Usuario:Homo uruguayensis/Introducción a la Química para Biogeociencias/Modelos del enlace químico

Todo lo que nos rodea está formado por átomos, que pueden unirse entre sí para formar moléculas mediante enlaces químicos. Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a dos átomos, debido a la transferencia o compartición de electrones con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estable, generalmente similar a la de los gases nobles. Estas interacciones a nivel atómico permiten la formación de sustancias con composición y propiedades definidas, que se manifiestan a nivel macroscópico.

Generalmente, podemos afirmar que existen dos clases de elementos, los metales y los no metales, que se combinan a través de tres tipos de enlaces: el enlace iónico, que ocurre entre un metal y un no metal; el enlace covalente, que se da entre dos no metales; y el enlace metálico, que tiene lugar entre dos metales. Es importante recordar que en el mundo real las sustancias no se enlazan únicamente de una forma específica, sino que pueden recurrir a enlaces intermedio, denominados de tránsito, que serán abordados en la parte final.

Enlace covalente

Enlace covalente del hidrógeno y el carbono en una molécula de metano.

Es uno de los tipos de enlaces que vamos a ver. Se da por combinación de átomos donde cada uno aporta un electrón, principalmente entre dos no metales, para alcanzar una configuración electrónica estable. En este, se da una compartición de electrones cuando existe pequeñas diferencias de electronegatividad y se da principalmente entre no metales.

Por ejemplo, el hidrógeno tiene una configuración electrónica 1s¹, y tenderá a parecerse al gas noble más cercano: el helio (1s²). Es decir, necesita un electrón más. En la naturaleza, consigue esto estableciendo un enlace covalente con otro hidrógeno. Al enlazarse ambos, tendrán dos electrones y por lo tanto la configuración electrónica deseada inicialmente.

Asimismo, un concepto importante a ser introducido es el de la electronegatividad, que corresponde a la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones del enlace. Cuanto mayor sea, el átomo más electronegativo robará al otro y quedará uno negativo y otro positivo (uno adquirirá una carga parcial negativa y el otro una carga parcial positiva).

Diagrama de Lewis

Diagrama de Lewis para el oxígeno.

Revisar:

Si bien la estructura de Lewis es útil para saber cómo están enlazados los átomos, no representa la forma real en la que las moléculas se disponen espacialmente. Para ello, existe la teoría de repulsión del par electrónico de la capa de valencia (RPECV), basada en el diagrama de Lewis. Es la mejor disposición de un número dado de grupos es la que minimiza las repulsiones entre ellas. Si tenemos dos grupos, será lineal con un ángulo de enlace de 180°. Es la que ofrece menor repulsión entre los dos grupos de electrones. La forma RPECV sería la teórica.

Si hay tres, es trigonal con un ángulo de 120°.

La geometría de pares de electrones de valencia solo considera la repulsión. Es la disposición espacial que tomarían los electrones si no existiesen otros tipos de interacciones (en general repulsivas). La geometría molecular es la disposición espacial final que tomarán núcleos atómicos como resultado de las interacciones repulsivas entre los grupos de electrones. Por esto, no siempre coincidirán. Mientras que la GPE

AXmEn (X es a los átomos que está unido y E a los electrones).

Un AX2E puede ser según la GPE trigonal y según la GM, angular.

La primera propuesta de enlace covalente fue sugerida por Gilbert Lewis, quien sostuvo que los átomos podían adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. Esto lo hacen compartiendo únicamente los electrones más externos, denominados electrones de valencia. Estos electrones son clave para observar cómo se enlazarán los átomos.

Para poder observar el fenómeno del intercambio de electrones de valencia existe el diagrama de Lewis. Este, denominado de electrón-punto, justamente representa cada electrón de valencia de un átomo con un punto. A diferencia de la fórmula molecular, que solo indica qué átomos están presentes, el diagrama de Lewis permite mostrar la conectividad entre los átomos, así como la ubicación de todos los electrones de valencia enlazantes y no enlazantes.

En este diagrama, hay dos posibilidades: que haya un solo punto representando un electrón solitario o dos puntos, representando electrones ya apareados. Como los apareados no formarán un enlace porque ya están estables, se denominarán electrones de no enlace, mientras que aquellos electrones solitarios sí lo harán y por lo tanto serán electrones de enlace.

Para los elementos e hasta el tercer periodo se da la regla del octeto (se estabiliza la unión cuando el átomo queda rodeado por dos u ocho electrones). A partir del tercer periodo se expande el octeto. Es importante aclarar que la información que aporte el diagrama de Lewis dependerá de la naturaleza del átomo:

• Para los metales, el total de puntos representados típicamente corresponde al número de electrones que cederá al volverse un catión.

• Para no metales, la cantidad de puntos que no estén apareados será el número de electrones que se aparearán, sea por ganancia (en un enlace iónico y por lo tanto reflejaría la carga del anión) o compartición (que en el modelo covalente reflejaría la cantidad de enlaces que establece) de los puntos.

Otro concepto clave surge al utilizar la tabla periódica. En primer lugar, cabe resaltar que el número de los grupos nos anticipa el número de electrones de valencia de cada átomo. Por ejemplo, como el astato (At) pertenece al grupo 7 (o en algunas tablas al 17, considerando los metales de transición), sé que tendrá 7 electrones de valencia y por lo tanto necesitará solo 1 para formar el octeto característico de los gases nobles; esto significa que solo formará un único enlace. A esto de formar un octeto (tener 8 electrones de valencia), lo llamamos la regla del octeto. En principio, con tener 8 (o 2, en el caso excepcional del helio) electrones de valencia, es decir, formar un octeto, el átomo alcanzaría la estabilidad.

Resonancia en las estructuras de Lewis

Para resonancia, Carga Formal= n.° de e- de valencia – (n° de e- no enlazados + n° de enlaces).

Geometría molecular

Si bien la estructura de Lewis es útil para saber cómo están enlazados los átomos, no representa la forma real en la que las moléculas se disponen espacialmente. Para ello, existe la teoría de repulsión del par electrónico de la capa de valencia (RPECV), basada en el diagrama de Lewis. Es la mejor disposición de un número dado de grupos es la que minimiza las repulsiones entre ellas. Si tenemos dos grupos, será lineal con un ángulo de enlace de 180°. Es la que ofrece menor repulsión entre los dos grupos de electrones. La forma RPECV sería la teórica.

Si hay tres, es trigonal con un ángulo de 120°.

La geometría de pares de electrones de valencia solo considera la repulsión. Es la disposición espacial que tomarían los electrones si no existiesen otros tipos de interacciones (en general repulsivas). La geometría molecular es la disposición espacial final que tomarán núcleos atómicos como resultado de las interacciones repulsivas entre los grupos de electrones. Por esto, no siempre coincidirán. Mientras que la GPE

AXmEn (X es a los átomos que está unido y E a los electrones).

Un AX2E puede ser según la GPE trigonal y según la GM, angular.

Práctico

1. Explique las siguientes variaciones en los radios atómico o iónico. Antes de resolver el ejercicio, debemos recordar cómo varía el radio del átomo o del ion dependiendo de la cantidad de protones o neutrones que tenga el núcleo. Los átomos serán especies neutras, con mismas cantidades de protones y electrones, mientras que los iones no. Dentro de los iones, tenemos a los que tienen una carga neta negativa por exceso de electrones (llamados aniones) y los que tienen una carga neta positiva por déficit de electrones (llamados aniones). Por otra parte, sabemos que ocurren dos fenómenos que afectan al radio: el aumento de su tamaño con el aumento de número cuántico principal n y la disminución a medida que la cantidad de protones aumenta.

a) ${\ce {I^- > I > I^+}}$

En este caso, solo estamos evaluando el caso del iodo, comparando el átomo (neutro) y sus dos iones (aniones y cationes). En primer lugar, busquemos al iodo en la tabla periódica para conocer su configuración electrónica: [Kr] 5s² 4d¹⁰ 5p⁵

b) ${\ce {Ca^2+ > Mg^2+ > Be^2+}}$

c) ${\ce {N^3- > O^2- > F^-}}$

2) Explique por qué si bien la primera energía de ionización (I1) del magnesio es mayor que la del sodio, los valores correspondientes a las segundas ionizaciones (I2) se invierten.

La energía de ionización contabiliza la energía necesaria para ionizar los átomos. Aquellos átomos con un valor de EI mayor serán más difícil sacarle electrones. Las configuraciones electrónicas del Na y el Mg son [Ne] 3s1 y [Ne] 3s2. En la primera ionización llegan a [Ne].

3) Explique las siguientes tendencias para el valor absoluto de la energía de red. (explicar el concepto de energía reticular, separar en iones, aplicar Kaputinskii)

a) CaS > KCl (no se usan radios, con el numerador basta)

b) MgO > MgS (acá sí se usan los radios