tres 2p del carbono para crear orbitales híbridos equivalentes.
Cada uno de los orbitales híbridos tiene un lóbulo grande que apunta hacia el vértice
de un tetraedro así, dentro de la teoría de enlace valencia se puede describir los enlaces
en el CH4 como el traslape de cuatro orbitales híbridos del C con orbitales 1s de los
cuatro átomos de H
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