Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes La fuerza de un enlace describe la fuerza con la que cada átomo está unido a otro átomo y, por tanto, cuánta energía se necesita para romper el enlace entre ambos. En esta sección, aprenderá sobre la fuerza de enlace de los enlaces covalentes, para luego compararla con la fuerza de los enlaces iónicos, que está relacionada con la energía de red de un compuesto. Fuerza de adhesión: enlaces covalentes Las moléculas estables existen porque los enlaces covalentes mantienen los átomos unidos. Medimos la fuerza de un enlace covalente por la energía necesaria para romperlo, es decir, la energía necesaria para separar los átomos enlazados. La separación de todo par de átomos enlazados requiere energía (consulte la ). Cuanto más fuerte sea un enlace, mayor será la energía necesaria para romperlo. La energía necesaria para romper un enlace covalente específico en un mol de moléculas gaseosas se denomina energía de enlace o energía de disociación del enlace. La energía de enlace para una molécula diatómica, D X–Y , se define como el cambio de entalpía estándar en la reacción endotérmica: XY ( g ) ⟶ X ( g ) + Y ( g ) D X-Y = Δ H ° Por ejemplo, la energía de enlace del enlace covalente puro H-H, D H–H , es de 436 kJ por mol de enlaces H-H rotos: H 2 ( g ) ⟶ 2 H ( g ) D H-H = Δ H ° = 436 kJ Las moléculas con tres o más átomos tienen dos o más enlaces. La suma de todas las energías de enlace en dicha molécula es igual al cambio de entalpía estándar para la reacción endotérmica que rompe todos los enlaces en la molécula. Por ejemplo, la suma de las cuatro energías de enlace C-H en el CH 4 , 1660 kJ, es igual al cambio de entalpía estándar de la reacción: La energía media del enlace C-H, D C–H , es de 1660/4 = 415 kJ/mol porque hay cuatro moles de enlaces C-H rotos por mol de la reacción. Aunque los cuatro enlaces C-H son equivalentes en la molécula original, cada uno no requiere la misma energía para romperse; una vez que se rompe el primer enlace (que requiere 439 kJ/mol), los enlaces restantes son más fáciles de romper. El valor de 415 kJ/mol es la media, no el valor exacto necesario para romper un enlace cualquiera. La fuerza de un enlace entre dos átomos aumenta a medida que aumenta el número de pares de electrones en el enlace. Por lo general, a medida que aumenta la resistencia del enlace, su longitud disminuye. Así, encontramos que los enlaces triples son más fuertes y más cortos que los enlaces dobles entre los mismos dos átomos; asimismo, los enlaces dobles son más fuertes y más cortos que los enlaces simples entre los mismos dos átomos. Las energías de enlace medias de algunos enlaces comunes aparecen en la , y una comparación de las longitudes y resistencias de enlace de algunos enlaces comunes aparece en la . Cuando un átomo se une a varios átomos de un grupo, la fuerza del enlace suele disminuir a medida que descendemos en el grupo. Por ejemplo, C-F es 439 kJ/mol, C-Cl es 330 kJ/mol y C-Br es 275 kJ/mol. Energías de enlace (kJ/mol) Enlace Energía de enlace Enlace Energía de enlace Enlace Energía de enlace H–H 436 C–S 260 F–Cl 255 H–C 415 C–Cl 330 F–Br 235 H–N 390 C–Br 275 Si–Si 230 H–O 464 C–I 240 Si–P 215 H–F 569 N–N 160 Si–S 225 H–Si 395 N = N 418 Si–Cl 359 H–P 320 N ≡ N 946 Si–Br 290 H–S 340 N–O 200 Si–I 215 H–Cl 432 N–F 270 P–P 215 H–Br 370 N–P 210 P–S 230 H–I 295 N–Cl 200 P–Cl 330 C–C 345 N–Br 245 P–Br 270 C = C 611 O–O 140 P–I 215 C ≡ C 837 O = O 498 S–S 215 C–N 290 O–F 160 S–Cl 250 C = N 615 O–Si 370 S–Br 215 C ≡ N 891 O–P 350 Cl–Cl 243 C–O 350 O–Cl 205 Cl–Br 220 C = O 741 O–I 200 Cl–I 210 C ≡ O 1.080 F–F 160 Br–Br 190 C–F 439 F–Si 540 Br–I 180 C–Si 360 F–P 489 I–I 150 C–P 265 F–S 285 Longitudes de enlace y energías de enlace medias de algunos enlaces comunes Enlace Longitud de enlace (Å) Energía de enlace (kJ/mol) C-C 1,54 345 C = C 1,34 611 C ≡ C 1,20 837 C-N 1,43 290 C = N 1,38 615 C ≡ N 1,16 891 C-O 1,43 350 C = O 1,23 741 C ≡ O 1,13 1.080 Podemos utilizar las energías de enlace para calcular los cambios de entalpía aproximados para las reacciones en las que no se dispone de entalpías de formación. Los cálculos de este tipo también nos dirán si una reacción es exotérmica o endotérmica. Una reacción exotérmica (Δ H negativo, calor producido) resulta cuando los enlaces en los productos son más fuertes que los enlaces en los reactivos. Una reacción endotérmica (Δ H positivo, calor absorbido) se produce cuando los enlaces de los productos son más débiles que los de los reactivos. El cambio de entalpía, Δ H , en una reacción química es aproximadamente igual a la suma de la energía necesaria para romper todos los enlaces en los reactivos (energía "dentro", signo positivo) más la energía liberada cuando se forman todos los enlaces en los productos (energía "fuera", signo negativo). Esto se puede expresar matemáticamente de la siguiente manera: Δ H = ƩD enlaces rotos – ƩD enlaces formados En esta expresión, el símbolo Ʃ significa "la suma de" y D representa la energía de enlace en kilojulios por mol, que siempre es un número positivo. La energía de enlace se obtiene a partir de una tabla (como la ) y dependerá de que el enlace sea simple, doble o triple. Por lo tanto, al calcular las entalpías de esta manera, es importante que tengamos en cuenta el enlace en todos los reactivos y productos. Como los valores de D suelen ser promedios para un tipo de enlace en muchas moléculas diferentes, este cálculo proporciona una estimación aproximada, no un valor exacto, de la entalpía de reacción. Considere la siguiente reacción: H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⟶ 2 HCl ( g ) o H-H ( g ) + Cl-Cl ( g ) ⟶ 2 H-Cl ( g ) Para formar dos moles de HCl, hay que romper un mol de enlaces H-H y un mol de enlaces Cl-Cl. La energía necesaria para romper estos enlaces es la suma de la energía de enlace del enlace H-H (436 kJ/mol) y del enlace Cl-Cl (243 kJ/mol). Durante la reacción, se forman dos moles de enlaces H-Cl (energía de enlace = 432 kJ/mol), liberando 2 × 432 kJ; o 864 kJ. Como los enlaces de los productos son más fuertes que los de los reactivos, la reacción libera más energía de la que consume: Δ H = ƩD enlaces rotos – ƩD enlaces formados Δ H = [ D H-H + D Cl-Cl ] – 2 D H-Cl = [ 436 + 243 ] – 2 ( 432 ) = -185 kJ Este exceso de energía se libera en forma de calor, por lo que la reacción es exotérmica. El Apéndice G da un valor para la entalpía molar estándar de formación del HCl(g), Δ H f ° , de –92,307 kJ/mol. El doble de ese valor es -184,6 kJ, lo que coincide con la respuesta que se obtuvo anteriormente para la formación de dos moles de HCl. Uso de las energías de enlace para calcular los cambios aproximados de entalpía El metanol, CH 3 OH, puede ser un excelente combustible alternativo. La reacción a alta temperatura del vapor y el carbono produce una mezcla de los gases monóxido de carbono, CO, e hidrógeno, H 2 , a partir de la cual se puede producir metanol. Al usar las energías de enlace en la , calcule el cambio aproximado de entalpía, Δ H , para esta reacción: CO ( g ) + 2 H 2 ( g ) ⟶ CH 3 OH ( g ) Solución En primer lugar, tenemos que escribir las estructuras de Lewis de los reactivos y los productos: A partir de esto, vemos que Δ H en esta reacción implica la energía necesaria para romper un triple enlace C-O y dos enlaces simples H-H, así como la energía producida por la formación de tres enlaces simples C-H, un enlace simple C-O y un enlace simple O-H. Podemos expresarlo como sigue: Δ H = ƩD enlaces rotos – ƩD enlaces formados Δ H = [ D C ≡ O + 2 ( D H-H ) ] – [ 3 ( D C-H ) + D C-O + D O-H ] Utilizando los valores de energía de enlace en la , obtenemos: Δ H = [ 1.080 + 2 ( 436 ) ] – [ 3 ( 415 ) + 350 + 464 ] = -107 kJ Podemos comparar este valor con el valor calculado con base en Δ H f ° datos del Apéndice G: Δ H = [ Δ H f ° CH 3 OH ( g ) ] – [ Δ H f ° CO ( g ) + 2 × Δ H f ° H 2 ] = [ – 201,0 ] – [ -110,52 + 2 × 0 ] = -90,5 kJ Observe que hay una diferencia bastante importante entre los valores calculados con los dos métodos diferentes. Esto se debe a que los valores D son la media de diferentes resistencias de enlace; por lo tanto, a menudo solo ofrecen una concordancia aproximada con otros datos. Compruebe sus conocimientos El alcohol etílico, CH 3 CH 2 OH, fue uno de los primeros productos químicos orgánicos sintetizados intencionalmente por el ser humano. Tiene muchos usos en la industria, y es el alcohol que contienen las bebidas alcohólicas. Puede obtenerse mediante la fermentación del azúcar o sintetizarse mediante la hidratación del etileno en la siguiente reacción: Utilizando las energías de enlace en la , calcule un cambio de entalpía aproximado, Δ H , para esta reacción. Respuesta: -35 kJ Fuerza de enlace iónico y energía de red Un compuesto iónico es estable debido a la atracción electrostática entre sus iones positivos y negativos. La energía de red de un compuesto es una medida de la fuerza de esta atracción. La energía de red (Δ H red ) de un compuesto iónico se define como la energía necesaria para separar un mol del sólido en sus iones gaseosos componentes. En el sólido iónico MX, la energía de red es el cambio de entalpía del proceso: MX ( s ) ⟶ M n + ( g ) + X n – ( g ) Δ H red Tenga en cuenta que estamos utilizando la convención en la que el sólido iónico se separa en iones, por lo que nuestras energías de red serán endotérmicas (valores positivos). Algunos textos utilizan la convención equivalente pero opuesta que la energía de red como la energía liberada cuando los iones separados se combinan para formar una red y dando valores negativos (exotérmicos). Por lo tanto, si busca energías de red en otra referencia, asegúrese de comprobar qué definición se utiliza. En ambos casos, una magnitud mayor para la energía de red indica un compuesto iónico más estable. En el cloruro de sodio, Δ H red = 769 kJ. Así, se necesitan 769 kJ para separar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos Na + y Cl – . Cuando un mol de cada uno de los iones gaseosos Na + y Cl – forman el NaCl sólido, se liberan 769 kJ de calor. La energía de red Δ H red de un cristal iónico puede expresarse mediante la siguiente ecuación (derivada de la ley de Coulomb, que rige las fuerzas entre cargas eléctricas): Δ H red = C ( Z + ) ( Z – ) R o en la que C es una constante que depende del tipo de estructura cristalina; Z + y Z – son las cargas de los iones; y R o es la distancia interiónica (la suma de los radios de los iones positivos y negativos). Así, la energía de red de un cristal iónico aumenta rápidamente a medida que las cargas de los iones aumentan y los tamaños de los iones disminuyen. Cuando todos los demás parámetros se mantienen constantes, duplicar la carga del catión y del anión cuadruplica la energía de la red. Por ejemplo, la energía de red del LiF (Z + y Z – = 1) es de 1023 kJ/mol, mientras que la del MgO (Z + y Z – = 2) es de 3900 kJ/mol el (R Ro es casi el mismo, alrededor de 200 pm para ambos compuestos). Diferentes distancias interatómicas producen diferentes energías de red. Por ejemplo, podemos comparar la energía de red del MgF 2 (2957 kJ/mol) con la del MgI 2 (2327 kJ/mol) para observar el efecto en la energía de red del menor tamaño iónico del F – en comparación con el I – . Comparaciones de la energía de red La gema preciosa rubí es óxido de aluminio, Al 2 O 3 , que contiene trazas de Cr 3+ . El compuesto Al 2 Se 3 se utiliza en la fabricación de algunos dispositivos semiconductores. ¿Cuál tiene mayor energía de red, Al 2 O 3 o Al 2 Se 3 ? Solución En estos dos compuestos iónicos, las cargas Z + y Z – son iguales, por lo que la diferencia de energía de red dependerá de R o . El ion O 2– es más pequeño que el ion Se 2– . Así, el Al 2 O 3 tendría una distancia interiónica más corta que el Al 2 Se 3 , y el Al 2 O 3 tendría la energía de red más grande. Compruebe sus conocimientos El óxido de zinc, ZnO, es un protector solar muy eficaz. ¿Cómo se compararía la energía de red del ZnO con la del NaCl? Respuesta: El ZnO tendría la mayor energía de red porque los valores Z del catión y del anión en el ZnO son mayores, y la distancia interiónica del ZnO es menor que la del NaCl. El ciclo Born-Haber No es posible medir directamente las energías de la red. Sin embargo, la energía de red puede calcularse utilizando la ecuación dada en la sección anterior o utilizando un ciclo termoquímico. El ciclo de Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess que descompone la formación de un sólido iónico en una serie de pasos individuales: Δ H f ° , la entalpía estándar de formación del compuesto IE , la energía de ionización del metal EA , la afinidad electrónica del no metal Δ H s ° , la entalpía de sublimación del metal D , la energía de disociación del enlace del no metal Δ H red , la energía de red del compuesto La muestra un diagrama del ciclo de Born-Haber para la formación de fluoruro de cesio sólido. El ciclo de Born-Haber muestra las energías relativas de cada paso implicado en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos necesarios en sus estados de referencia. Comenzamos con los elementos en sus estados más comunes, Cs( s ) y F 2 ( g ). El Δ H s ° representa la conversión del cesio sólido en gas, y luego la energía de ionización convierte los átomos de cesio gaseoso en cationes. En el siguiente paso, contabilizamos la energía necesaria para romper el enlace F-F y producir átomos de flúor. La conversión de un mol de átomos de flúor en iones de flúor es un proceso exotérmico, por lo que este paso desprende energía (la afinidad electrónica) y se muestra como decreciente a lo largo del eje y . Ahora tenemos un mol de cationes Cs y un mol de aniones F. Estos iones se combinan para producir fluoruro de cesio sólido. El cambio de entalpía en este paso es el negativo de la energía de red, por lo que también es una cantidad exotérmica. La energía total implicada en esta conversión es igual a la entalpía de formación determinada experimentalmente, Δ H f ° , del compuesto a partir de sus elementos. En este caso, el cambio global es exotérmico. La ley de Hess también puede utilizarse para mostrar la relación entre las entalpías de los pasos individuales y la entalpía de formación. La lo muestra para el fluoruro, CsF. Entalpía de sublimación del Cs( s ) Cs ( s ) ⟶ Cs ( g ) Δ H = Δ H s ° = 76,5 kJ/mol La mitad de la energía de enlace del F 2 1 2 F 2 ( g ) ⟶ F ( g ) Δ H = 1 2 D = 79,4 kJ/mol Energía de ionización del Cs( g ) Cs ( g ) ⟶ Cs + ( g ) + e – Δ H = I E = 375,7 kJ/mol Afinidad electrónica de F F ( g ) + e – ⟶ F – ( g ) Δ H = E A = -328,2 kJ/mol Negativo de la energía de red de CsF( s ) Cs + ( g ) + F – ( g ) ⟶ CsF ( s ) Δ H = −Δ H red = con dígito d? Entalpía de formación de CsF( s ), añadir los pasos 1–5 Δ H = Δ H f ° = Δ H s ° + 1 2 D + I E + ( E A ) + ( – Δ H red ) Cs ( s ) + 1 2 F 2 ( g ) ⟶ CsF ( s ) Δ H = -553,5 kJ/mol Así, la energía de la red puede calcularse a partir de otros valores. Para el fluoruro de cesio, utilizando estos datos, la energía de red es: Δ H red = 76,5 + 79,4 + 375,7 + ( -328,2 ) – ( -553,5 ) = 756,9 kJ/mol El ciclo de Born-Haber también puede utilizarse para calcular cualquiera de las otras cantidades de la ecuación de la energía de la red, siempre que se conozca el resto. Por ejemplo, si la entalpía de sublimación relevante Δ H s ° , la energía de ionización (IE), la entalpía de disociación de enlace (D), la energía de red Δ H red , y la entalpía estándar de formación Δ H f ° se conocen, el ciclo de Born-Haber puede utilizarse para determinar la afinidad electrónica de un átomo. Las energías de red calculadas para los compuestos iónicos suelen ser mucho más altas que las energías de disociación de los enlaces medidos para los enlaces covalentes. Mientras que las energías de red suelen situarse en el rango de 600–4.000 kJ/mol (algunas incluso más altas), las energías de disociación de los enlaces covalentes suelen estar entre 150–400 kJ/mol para los enlaces simples. Sin embargo, hay que tener en cuenta que no son valores directamente comparables. En el caso de los compuestos iónicos, las energías de red están asociadas a muchas interacciones, ya que los cationes y los aniones se agrupan en una red extendida. En los enlaces covalentes, la energía de disociación del enlace está asociada a la interacción de solo dos átomos. Conceptos clave y resumen La fuerza de un enlace covalente se mide por su energía de disociación del enlace, es decir, la cantidad de energía necesaria para romper ese enlace concreto en un mol de moléculas. Los enlaces múltiples son más fuertes que los enlaces simples entre los mismos átomos. La entalpía de una reacción puede estimarse a partir del aporte de energía necesario para romper los enlaces y la energía liberada cuando se forman nuevos enlaces. En los enlaces iónicos, la energía de red es la energía necesaria para separar un mol de un compuesto en sus iones en fase gaseosa. La energía de la red aumenta en los iones con cargas más altas y distancias más cortas entre los iones. Las energías de red se calculan a menudo utilizando el ciclo de Born-Haber, un ciclo termoquímico que incluye todos los pasos energéticos implicados en la conversión de elementos en un compuesto iónico. Ecuaciones clave Energía de enlace en una molécula diatómica: XY ( g ) ⟶ X ( g ) + Y ( g ) D X-Y = Δ H ° Cambio de entalpía: Δ H = ƩD enlaces rotos – ƩD enlaces formados Energía de red para un sólido MX: MX ( s ) ⟶ M n + ( g ) + X n – ( g ) Δ H red Energía de red en un cristal iónico: Δ H red = C ( Z + ) ( Z – ) R o Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Qué enlace de cada uno de los siguientes pares de enlaces es el más fuerte? (a) C–C o C = C (b) C–N o C ≡ N (c) C ≡ O o C = O (d) H–F o H–Cl (e) C–H o O–H (f) C–N o C–O Utilizando las energías de enlace en la , determine el cambio de entalpía aproximado en cada una de las siguientes reacciones: (a) H 2 ( g ) + Br 2 ( g ) ⟶ 2 HBr ( g ) (b) CH 4 ( g ) + I 2 ( g ) ⟶ CH 3 I ( g ) + HI ( g ) (c) C 2 H 4 ( g ) + 3 O 2 ( g ) ⟶ 2 CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) (a) -114 kJ; (b) 30 kJ; (c) -1055 kJ Utilizando las energías de enlace en la , determine el cambio de entalpía aproximado en cada una de las siguientes reacciones: (a) Cl 2 ( g ) + 3 F 2 ( g ) ⟶ 2 ClF 3 ( g ) (b) H 2 C = CH 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⟶ H 3 CCH 3 ( g ) (c) 2 C 2 H 6 ( g ) + 7 O 2 ( g ) ⟶ 4 CO 2 ( g ) + 6 H 2 O ( g ) Cuando una molécula puede formar dos estructuras diferentes, la estructura con los enlaces más fuertes suele ser la forma más estable. Utilice las energías de enlace para predecir la estructura correcta de la molécula de hidroxilamina: La mayor energía de enlace está en la figura de la izquierda. Es la forma más estable. ¿En qué se diferencia la energía de enlace del HCl( g ) de la entalpía estándar de formación del HCl( g )? Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G , muestre cómo puede utilizarse la entalpía estándar de formación del HCl( g ) para determinar la energía de enlace. HCl ( g ) ⟶ 1 2 H 2 ( g ) + 1 2 Cl 2 ( g ) Δ H 1 ° = −Δ H f [ HCl ( g ) ] ° 1 2 H 2 ( g ) ⟶ H ( g ) Δ H 2 ° = Δ H f [ H ( g ) ] ° 1 2 Cl 2 ( g ) ⟶ Cl ( g ) Δ H 3 ° = Δ H f [ Cl ( g ) ] ° ¯ HCl ( g ) ⟶ H ( g ) + Cl ( g ) Δ H ° = Δ H 1 ° + Δ H 2 ° + Δ H 3 ° D HCl = Δ H ° = Δ H f [ HCl ( g ) ] ° + Δ H f [ H ( g ) ] ° + Δ H f [ Cl ( g ) ] ° = – ( -92,307 kJ ) + 217,97 kJ + 121,3 kJ = 431,6 kJ Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G , calcule la energía de enlace del doble enlace carbono-azufre en el CS 2 . Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G , determine qué enlace es más fuerte: ¿el enlace S-F en SF 4 ( g ) o en SF 6 ( g )? El enlace S-F en el SF 4 es más fuerte. Utilizando los datos de entalpía estándar de formación del Apéndice G , determine qué enlace es más fuerte: ¿el enlace P-Cl en PCl 3 ( g ) o en PCl 5 ( g )? Complete la siguiente estructura de Lewis añadiendo enlaces (no átomos) e indique el enlace más largo: Los enlaces simples C–C son los más largos. Utilice la energía de enlace para calcular un valor aproximado de Δ H en la siguiente reacción. ¿Cuál es la forma más estable del FNO 2 ? Utilice los principios de la estructura atómica para responder cada una de las siguientes preguntas: Esta pregunta está tomada del examen de Química de nivel avanzado y se utiliza con el permiso del Educational Testing Service. (a) El radio del átomo de Ca es de 197 pm; el radio del ion Ca 2+ es de 99 pm. Tenga en cuenta la diferencia. (b) La energía de red del CaO( s ) es de -3460 kJ/mol; la energía de red del K 2 O es de -2240 kJ/mol. Tenga en cuenta la diferencia. (c) Dados estos valores de ionización, explique la diferencia entre el Ca y el K con respecto a sus energías de primera y segunda ionización. Elemento Primera energía de ionización (kJ/mol) Segunda energía de ionización (kJ/mol) K 419 3.050 Ca 590 1.140 (d) La primera energía de ionización del Mg es de 738 kJ/mol y la del Al es de 578 kJ/mol. Tenga en cuenta esta diferencia. (a) Cuando se eliminan dos electrones de la capa de valencia, el radio del Ca pierde el nivel de energía más externo y vuelve al nivel inferior n = 3, cuyo radio es mucho más pequeño. (b) La carga +2 del calcio acerca mucho más el oxígeno en comparación con el K, aumentando así la energía de la red en relación con un ion menos cargado. (c) La eliminación del electrón 4 s en el Ca requiere más energía que la eliminación del electrón 4 s en el K debido a la mayor atracción del núcleo y a la energía extra necesaria para romper el emparejamiento de los electrones. La segunda energía de ionización del K requiere que un electrón sea retirado de un nivel de energía más bajo, donde la atracción es mucho más fuerte del núcleo para el electrón. Además, se necesita energía para desemparejar dos electrones en un orbital completo. En el Ca, el segundo potencial de ionización requiere la eliminación de un solo electrón solitario en el nivel de energía exterior expuesto. (d) En el Al, el electrón eliminado está relativamente desprotegido y no apareado en un orbital p . La mayor energía para el Mg refleja principalmente el desparejamiento del electrón 2 s . La energía de red del LiF es de 1023 kJ/mol, y la distancia Li-F es de 200,8 pm. El NaF cristaliza en la misma estructura que el LiF pero con una distancia Na-F de 231 pm. ¿Cuál de los siguientes valores se aproxima más a la energía de red del NaF? 510, 890, 1023, 1175 o 4090 kJ/mol? Explique su elección. ¿En cuál de las siguientes sustancias se requiere menos energía para convertir un mol del sólido en iones separados? (a) MgO (b) SrO (c) KF (d) CsF (e) MgF 2 (d) La reacción de un metal, M, con un halógeno, X 2 , procede por una reacción exotérmica como indica esta ecuación: M ( s ) + X 2 ( g ) ⟶ MX 2 ( s ) . En cada uno de los siguientes casos, indique qué opción hará que la reacción sea más exotérmica. Explique sus respuestas. (a) un radio grande frente a un radio pequeño para M +2 (b) una energía de ionización alta frente a una energía de ionización baja para M (c) una energía de enlace creciente para el halógeno (d) una afinidad electrónica decreciente para el halógeno e) un tamaño creciente del anión formado por el halógeno La energía de red del LiF es de 1023 kJ/mol, y la distancia Li-F es de 201 pm. El MgO cristaliza en la misma estructura que el LiF pero con una distancia Mg-O de 205 pm. Cuál de los siguientes valores se aproxima más a la energía de red del MgO: ¿256 kJ/mol, 512 kJ/mol, 1023 kJ/mol, 2046 kJ/mol o 4008 kJ/mol? Explique su elección. 4008 kJ/mol; los dos iones del MgO tienen el doble de carga que los del LiF; la longitud de los enlaces es muy similar y ambos tienen la misma estructura; se espera una cuadruplicación de la energía según la ecuación de la energía de red. ¿Qué compuesto de cada uno de los siguientes pares tiene la mayor energía de red? Nota: El Mg 2+ y el Li + tienen radios similares; el O 2– y el F – tienen radios similares. Explique sus elecciones. (a) MgO o MgSe (b) LiF o MgO (c) Li 2 O o LiCl (d) Li 2 Se o MgO ¿Qué compuesto de cada uno de los siguientes pares tiene la mayor energía de red? Nota: Ba 2+ y K + tienen radios similares; S 2– y Cl – tienen radios similares. Explique sus elecciones. (a) K 2 O o Na 2 O (b) K 2 S o BaS (c) KCl o BaS (d) BaS o BaCl 2 (a) Na 2 O; Na + tiene un radio menor que el K + ; (b) BaS; el Ba tiene una carga mayor que el K; (c) BaS; el Ba y el S tienen cargas mayores; (d) BaS; el S tiene una carga mayor. ¿Cuál de los siguientes compuestos requiere más energía para convertir un mol del sólido en iones separados? (a) MgO (b) SrO (c) KF (d) CsF (e) MgF 2 ¿Cuál de los siguientes compuestos requiere más energía para convertir un mol del sólido en iones separados? (a) K 2 S (b) K 2 O (c) CaS (d) Cs 2 S (e) CaO (e) La energía de red del KF es de 794 kJ/mol, y la distancia interiónica es de 269 pm. La distancia en el Na–F en el NaF, que tiene la misma estructura que el KF, es de 231 pm. Cuál de los siguientes valores es la aproximación más cercana a la energía de red del NaF: ¿682 kJ/mol, 794 kJ/mol, 924 kJ/mol, 1588 kJ/mol o 3175 kJ/mol? Explique su respuesta. energía de enlace (también, energía de disociación del enlace) energía necesaria para romper un enlace covalente en una sustancia gaseosa. Ciclo de Born-Haber ciclo termoquímico que relaciona las diferentes etapas energéticas que intervienen en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos correspondientes. energía de red (Δ H red ) energía necesaria para separar un mol de un sólido iónico en los iones gaseosos que lo componen.

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Estructura molecular y polaridad Hasta ahora, hemos utilizado estructuras bidimensionales de Lewis para representar moléculas. Sin embargo, la estructura molecular es en realidad tridimensional, y es importante poder describir los enlaces moleculares en términos de sus distancias, ángulos y disposiciones relativas en el espacio ( ). Un ángulo de enlace es el ángulo entre dos enlaces cualesquiera que incluyen un átomo común, normalmente medido en grados. Una distancia de enlace (o longitud de enlace) es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados a lo largo de la línea recta que une los núcleos. Las distancias de enlace se miden en Ångstroms (1 Å = 10 –10 m) o picómetros (1 pm = 10 –12 m, 100 pm = 1 Å). Se muestran las distancias de enlace (longitudes) y los ángulos para la molécula de formaldehído, H 2 CO. Teoría VSEPR La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) nos permite predecir la estructura molecular, lo que incluye los ángulos de enlace aproximados alrededor de un átomo central de una molécula a partir de un examen del número de enlaces y pares solitarios de electrones en su estructura de Lewis. El modelo VSEPR asume que los pares de electrones en la capa de valencia de un átomo central adoptarán una disposición que minimice las repulsiones entre estos pares de electrones maximizando la distancia entre ellos. Los electrones de la capa de valencia de un átomo central forman pares de electrones enlazados, situados principalmente entre átomos enlazados, o pares solitarios. La repulsión electrostática de estos electrones se reduce cuando las distintas regiones de alta densidad electrónica asumen posiciones lo más alejadas posible entre sí. La teoría VSEPR predice la disposición de los pares de electrones alrededor de cada átomo central y, normalmente, la disposición correcta de los átomos en una molécula. Sin embargo, debemos entender que la teoría solo considera las repulsiones de pares de electrones. Otras interacciones, como las repulsiones nuclear-nuclear y las atracciones nuclear-electrónica, también intervienen en la disposición final que adoptan los átomos en una determinada estructura molecular. Como ejemplo sencillo de la teoría VSEPR, predigamos la estructura de una molécula gaseosa de BeF 2 . La estructura de Lewis del BeF 2 ( ) muestra solo dos pares de electrones alrededor del átomo central de berilio. Con dos enlaces y sin pares solitarios de electrones en el átomo central, los enlaces están lo más separados posible, y la repulsión electrostática entre estas regiones de alta densidad electrónica se reduce al mínimo cuando están en lados opuestos del átomo central. El ángulo de enlace es de 180° ( ). La molécula de BeF 2 adopta una estructura lineal en la que los dos enlaces están lo más separados posible, en lados opuestos del átomo de Be. La ilustra esta y otras geometrías de pares de electrones que minimizan las repulsiones entre regiones de alta densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). Dos regiones de densidad de electrones alrededor de un átomo central en una molécula forman una geometría lineal ; tres regiones forman una geometría trigonal plana ; cuatro regiones forman una geometría tetraédrica ; cinco regiones forman una geometría trigonal bipiramidal ; y seis regiones forman una geometría octaédrica . Las geometrías básicas de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR maximizan el espacio alrededor de cualquier región de densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). Geometría de pares de electrones frente a la estructura molecular Es importante señalar que la geometría de pares de electrones alrededor de un átomo central no es lo mismo que su estructura molecular. Las geometrías de pares de electrones mostradas en la describen todas las regiones donde se encuentran los electrones, tanto los enlaces como los pares solitarios. La estructura molecular describe la ubicación de los átomos , no de los electrones. Diferenciamos estas dos situaciones denominando la geometría que incluye todos los pares de electrones como geometría de pares de electrones . La estructura que incluye solo la colocación de los átomos en la molécula se llama estructura molecular . Las geometrías de los pares de electrones serán las mismas que las de las estructuras moleculares cuando no haya pares solitarios de electrones alrededor del átomo central, pero serán diferentes cuando haya pares solitarios presentes en el átomo central. Por ejemplo, la molécula de metano, CH 4 , que es el principal componente del gas natural, tiene cuatro pares de electrones de enlace alrededor del átomo central de carbono; la geometría de pares de electrones es tetraédrica, al igual que la estructura molecular ( ). Por otro lado, la molécula de amoníaco, NH 3 , también tiene cuatro pares de electrones asociados al átomo de nitrógeno, por lo que tiene una geometría tetraédrica de pares de electrones. Una de estas regiones, sin embargo, es un par solitario, que no está incluido en la estructura molecular, y este par solitario influye en la forma de la molécula ( ). La estructura molecular de la molécula de metano, CH 4 , se muestra con una disposición tetraédrica de los átomos de hidrógeno. Las estructuras VSEPR como esta se suelen dibujar utilizando la notación de cuñas y guiones, en la que las líneas sólidas representan enlaces en el plano de la página, las cuñas sólidas representan enlaces que salen del plano y las líneas de guiones representan enlaces que bajan al plano. (a) La geometría de pares de electrones en la molécula de amoníaco es tetraédrica con un par solitario y tres enlaces simples. (b) La estructura molecular piramidal trigonal se determina a partir de la geometría de pares de electrones. (c) Los ángulos de enlace reales se desvían ligeramente de los ángulos ideales porque el par solitario ocupa una región de espacio mayor que los enlaces simples, lo que hace que el ángulo HNH sea ligeramente menor que 109,5°. Como se ve en la , las pequeñas distorsiones de los ángulos ideales en la pueden ser el resultado de las diferencias de repulsión entre varias regiones de densidad de electrones. La teoría VSEPR predice estas distorsiones al establecer un orden de repulsiones y un orden de la cantidad de espacio ocupado por los diferentes tipos de pares de electrones. El orden de las repulsiones de pares de electrones de mayor a menor repulsión es: par solitario-par solitario > par solitario-par enlazante > par enlazante-par enlazante Este orden de repulsiones determina la cantidad de espacio que ocupan las diferentes regiones de electrones. Un par de electrones solitario ocupa una región de espacio mayor que los electrones de un triple enlace; a su vez, los electrones de un triple enlace ocupan más espacio que los de un doble enlace, y así sucesivamente. El orden de los tamaños de mayor a menor es: par solitario > triple enlace > doble enlace > enlace simple Pensemos en el formaldehído, H 2 CO, que se utiliza como conservante de muestras biológicas y anatómicas ( ). Esta molécula tiene regiones de alta densidad electrónica que consisten en dos enlaces simples y un doble enlace. La geometría básica es trigonal plana con ángulos de enlace de 120°, pero vemos que el doble enlace provoca ángulos ligeramente mayores (121°), y el ángulo entre los enlaces simples es ligeramente menor (118°). En la molécula de amoníaco, los tres átomos de hidrógeno unidos al nitrógeno central no están dispuestos en una estructura molecular plana y trigonal, sino en una pirámide trigonal tridimensional ( ) con el átomo de nitrógeno en el vértice y los tres átomos de hidrógeno formando la base. Los ángulos de enlace ideales en una pirámide trigonal se basan en la geometría de pares de electrones tetraédrica. De nuevo, hay ligeras desviaciones del ideal porque los pares solitarios ocupan regiones del espacio más grandes que los electrones de enlace. Los ángulos de enlace H–N–H en el NH 3 son ligeramente más pequeños que el ángulo de 109,5° en un tetraedro regular ( ) porque la repulsión par solitario-par enlazante es mayor que la repulsión par enlazante-par enlazante ( ). La ilustra las estructuras moleculares ideales, que se predicen con base en las geometrías de pares de electrones para varias combinaciones de pares solitarios y pares enlazantes. Las estructuras moleculares son idénticas a las geometrías de pares de electrones cuando no hay pares solitarios presentes (primera columna). En un número concreto de pares de electrones (fila), las estructuras moleculares para uno o más pares solitarios se determinan a partir de las modificaciones de la geometría de pares de electrones correspondiente. Según la teoría VSEPR, las ubicaciones de los átomos terminales (Xs en la ) son equivalentes dentro de las geometrías de pares de electrones lineales, trigonales planas y tetraédricas (las tres primeras filas de la tabla). No importa qué X se sustituya por un par solitario porque las moléculas pueden girar para convertir posiciones. Sin embargo, en las geometrías bipiramidales trigonales de pares de electrones, hay dos posiciones X distintas, como se muestra en la : una posición axial (si sostenemos un modelo de bipirámide trigonal por las dos posiciones axiales, tenemos un eje alrededor del cual podemos girar el modelo) y una posición ecuatorial (tres posiciones forman un ecuador alrededor del centro de la molécula). Como se muestra en la , la posición axial está rodeada de ángulos de enlace de 90°, mientras que la posición ecuatorial tiene más espacio disponible debido a los ángulos de enlace de 120°. En una geometría bipiramidal trigonal de pares de electrones, los pares solitarios siempre ocupan posiciones ecuatoriales porque estas posiciones más espaciosas pueden acomodar más fácilmente los pares solitarios más grandes. Teóricamente, podemos encontrar tres posibles disposiciones para los tres enlaces y los dos pares solitarios de la molécula de ClF 3 ( ). La estructura estable es la que coloca los pares solitarios en posiciones ecuatoriales, dando una estructura molecular en forma de T. (a) En una bipirámide trigonal, las dos posiciones axiales están situadas directamente una frente a la otra, mientras que las tres posiciones ecuatoriales están situadas en una disposición triangular. (b-d) Los dos pares solitarios (líneas rojas) en ClF 3 tienen varias disposiciones posibles, pero la estructura molecular en forma de T (b) es la que se observa realmente, coherente con los pares solitarios más grandes, los cuales ocupan posiciones ecuatoriales. Cuando un átomo central tiene dos pares solitarios de electrones y cuatro regiones de enlace, tenemos una geometría octaédrica de pares de electrones. Los dos pares solitarios se encuentran en lados opuestos del octaedro (separados 180°), lo que produce una estructura molecular cuadrada y plana que minimiza las repulsiones entre pares solitarios ( ). Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular El siguiente procedimiento utiliza la teoría VSEPR para determinar las geometrías de los pares de electrones y las estructuras moleculares: Escriba la estructura de Lewis de la molécula o del ion poliatómico. Cuente el número de regiones de densidad de electrones (pares solitarios y enlaces) alrededor del átomo central. Un enlace simple, doble o triple cuenta como una región de densidad electrónica. Identifique la geometría de pares de electrones en función del número de regiones de densidad electrónica: lineal, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal trigonal u octaédrica ( , primera columna). Utilice el número de pares solitarios para determinar la estructura molecular ( ). Si es posible más de una disposición de pares solitarios y enlaces químicos, elija la que minimice las repulsiones, recordando que los pares solitarios ocupan más espacio que los enlaces múltiples, que a su vez ocupan más espacio que los enlaces simples. En los arreglos bipiramidales trigonales, la repulsión se minimiza cuando cada par solitario está en una posición ecuatorial. En una disposición octaédrica con dos pares solitarios, la repulsión se minimiza cuando los pares solitarios están en lados opuestos del átomo central. Los siguientes ejemplos ilustran el uso de la teoría VSEPR para predecir la estructura molecular de moléculas o iones que no tienen pares solitarios de electrones. En este caso, la estructura molecular es idéntica a la geometría de pares de electrones. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: CO 2 y BCl 3 Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes elementos: (a) el dióxido de carbono, CO 2 , una molécula producida por la combustión de los combustibles fósiles (b) tricloruro de boro, BCl 3 , un importante producto químico industrial Solución (a) Escribimos la estructura de Lewis del CO 2 como: Esto nos muestra dos regiones de alta densidad de electrones alrededor del átomo de carbono: cada doble enlace cuenta como una región, y no hay pares solitarios en el átomo de carbono. Utilizando la teoría VSEPR, predecimos que las dos regiones de densidad de electrones se disponen en lados opuestos del átomo central con un ángulo de enlace de 180°. La geometría de pares de electrones y la estructura molecular son idénticas, y las moléculas de CO 2 son lineales. (b) Escribimos la estructura de Lewis de BCl 3 como: Así, vemos que BCl 3 tiene tres enlaces, y no hay pares solitarios de electrones en el boro. La disposición de tres regiones de alta densidad electrónica da lugar a una geometría trigonal plana de pares de electrones. Los enlaces B-Cl se encuentran en un plano con ángulos de 120° entre ellos. El BCl 3 también tiene una estructura molecular trigonal plana ( ). La geometría de pares de electrones y la estructura molecular del BCl 3 son ambas trigonales planas. Note que la geometría VSEPR indica los ángulos de enlace correctos (120°), a diferencia de la estructura de Lewis mostrada anteriormente. Compruebe sus conocimientos El carbonato, CO 3 2− , es un ion poliatómico común que se encuentra en diversos materiales, desde la cáscara de huevo hasta los antiácidos. ¿Cuál es la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de este ion poliatómico? Respuesta: La geometría de pares de electrones es trigonal plana y la estructura molecular es trigonal plana. Debido a la resonancia, los tres enlaces C–O son idénticos. Ya sea simple, doble o un promedio de los dos, cada enlace cuenta como una región de densidad electrónica. Predicción de la geometría de los pares de electrones y de la estructura molecular: amonio Dos de los 50 principales productos químicos producidos en los Estados Unidos, el nitrato de amonio y el sulfato de amonio, ambos utilizados como fertilizantes, contienen el ion amonio. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular del catión NH 4 + . Solución Escribimos la estructura de Lewis de NH 4 + como: Podemos ver que NH 4 + contiene cuatro enlaces desde el átomo de nitrógeno a los átomos de hidrógeno y ningún par solitario. Esperamos que las cuatro regiones de alta densidad electrónica se organicen de manera que apunten a las esquinas de un tetraedro con el átomo central de nitrógeno en el centro ( ). Por lo tanto, la geometría de pares de electrones de NH 4 + es tetraédrica, y la estructura molecular también lo es ( ). El ion amonio presenta una geometría tetraédrica de pares de electrones, así como una estructura molecular tetraédrica. Compruebe lo aprendido Identifique una molécula con estructura molecular bipiramidal trigonal. Respuesta: Cualquier molécula con cinco pares de electrones alrededor de los átomos centrales, sin pares solitarios, será bipiramidal trigonal. El PF 5 es un ejemplo común. Los siguientes ejemplos ilustran el efecto de los pares solitarios de electrones en la estructura molecular. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: pares solitarios en el átomo central Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de una molécula de agua. Solución La estructura de Lewis del H 2 O indica que hay cuatro regiones de alta densidad electrónica alrededor del átomo de oxígeno: dos pares solitarios y dos enlaces químicos: Predecimos que estas cuatro regiones están dispuestas de forma tetraédrica ( ), como se indica en la . Así, la geometría de pares de electrones es tetraédrica y la estructura molecular está doblada con un ángulo ligeramente inferior a 109,5°. De hecho, el ángulo de enlace es de 104,5°. (a) El H 2 O tiene cuatro regiones de densidad de electrones alrededor del átomo central, por lo que tiene una geometría tetraédrica de pares de electrones. (b) Dos de las regiones de electrones son pares solitarios, por lo que la estructura molecular está doblada. Compruebe lo aprendido El ion hidronio, H 3 O + , se forma cuando los ácidos se disuelven en agua. Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de este catión. Respuesta: Geometría de pares de electrones: tetraédrica; estructura molecular: piramidal trigonal Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: SF 4 El tetrafluoruro de azufre, SF 4 , es muy valioso para la preparación de compuestos que contienen flúor utilizados como herbicidas (es decir, el SF 4 se utiliza como agente fluorizante). Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de una molécula de SF 4 . Solución La estructura de Lewis del SF 4 indica cinco regiones de densidad electrónica alrededor del átomo de azufre: un par solitario y cuatro pares de enlace: Esperamos que estas cinco regiones adopten una geometría de pares de electrones bipiramidal trigonal. Para minimizar las repulsiones del par solitario, este ocupa una de las posiciones ecuatoriales. La estructura molecular ( ) es la de un balancín ( ). (a) El SF4 tiene una disposición bipiramidal trigonal de las cinco regiones de densidad electrónica. (b) Una de las regiones es un par solitario, lo que da lugar a una estructura molecular en forma de balancín. Compruebe sus conocimientos Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de las moléculas de XeF 2 . Respuesta: La geometría de pares de electrones es bipiramidal trigonal. La estructura molecular es lineal. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: XeF 4 De todos los gases nobles, el xenón es el más reactivo, reaccionando frecuentemente con elementos como el oxígeno y el flúor. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de la molécula de XeF 4 . Solución La estructura de Lewis del XeF 4 indica seis regiones de alta densidad electrónica alrededor del átomo de xenón: dos pares solitarios y cuatro enlaces: Estas seis regiones adoptan una disposición octaédrica ( ), que es la geometría de pares de electrones. Para minimizar las repulsiones, los pares solitarios deben estar en lados opuestos del átomo central ( ). Los cinco átomos están todos en el mismo plano y tienen una estructura molecular cuadrada. (a) El XeF 4 adopta una disposición octaédrica con dos pares solitarios (líneas rojas) y cuatro enlaces en la geometría de pares de electrones. (b) La estructura molecular es cuadrangular con los pares solitarios enfrentados directamente. Compruebe lo aprendido En una determinada molécula, el átomo central tiene tres pares solitarios y dos enlaces. ¿Cuál será la geometría de pares de electrones y la estructura molecular? Respuesta: geometría de pares de electrones: bipiramidal trigonal; estructura molecular: lineal Estructura molecular para moléculas multicéntricas Cuando una molécula o un ion poliatómico tiene un solo átomo central, la estructura molecular describe completamente la forma de la molécula. Las moléculas más grandes no tienen un único átomo central, sino que están conectadas por una cadena de átomos interiores que poseen cada uno una geometría "local". El modo en que estas estructuras locales se orientan entre sí también influye en la forma molecular, pero estas consideraciones están más allá del alcance de esta discusión introductoria. Para nuestros fines, solo nos centraremos en determinar las estructuras locales. Predicción de la estructura en moléculas multicéntricas Aquí se muestra la estructura de Lewis del aminoácido más simple, la glicina, H 2 NCH 2 CO 2 H. Prediga la geometría local del átomo de nitrógeno, los dos átomos de carbono y el átomo de oxígeno con un átomo de hidrógeno unido: Solución Considere cada átomo central de forma independiente. Las geometrías de pares de electrones: nitrógeno: cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica carbono ( C H 2 )-cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica carbono ( C O 2 )-tres regiones de densidad de electrones; trigonal plana oxígeno ( O H)-cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica Las estructuras locales: nitrógeno: tres enlaces, un par solitario; piramidal trigonal carbono ( C H 2 )-cuatro enlaces, sin pares solitarios; tetraédrica carbono ( C H 2 )-tres enlaces (el doble enlace cuenta como un enlace), sin pares solitarios; trigonal plana oxígeno ( O H)-dos enlaces, dos pares solitarios; doblada (109°) Compruebe lo aprendido Otro aminoácido es la alanina, que tiene la estructura de Lewis que se muestra aquí. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura local del átomo de nitrógeno, los tres átomos de carbono y el átomo de oxígeno con el hidrógeno unido: Respuesta: geometrías de pares de electrones: nitrógeno-tetraédrica; carbono ( C H)-tetraédrica; carbono( C H 3 )-tetraédrica; carbono ( C O 2 )-trigonal plana; oxígeno( O H)-tetraédrica; estructuras locales: nitrógeno-piramidal trigonal; carbono( C H)-tetraédrica; carbono ( CH 3 )-tetraédrica; carbono( C O 2 )-trigonal plana; oxígeno( O H)-doblada (109°) El simulador de formas moleculares le permite construir varias moléculas y practicar el nombre de sus geometrías de pares de electrones y estructuras moleculares. Simulación molecular El simulador de formas moleculares nos permite controlar si se muestran los ángulos de enlace o los pares solitarios al marcar o desmarcar las casillas de "Options" (opciones) a la derecha. También podemos utilizar las casillas "Name" (nombre) de la parte inferior izquierda para mostrar u ocultar la geometría de pares de electrones (llamada "electron geometry" (geometría de electrones) en el simulador) o la estructura molecular (llamada "molecular shape" (forma molecular) en el simulador). Construya la molécula HCN en el simulador con base en la siguiente estructura de Lewis: H-C ≡ N Haga clic en cada tipo de enlace o par solitario de la derecha para añadir ese grupo al átomo central. Una vez que complete la molécula, gírela para examinar la estructura molecular predicha. ¿De qué estructura molecular se trata? Solución La estructura molecular es lineal. Compruebe lo aprendido Construya una molécula más compleja en el simulador. Identifique la geometría del grupo de electrones, la estructura molecular y los ángulos de enlace. A continuación, intente encontrar una fórmula química que se ajuste a la estructura que ha dibujado. Respuesta: Las respuestas variarán. Por ejemplo, un átomo con cuatro enlaces simples, un doble enlace y un par solitario tiene una geometría octaédrica del grupo de electrones y una estructura molecular piramidal cuadrada. El XeOF 4 es una molécula que adopta esta estructura. Polaridad molecular y momento dipolar Como se comentó anteriormente, los enlaces covalentes polares conectan dos átomos con diferentes electronegatividades, dejando un átomo con una carga parcial positiva (δ+) y el otro átomo con una carga parcial negativa (δ-), ya que los electrones son atraídos hacia el átomo más electronegativo. Esta separación de cargas da lugar a un momento dipolar de enlace . La magnitud de un momento dipolar de enlace se representa con la letra griega mu ( µ ) y viene dada por la fórmula que se muestra aquí, donde Q es la magnitud de las cargas parciales (determinada por la diferencia de electronegatividad) y r es la distancia entre las cargas: μ = Qr Este momento de enlace puede representarse como un vector , una cantidad que tiene tanto dirección como magnitud ( ). Los vectores dipolo se muestran como flechas que apuntan a lo largo del enlace desde el átomo menos electronegativo hacia el átomo más electronegativo. Se dibuja un pequeño signo más en el extremo menos electronegativo para indicar el extremo parcialmente positivo del enlace. La longitud de la flecha es proporcional a la magnitud de la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. (a) Hay una pequeña diferencia de electronegatividad entre C y H, representada como un vector corto. (b) La diferencia de electronegatividad entre B y F es mucho mayor, por lo que el vector que representa el momento de enlace es mucho más largo. Una molécula completa también puede tener una separación de carga, lo que depende de su estructura molecular y de la polaridad de cada uno de sus enlaces. Si existe tal separación de cargas, se dice que la molécula es una molécula polar (o dipolar); en caso contrario, se dice que la molécula es no polar. El momento dipolar mide el grado de separación de cargas netas en la molécula en su conjunto. Determinamos el momento dipolar sumando los momentos de enlace en el espacio tridimensional, teniendo en cuenta la estructura molecular. En las moléculas diatómicas solo hay un enlace, por lo que su momento dipolar de enlace determina la polaridad molecular. Las moléculas diatómicas homonucleares como el Br 2 y el N 2 no tienen diferencia de electronegatividad, por lo que su momento dipolar es nulo. En las moléculas heteronucleares, como el CO, existe un pequeño momento dipolar. En el caso del HF, hay un momento dipolar mayor porque hay una mayor diferencia de electronegatividad. Cuando una molécula contiene más de un enlace, hay que tener en cuenta la geometría. Si los enlaces de una molécula están dispuestos de tal manera que sus momentos de enlace se cancelan (la suma de vectores es igual a cero), entonces la molécula es no polar. Esta es la situación del CO 2 ( ). Cada uno de los enlaces es polar, pero la molécula en su conjunto es no polar. A partir de la estructura de Lewis, y utilizando la teoría VSEPR, determinamos que la molécula de CO 2 es lineal con enlaces polares C=O en lados opuestos del átomo de carbono. Los momentos de enlace se cancelan porque apuntan en direcciones opuestas. En el caso de la molécula de agua ( ), la estructura de Lewis muestra otra vez que hay dos enlaces a un átomo central, y la diferencia de electronegatividad muestra de nuevo que cada uno de estos enlaces tiene un momento de enlace distinto de cero. En este caso, no obstante, la estructura molecular está doblada debido a los pares solitarios del O, y los dos momentos de enlace no se cancelan. Por lo tanto, el agua sí tiene un momento dipolar neto y es una molécula polar (dipolo). El momento dipolar global de una molécula depende de los momentos dipolares de los enlaces individuales y de su disposición. (a) Cada enlace de CO tiene un momento dipolar de enlace, pero apuntan en direcciones opuestas, de modo que la molécula neta de CO 2 es no polar. (b) Por el contrario, el agua es polar porque los momentos de enlace del OH no se cancelan. La molécula de OCS tiene una estructura similar a la del CO 2 , pero un átomo de azufre sustituyó uno de los átomos de oxígeno. Para determinar si esta molécula es polar, dibujamos la estructura molecular. La teoría VSEPR predice una molécula lineal: El enlace C-O es considerablemente polar. Aunque el C y el S tienen valores de electronegatividad muy similares, el S es ligeramente más electronegativo que el C, por lo que el enlace C-S es ligeramente polar. Como el oxígeno es más electronegativo que el azufre, el extremo de oxígeno de la molécula es el extremo negativo. El clorometano, CH 3 Cl, es una molécula tetraédrica con tres enlaces C-H ligeramente polares y un enlace C-Cl más polar. Las electronegatividades relativas de los átomos enlazados son H < C < Cl, por lo que todos los momentos de enlace apuntan hacia el extremo Cl de la molécula y se suman para producir un momento dipolar considerable (las moléculas son relativamente polares). Para las moléculas de alta simetría como el BF 3 (trigonal plana), el CH 4 (tetraédrica), el PF 5 (bipiramidal trigonal) y el SF 6 (octaédrica), todos los enlaces tienen la misma polaridad (mismo momento de enlace) y se orientan en geometrías que dan lugar a moléculas no polares (el momento dipolar es cero). Sin embargo, las moléculas de menor simetría geométrica pueden ser polares incluso cuando todos los momentos de enlace son idénticos. En estas moléculas, las direcciones de los momentos de enlace iguales son tales que se suman para dar un momento dipolar no nulo y una molécula polar. Algunos ejemplos de estas moléculas son el sulfuro de hidrógeno, H 2 S (no lineal), y el amoníaco, NH 3 (piramidal trigonal). En resumen, para ser polar, una molécula debe: Tener al menos un enlace covalente polar. Tener una estructura molecular tal que la suma de los vectores de cada momento dipolar de enlace no se cancele. Propiedades de las moléculas polares Las moléculas polares tienden a alinearse cuando se colocan en un campo eléctrico con el extremo positivo de la molécula orientado hacia la placa negativa y el extremo negativo hacia la placa positiva ( ). Podemos utilizar un objeto cargado eléctricamente para atraer moléculas polares, pero las moléculas no polares no son atraídas. Además, los solventes polares son mejores para disolver sustancias polares, y los disolventes no polares son mejores para disolver sustancias no polares. (a) Las moléculas siempre se distribuyen aleatoriamente en el estado líquido en ausencia de un campo eléctrico. (b) Cuando se aplica un campo eléctrico, las moléculas polares como el HF se alinearán a los dipolos con la dirección del campo. La simulación de la polaridad de la molécula ofrece muchas formas de explorar los momentos dipolares de los enlaces y las moléculas. Simulaciones de polaridad Abra la simulación de la polaridad de la molécula y seleccione la pestaña "Three Atoms" (Tres átomos) en la parte superior. Esto debería mostrar una molécula ABC con tres ajustadores de electronegatividad. Puede mostrar u ocultar los momentos de enlace, los dipolos moleculares y las cargas parciales a la derecha. Si se activa el campo eléctrico se verá si la molécula se mueve cuando se expone a un campo, de forma similar a la . Utilice los controles de electronegatividad para determinar cómo será el dipolo molecular para la molécula doblada inicial si: (a) A y C son muy electronegativos y B está en el medio del rango. (b) A es muy electronegativo, y B y C no lo son. Solución (a) Momento dipolar molecular que apunta inmediatamente entre A y C. (b) Momento dipolar molecular que apunta a lo largo del enlace A-B, hacia A. Compruebe lo aprendido Determine las cargas parciales que darán los mayores dipolos de enlace posibles. Respuesta: Los mayores momentos de enlace se producirán con las mayores cargas parciales. Las dos soluciones anteriores representan el reparto desigual de los electrones en el enlace. Los momentos de enlace se maximizan cuando la diferencia de electronegatividad es mayor. Los controles de A y C deben estar en un extremo, y B en el extremo opuesto. Aunque la magnitud del momento de enlace no cambiará en función de si B es el más electronegativo o el menos, la dirección del momento de enlace sí lo hará. Conceptos clave y resumen La teoría VSEPR predice la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Establece que los electrones de valencia asumirán una geometría de pares de electrones que minimiza las repulsiones entre las áreas de alta densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). La estructura molecular, que se refiere solo a la colocación de los átomos en una molécula y no a los electrones, es equivalente a la geometría de pares de electrones solo cuando no hay pares solitarios de electrones alrededor del átomo central. Un momento dipolar mide una separación de carga. Para un enlace, el momento dipolar de enlace está determinado por la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. En una molécula, el momento dipolar global viene determinado tanto por los momentos de enlace individuales como por la disposición de estos dipolos en la estructura molecular. Las moléculas polares (las que tienen un momento dipolar apreciable) interactúan con los campos eléctricos, mientras que las moléculas no polares no lo hacen. Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique por qué la molécula de HOH está doblada, mientras que la de HBeH es lineal. La colocación de los dos conjuntos de electrones no apareados en el agua obliga a los enlaces a adoptar una disposición tetraédrica, y la molécula de HOH resultante está doblada. La molécula HBeH (en la que el Be solo tiene dos electrones para enlazar con los dos electrones de los hidrógenos) debe tener los pares de electrones lo más alejados posible entre sí y, por tanto, es lineal. ¿Qué característica de una estructura de Lewis puede utilizarse para saber si la geometría de pares de electrones de una molécula (o ion) y la estructura molecular serán idénticas? Explique la diferencia entre la geometría de pares de electrones y la estructura molecular. Hay que dejar espacio para cada par de electrones, tanto si están en un enlace como si están presentes como pares solitarios. La geometría de pares de electrones considera la colocación de todos los electrones. La estructura molecular solo tiene en cuenta la geometría del par de enlaces. ¿Por qué el ángulo H-N-H del NH 3 es menor que el ángulo de enlace H-C-H del CH 4 ? ¿Por qué el ángulo H-N-H en NH 4 + es idéntico al ángulo de enlace H-C-H en el CH 4 ? Explique cómo una molécula que contiene enlaces polares puede ser no polar. Siempre que los enlaces polares se compensen (por ejemplo, que dos átomos idénticos se encuentren directamente frente al átomo central), la molécula puede ser no polar. Como regla general, las moléculas MX n (donde M representa un átomo central y X representa átomos terminales; n = 2 - 5) son polares si hay uno o más pares solitarios de electrones en M. El NH 3 (M = N, X = H, n = 3) es un ejemplo. Hay dos estructuras moleculares con pares solitarios que son excepciones a esta regla. ¿Qué son? Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones: (a) SF 6 (b) PCl 5 (c) BeH 2 (d) CH 3 + (a) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son octaédricas. (b) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son bipiramidales trigonales. (c) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son lineales. (d) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son trigonales planas. Identifique la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones: (a) IF 6 + (b) CF 4 (c) BF 3 (d) SiF 5 – (e) BeCl 2 ¿Cuál es la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones? (a) ClF 5 (b) ClO 2 – (c) TeCl 4 2− (d) PCl 3 (e) SeF 4 (f) PH 2 – (a) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: piramidal cuadrada; (b) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada; (c) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: cuadrada plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: bipiramidal trigonal, estructura molecular: balancín; (f) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada (109°). Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes iones: (a) H 3 O + (b) PCl 4 – (c) SnCl 3 + (d) BrCl 4 – (e) ICl 3 (f) XeF 4 (g) SF 2 Identifique la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas: (a) ClNO (N es el átomo central) (b) CS 2 (c) Cl 2 CO (el C es el átomo central) (d) Cl 2 SO (S es el átomo central) (e) SO 2 F 2 (el S es el átomo central) (f) XeO 2 F 2 (el Xe es el átomo central) (g) ClOF 2 + (Cl es el átomo central) (a) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: doblada (120°); (b) geometría de pares de electrones: lineal, estructura molecular: lineal; (c) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: trigonal plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: tetraédrica; (f) geometría de pares de electrones: trigonal bipiramidal, estructura molecular: balancín; (g) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes: (a) IOF 5 (I es el átomo central) (b) POCl 3 (P es el átomo central) (c) Cl 2 SeO (el Se es el átomo central) (d) ClSO + (S es el átomo central) (e) F 2 SO (S es el átomo central) (f) NO 2 – (g) SiO 4 4− ¿Cuáles de las siguientes moléculas e iones contienen enlaces polares? ¿Cuáles de estas moléculas e iones tienen momentos dipolares? (a) ClF 5 (b) ClO 2 – (c) TeCl 4 2− (d) PCl 3 (e) SeF 4 (f) PH 2 – (g) XeF 2 Todas estas moléculas e iones contienen enlaces polares. Solo el ClF 5 , ClO 2 – , el PCl 3 , el SeF 4 , y el PH 2 – tienen momentos dipolares. ¿Cuáles de estas moléculas e iones contienen enlaces polares? ¿Cuáles de estas moléculas e iones tienen momentos dipolares? (a) H 3 O + (b) PCl 4 – (c) SnCl 3 – (d) BrCl 4 – (e) ICl 3 (f) XeF 4 (g) SF 2 ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momentos dipolares? (a) CS 2 (b) SeS 2 (c) CCl 2 F 2 (d) PCl 3 (P es el átomo central) (e) ClNO (N es el átomo central) El SeS 2 , el CCl 2 F 2 , el PCl 3 y el ClNO tienen momentos dipolares. Identifique las moléculas con momento dipolar: (a) SF 4 (b) CF 4 (c) Cl 2 CCBr 2 (d) CH 3 Cl (e) H 2 CO La molécula XF 3 tiene un momento dipolar. ¿Es X boro o fósforo? P La molécula XCl 2 tiene un momento dipolar. ¿Es X berilio o azufre? ¿La molécula de Cl 2 BBCl 2 es polar o no polar? no polar Hay tres estructuras posibles para el PCl 2 F 3 con el fósforo como átomo central. Dibújelos y analice cómo las mediciones de los momentos dipolares podrían ayudar a distinguirlos. Describa la estructura molecular en torno al átomo o átomos indicados: (a) el átomo de azufre del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 [(HO) 2 SO 2 ] (b) el átomo de cloro del ácido clórico, HClO 3 [HOClO 2 ] (c) el átomo de oxígeno del peróxido de hidrógeno, HOOH (d) el átomo de nitrógeno del ácido nítrico, HNO 3 [HONO 2 ] (e) el átomo de oxígeno del grupo OH del ácido nítrico, HNO 3 [HONO 2 ] (f) el átomo de oxígeno central de la molécula de ozono, O 3 (g) cada uno de los átomos de carbono del propino, CH 3 CCH (h) el átomo de carbono del freón, CCCl 2 F 2 (i) cada uno de los átomos de carbono del aleno, H 2 CCCH 2 (a) tetraédrica; (b) trigonal piramidal; (c) doblada (109°); (d) trigonal plana; (e) doblada (109°); (f) doblada (109°); (g) C H 3 CCH tetraédrica, CH 3 CC H lineal; (h) tetraédrica; (i) H 2 C C CH 2 lineal; H 2 C C C H 2 trigonal plana Dibuje las estructuras de Lewis y prediga la forma de cada compuesto o ion: (a) CO 2 (b) NO 2 – (c) SO 3 (d) SO 3 2− Una molécula con la fórmula AB 2 , en la que A y B representan átomos diferentes, podría tener una de tres formas diferentes. Dibuje y nombre las tres formas diferentes que podría tener esta molécula. Dé un ejemplo de molécula o ion para cada forma. Una molécula con la fórmula AB 3 , en la que A y B representan átomos diferentes, podría tener una de tres formas diferentes. Dibuje y nombre las tres formas diferentes que podría tener esta molécula. Dé un ejemplo de molécula o ion que tenga cada forma. Dibuje las estructuras de puntos de electrones de Lewis para estas moléculas, incluyendo las estructuras de resonancia cuando corresponda: (a) CS 3 2− (b) CS 2 (c) CS d) prediga las formas moleculares de CS 3 2− y CS 2 y explique cómo ha hecho esa predicción. (a) (b) (c) (d) CS 3 2− incluye tres regiones de densidad de electrones (todos son enlaces sin pares solitarios); la forma es trigonal plana; CS 2 tiene solo dos regiones de densidad de electrones (todos los enlaces sin pares solitarios); la forma es lineal. ¿Cuál es la estructura molecular de la forma estable del FNO 2 ? (N es el átomo central) Un compuesto con una masa molar de unos 42 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno. ¿Cuál es su estructura molecular? La estructura de Lewis está formada por tres unidades, pero los átomos deben ser reordenados: Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios para una molécula de dos átomos: (a) Ajuste el valor de electronegatividad para que el dipolo de enlace apunte hacia B. Luego determine cuáles deben ser los valores de electronegatividad para cambiar el dipolo de modo que apunte hacia A. (b) Con una carga positiva parcial en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre. (c) Con una pequeña carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre. (d) Reinicie todo, y luego con una gran carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que sucede. Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios en una molécula real. Es posible que tenga que girar las moléculas en tres dimensiones para ver ciertos dipolos. (a) Haga un esquema de los dipolos de enlace y de los dipolos moleculares (si los hay) del O 3. Explique sus observaciones. (b) Observe los dipolos de enlace del NH 3 . Utilice estos dipolos para predecir si el N o el H es más electronegativo. (c) Prediga si debe haber un dipolo molecular para el NH 3 y, en caso afirmativo, en qué dirección apuntará. Compruebe el cuadro de dipolos moleculares para comprobar su hipótesis. El dipolo molecular apunta lejos de los átomos de hidrógeno. Utilice el Simulador de forma de molécula para construir una molécula. Empezando por el átomo central, haga clic en el doble enlace para añadir un doble enlace. A continuación, añada un enlace simple y un par solitario. Gire la molécula para observar la geometría completa. Nombre la geometría del grupo de electrones y la estructura molecular y prediga el ángulo de enlace. A continuación, haga clic en las casillas de verificación situadas en la parte inferior y derecha del simulador para comprobar sus respuestas. Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules" (moléculas reales), seleccione H 2 O. Cambie entre los modos "real" (real) y "model" (modelo). Explique la diferencia observada. Las estructuras son muy similares. En el modo de modelo, cada grupo de electrones ocupa la misma cantidad de espacio, por lo que el ángulo de enlace se muestra como 109,5°. En el modo "real", los pares solitarios son mayores, lo que hace que los hidrógenos se compriman. Esto conduce a un ángulo menor de 104,5°. Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules", seleccione el modo "modelo" y S 2 O. ¿Cuál es el ángulo de enlace del modelo? Explique si el ángulo de enlace "real" debe ser mayor o menor que el ángulo del modelo ideal. posición axial lugar en una geometría bipiramidal trigonal en la que hay otro átomo en un ángulo de 180° y las posiciones ecuatoriales están en un ángulo de 90°. ángulo de enlace ángulo entre dos enlaces covalentes cualesquiera que comparten un átomo común. longitud de enlace (también, distancia de enlace) distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados. momento dipolar de enlace separación de carga en un enlace que depende de la diferencia de electronegatividad y de la longitud de enlace representada por cargas parciales o por un vector. momento dipolar propiedad de una molécula que describe la separación de la carga determinada por la suma de los momentos de enlace individuales con base en la estructura molecular. geometría de pares de electrones disposición alrededor de un átomo central de todas las regiones de densidad electrónica (enlaces, pares solitarios o electrones no apareados). posición ecuatorial una de las tres posiciones de una geometría bipiramidal trigonal con ángulos de 120° entre ellas; las posiciones axiales están situadas en un ángulo de 90°. lineal forma en la que dos grupos exteriores se colocan en lados opuestos de un átomo central. estructura molecular estructura que incluye solo la colocación de los átomos en la molécula. octaédrica forma en la que seis grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro grupos formando un cuadrado y los otros dos formando el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano cuadrado. molécula polar (también, dipolo) molécula con un momento dipolar global. tetraédrica forma en la que cuatro grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro esquinas y ángulos de 109,5° entre cada par y el átomo central. bipiramidal trigonal forma en la que cinco grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que tres forman un triángulo plano con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central, y los otros dos forman el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano triangular. trigonal plana forma en la que tres grupos exteriores se colocan en un triángulo plano alrededor de un átomo central con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central. teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) teoría utilizada para predecir los ángulos de enlace en una molécula con base en el posicionamiento de las regiones de alta densidad de electrones lo más separadas posible para minimizar la repulsión electrostática. vector cantidad que tiene magnitud y dirección.

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Introducción Las moléculas de oxígeno se orientan al azar la mayor parte del tiempo, como se muestra en la vista superior ampliada. Sin embargo, cuando vertemos oxígeno líquido a través de un imán, las moléculas se alinean con el campo magnético y la atracción les permite permanecer suspendidas entre los polos del imán, donde el campo magnético es más fuerte. Otras moléculas diatómicas (como el N 2 ) pasan por delante del imán. La explicación detallada del enlace descrito en este capítulo nos permite entender este fenómeno (créditos: modificación del trabajo del Jefferson Lab). Hemos examinado las ideas básicas del enlace, mostrando que los átomos comparten electrones para formar moléculas con estructuras de Lewis estables y que podemos predecir las formas de esas moléculas mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Estas ideas proporcionan un importante punto de partida para entender el enlace químico. Pero estos modelos a veces se quedan cortos en su capacidad para predecir el comportamiento de las sustancias reales. ¿Cómo podemos conciliar las geometrías de los orbitales atómicos s, p, y d con las formas moleculares que muestran ángulos como 120° y 109,5°? Además, sabemos que los electrones y el comportamiento magnético están relacionados a través de los campos electromagnéticos. Tanto el N 2 como el O 2 tienen estructuras Lewis bastante similares que contienen pares solitarios de electrones. Sin embargo, el oxígeno muestra un comportamiento magnético muy diferente al del nitrógeno. Podemos verter nitrógeno líquido a través de un campo magnético sin que se produzcan interacciones visibles, mientras que el oxígeno líquido (mostrado en la ) es atraído por el imán y flota en el campo magnético. Necesitamos entender los conceptos adicionales de la teoría del enlace de valencia, la hibridación de orbitales y la teoría de orbitales moleculares para comprender estas observaciones.

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Teoría de enlace de valencia Como sabemos, una teoría científica es una explicación firmemente respaldada de las leyes naturales observadas o de grandes conjuntos de datos experimentales. Para ser aceptada, una teoría debe explicar los datos experimentales y ser capaz de predecir comportamientos. Por ejemplo, la teoría VSEPR ha sido ampliamente aceptada porque predice formas moleculares tridimensionales coherentes con los datos experimentales recopilados de miles de moléculas diferentes. Sin embargo, la teoría VSEPR no proporciona una explicación del enlace químico. Existen teorías exitosas que describen la estructura electrónica de los átomos. Podemos utilizar la mecánica cuántica para predecir las regiones específicas alrededor de un átomo donde es probable que se encuentren los electrones: Una forma esférica para un orbital s , una forma de campana para un orbital p , etc. Sin embargo, estas predicciones solo describen los orbitales alrededor de los átomos libres. Cuando los átomos se unen para formar moléculas, los orbitales atómicos no son suficientes para describir las regiones donde se ubicarán los electrones en la molécula. Una comprensión más completa de las distribuciones de electrones requiere un modelo que pueda dar cuenta de la estructura electrónica de las moléculas. Una teoría popular sostiene que un enlace covalente se forma cuando un par de electrones es compartido por dos átomos y es atraído simultáneamente por los núcleos de ambos átomos. En las siguientes secciones, analizaremos cómo se describen dichos enlaces mediante la teoría del enlace de valencia y la hibridación. La teoría del enlace de valencia describe un enlace covalente como la superposición de orbitales atómicos medio llenos (cada uno de los cuales contiene un solo electrón) que generan un par de electrones compartidos entre los dos átomos enlazados. Decimos que los orbitales de dos átomos diferentes se superponen cuando una porción de un orbital y una porción de un segundo orbital ocupan la misma región del espacio. Según la teoría del enlace de valencia, un enlace covalente se produce cuando se cumplen dos condiciones: (1) un orbital de un átomo se superpone con un orbital de un segundo átomo y (2) los electrones individuales de cada orbital se combinan para formar un par de electrones. La atracción mutua entre este par de electrones cargados negativamente y los núcleos cargados positivamente de los dos átomos sirve para unir físicamente los dos átomos mediante una fuerza que definimos como enlace covalente. La fuerza de un enlace covalente depende del grado de superposición de los orbitales implicados. Los orbitales que se superponen mucho forman enlaces más fuertes que los que se superponen menos. La energía del sistema depende del grado de superposición de los orbitales. La ilustra cómo cambia la suma de las energías de dos átomos de hidrógeno (la curva coloreada) a medida que se acercan. Cuando los átomos están muy separados no hay superposición, y por convención fijamos la suma de las energías en cero. A medida que los átomos se mueven juntos, sus orbitales comienzan a superponerse. Cada electrón comienza a sentir la atracción del núcleo del otro átomo. Además, los electrones comienzan a repelerse entre sí, al igual que los núcleos. Aunque los átomos siguen estando muy separados, las atracciones son ligeramente más fuertes que las repulsiones y la energía del sistema disminuye (se empieza a formar un vínculo). A medida que los átomos se acercan, la superposición aumenta, por lo que la atracción de los núcleos por los electrones sigue aumentando (al igual que las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos). A cierta distancia específica entre los átomos, que varía en función de los átomos involucrados, la energía alcanza su valor más bajo (más estable). Esta distancia óptima entre los dos núcleos enlazados es la longitud de enlace entre los dos átomos. El enlace es estable porque en este punto, las fuerzas de atracción y repulsión se combinan para crear la configuración de menor energía posible. Si la distancia entre los núcleos disminuyera aún más, las repulsiones entre los núcleos y las repulsiones al estar los electrones confinados más cerca unos de otros serían más fuertes que las fuerzas de atracción. La energía del sistema aumentaría entonces (haciendo que el sistema se desestabilice), como se muestra en el extremo izquierdo de la . (a) La interacción de dos átomos de hidrógeno cambia en función de la distancia. (b) La energía del sistema cambia cuando los átomos interactúan. La energía más baja (más estable) se produce a una distancia de 74 pm, que es la longitud de enlace observada para la molécula de H 2 . La energía de enlace es la diferencia entre el mínimo energético (que se produce en la longitud de enlace) y la energía de los dos átomos separados. Es la cantidad de energía liberada cuando se forma el enlace. A la inversa, se requiere la misma cantidad de energía para romper el enlace. En la molécula de H 2 que se muestra en la , a la distancia de enlace de 74 pm el sistema es de 7,24 × 10 −19 J menor en energía que los dos átomos de hidrógeno separados. Esto puede parecer una cifra pequeña. Sin embargo, sabemos por nuestra anterior descripción de la termoquímica que las energías de los enlaces se discuten a menudo sobre una base por mol. Por ejemplo, requiere 7,24 × 10 −19 para romper un enlace H-H, pero se necesitan 4,36 × 10 5 J para romper 1 mol de enlaces H-H. En la se muestra una comparación de algunas longitudes y energías de enlace. Podemos encontrar muchos de estos enlaces en una gran variedad de moléculas, y esta tabla proporciona valores medios. Por ejemplo, la rotura del primer enlace C-H en CH 4 requiere 439,3 kJ/mol, mientras que la rotura del primer enlace C-H en H-CH 2 C 6 H 5 (un diluyente de pintura común) requiere 375,5 kJ/mol. Energías y longitudes de enlace representativas Enlace Longitud (pm) Energía (kJ/mol) Enlace Longitud (pm) Energía (kJ/mol) H-H 74 436 C-O 140,1 358 H-C 106,8 413 C = O 119,7 745 H-N 101,5 391 C ≡ O 113,7 1.072 H-O 97,5 467 H-Cl 127,5 431 C-C 150,6 347 H-Br 141,4 366 C = C 133,5 614 H-I 160,9 298 C ≡ C 120,8 839 O-O 148 146 C-N 142,1 305 O = O 120,8 498 C = N 130,0 615 F-F 141,2 159 C ≡ N 116,1 891 Cl-Cl 198,8 243 Además de la distancia entre dos orbitales, la orientación de estos también afecta a su superposición (salvo en el caso de dos orbitales s , que son esféricamente simétricos). Es posible una mayor superposición cuando los orbitales están orientados de tal manera que se superponen en una línea directa entre los dos núcleos. La ilustra esto en dos orbitales p de diferentes átomos; la superposición es mayor cuando los orbitales se superponen de extremo a extremo en lugar de en ángulo. (a) La superposición de dos orbitales p es mayor cuando estos van de extremo a extremo. (b) Cualquier otra disposición da lugar a una menor superposición. Los puntos indican la ubicación de los núcleos. La superposición de dos orbitales s (como en el H 2 ), la superposición de un orbital s y un orbital p (como en el HCl) y la superposición de extremo a extremo de dos orbitales p (como en el Cl 2 ) producen enlaces sigma (enlaces σ) , como se muestra en la . Un enlace σ es un enlace covalente en el que la densidad electrónica se concentra en la región a lo largo del eje internuclear; es decir, una línea entre los núcleos pasaría por el centro de la región de superposición. Los enlaces simples en las estructuras de Lewis se describen como enlaces σ en la teoría del enlace de valencia. Los enlaces sigma (σ) se forman a partir de la superposición de: (a) dos orbitales s , (b) un orbital s y un orbital p y (c) dos orbitales p . Los puntos indican la ubicación de los núcleos. Un enlace pi (enlace π) es un tipo de enlace covalente que resulta de la superposición lado a lado de dos orbitales p , como se muestra en la . En un enlace π, las regiones de superposición orbital se encuentran en lados opuestos del eje internuclear. A lo largo del propio eje, hay un nodo , es decir, un plano sin probabilidad de encontrar un electrón. Los enlaces Pi (π) se forman a partir de la superposición lateral de dos orbitales p . Los puntos indican la ubicación de los núcleos. Mientras que todos los enlaces simples son enlaces σ, los enlaces múltiples están formados por enlaces σ y π. Como sugieren las estructuras de Lewis de abajo, el O 2 contiene un doble enlace y el N 2 un triple enlace. El doble enlace está formado por un enlace σ y un enlace π, y el triple enlace está formado por un enlace σ y dos enlaces π. Entre dos átomos cualesquiera, el primer enlace formado será siempre un enlace σ, pero solo puede haber un enlace σ en cualquier ubicación. En todo enlace múltiple, habrá un enlace σ, y los restantes uno o dos enlaces serán enlaces π. Estos enlaces se describen con más detalle más adelante en este capítulo. Como se ve en la , un enlace simple carbono-carbono tiene un promedio de 347 kJ/mol, mientras que en un doble enlace carbono-carbono, el enlace π aumenta la fuerza del enlace en 267 kJ/mol. La adición de un enlace π adicional produce un aumento adicional de 225 kJ/mol. Podemos ver un patrón similar cuando comparamos otros enlaces σ y π. Así, cada enlace π individual es generalmente más débil que un enlace σ correspondiente entre los mismos dos átomos. En un enlace σ, hay un mayor grado de superposición de orbitales que en un enlace π. Contar enlaces σ y π El butadieno, C 4 H 6 , se utiliza para fabricar caucho sintético. Identifique el número de enlaces σ y π que contiene esta molécula. Solución Hay seis enlaces σ C-H y un enlace σ C-C, para un total de siete de los enlaces simples. Hay dos dobles enlaces que tienen cada uno un enlace π además del enlace σ. Esto da un total de nueve enlaces σ y dos π en total. Compruebe sus conocimientos Identifique cada ilustración como representación de un enlace σ o π: (a) superposición lateral de un orbital 4 p y uno 2 p (b) superposición de extremo a extremo de un orbital 4 p y 4 p (c) superposición de extremo a extremo de un orbital 4 p y uno 2 p Respuesta: (a) es un enlace π con un nodo a lo largo del eje que conecta los núcleos mientras que (b) y (c) son enlaces σ que se superponen a lo largo del eje. Conceptos clave y resumen La teoría del enlace de valencia describe el enlace como consecuencia de la superposición de dos orbitales atómicos separados en átomos diferentes que crea una región con un par de electrones compartidos entre los dos átomos. Cuando los orbitales se superponen a lo largo de un eje que contiene los núcleos, forman un enlace σ. Cuando se superponen de forma que se crea un nodo a lo largo de este eje, forman un enlace π. Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique en qué se parecen y en qué se diferencian los enlaces σ y π. Similitudes: Ambos tipos de enlaces son el resultado de la superposición de orbitales atómicos en átomos adyacentes y contienen un máximo de dos electrones. Diferencias: los enlaces σ son más fuertes y resultan de la superposición de extremo a extremo y todos los enlaces simples son enlaces σ; los enlaces π entre los mismos dos átomos son más débiles porque resultan de la superposición de lado a lado, y los enlaces múltiples contienen uno o más enlaces π (además de un enlace σ). Dibuje una curva que describa la energía de un sistema con átomos de H y Cl a diferentes distancias. A continuación, encuentre la energía mínima de esta curva de dos maneras. (a) Utilice la energía de enlace encontrada en la para calcular la energía de un solo enlace de HCl (Pista: ¿Cuántos enlaces hay en un mol?) (b) Utilice la entalpía de reacción y las energías de enlace del H 2 y del Cl 2 para resolver la energía de enlace de un mol de HCl. H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) ⇌ 2 HCl ( g ) Δ H rxn ° = -184,7 kJ/mol Explique por qué los enlaces se producen a longitudes de enlace promedio específicas en lugar de que los átomos se acerquen infinitamente. La longitud de enlace media específica es la distancia con la energía más baja. A distancias inferiores a la longitud de enlace, las cargas positivas de los dos núcleos se repelen y la energía global aumenta. Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en F 2 , HF y ClBr. Dibuje la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces. Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en el O 2 . Haga un esquema de la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces del O 2 . Enlace: Un enlace σ y un enlace π. Los orbitales s están llenos y no se superponen. Los orbitales p se superponen a lo largo del eje para formar un enlace σ y de lado a lado para formar el enlace π ¿Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula HCN? Un amigo le dice que el N 2 tiene tres enlaces π debido al superposición de los tres orbitales p de cada átomo de N. ¿Está de acuerdo? No, dos de los orbitales p (uno en cada N) estarán orientados extremo a extremo y formarán un enlace σ. Dibuje las estructuras de Lewis del CO 2 y el CO, y prediga el número de enlaces σ y π de cada molécula. (a) CO 2 (b) CO superposición coexistencia de orbitales de dos átomos diferentes que comparten la misma región del espacio, lo que ocasiona la formación de un enlace covalente. nodo plano que separa los diferentes lóbulos de los orbitales, donde la probabilidad de encontrar un electrón es cero. enlace pi (enlace π) enlace covalente formado por la superposición lateral de los orbitales atómicos; la densidad electrónica se encuentra en lados opuestos del eje internuclear. enlace sigma (enlace σ) enlace covalente formado por la superposición de los orbitales atómicos a lo largo del eje internuclear. teoría del enlace de valencia descripción del enlace que implica la superposición de orbitales atómicos para formar enlaces σ o π, dentro de los cuales se comparten pares de electrones.

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