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Cuando dos átomos
idénticos se unen, como en Cl2 o H2, los pares de
electrones deben compartirse por igual. Cuando dos átomos de lados opuestos de
la tabla periódica se unen, como el NaCl, los electrones tienden a permanecer más cerca
del elemento con mayor electronegatividad, la unión por lo tanto no es por un
puente de electrones llamado enlace covalente, sino por la atracción
electrostática de cargas opuestas. Los enlaces que se
encuentran en la mayoría de las sustancias se encuentran en algún lugar entre
estos extremos, es
decir donde los electrones del enlace covalente tenderán a permanecer más
tiempo cerca del elemento más electronegativo pero sin que podamos hablar de
que se generen propiedades iónicas verdaderas en las sustancias macroscópicas.
La polaridad del
enlace es una medida de cuán equitativa o desigualmente se comparten los
electrones en cualquier enlace covalente. Un enlace covalente no polar es aquel
en el que los electrones se comparten por igual, como en Cl2 y N2.
En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una mayor atracción por
los electrones de enlace que el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa
para atraer electrones es lo suficientemente grande, se forma un enlace iónico.
Tenga muy en cuenta que
la noción de enlace covalente o iónico dependerá de las propiedades que exhibe
la sustancia macroscópica más que cálculos numéricos que realicemos
posteriormente, y aunque los cálculos nos permitirán predecir muchas sustancias,
tendremos excepciones.
Electronegatividad
Usamos una cantidad
llamada electronegatividad “símbolo chi χ según el libro de oro de la IUPAC”
para estimar si un enlace dado es covalente no polar, covalente polar o iónico.
La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo en una molécula
para atraer electrones hacia sí mismo. Cuanto mayor es la electronegatividad de
un átomo, mayor es su capacidad para atraer electrones hacia sí mismo. La
electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con la energía
de ionización del átomo y la afinidad electrónica, que son propiedades de los
átomos aislados. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una
energía de ionización alta atrae electrones de otros átomos y se resiste a que
sus electrones sean atraídos; por lo tanto es altamente electronegativo.
Los valores de
electronegatividad se pueden basar en una variedad de propiedades, no solo en
la energía de ionización y la afinidad electrónica. El químico estadounidense
Linus Pauling (1901–1994) desarrolló la primera y más utilizada escala de
electronegatividad, que se basa en datos termoquímicos. Generalmente hay un
aumento en la electronegatividad de izquierda a derecha a lo largo de un
período, es decir, desde los elementos más metálicos hasta los más no
metálicos.
Figura 9‑1. Aumento
de la electronegatividad en la tabla periódica empleando la escala Pauling. En
la imagen podemos ver claramente que el elemento de mayor electronegatividad es
el flúor el elemento de menor electronegatividad es el francio, en consecuencia
la diferencia de electronegatividad de fluoruro de francio deberá ser la más
alta y por lo tanto la más iónica.
Con algunas
excepciones (especialmente en los metales de transición), la electronegatividad
disminuye al aumentar el número atómico en un grupo. Esto es lo que esperamos
porque sabemos que las energías de ionización disminuyen al aumentar el número
atómico en un grupo y las afinidades electrónicas no cambian mucho.
Polaridad de un enlace
Un enlace
polar también denominado covalente polar es un tipo de enlace covalente que se
encuentra a medio camino entre el enlace covalente perfecto y el enlace iónico
perfecto, para estimar la existencia del enlace covalente polar generalmente
realizamos la diferencia de electronegatividad es de una pareja de elementos
que forman un enlace químico.
Brown13
química la ciencia central
✔ Muestra 8.4a.
¿Cuál
enlace es más polar? B - Cl o C - Cl. Indique en cada caso qué átomo tiene la
carga negativa parcial.
✔ Muestra 8.4b.
¿Cuál
enlace es más polar? P - F o P - Cl.
Indique en cada caso qué átomo tiene la carga negativa parcial.
✔ Práctica 8.4.1.
¿Cuál
de los siguientes enlaces es el más polar? (a) H-F, (b) H-I, (c) Se-F, (d) N-P,
(e) Ga-Cl.
✔ Práctica 8.4.2.
¿Cuál de los siguientes enlaces
es más polar: S-Cl, S-Br, Se-Cl o Se-Br?
Para
enlaces entre átomos de un mismo elemento como sucede en las moléculas diatómicas
tales como F2, Cl2, H2, o como sucede en estructuras complejas tales como las
de los hidrocarburos H3C—CH3, la
electronegatividad de los dos átomos es igual porque pertenecen al mismo
elemento, de allí que la diferencia de electronegatividades será cero, lo cual
define al enlace covalente perfecto, en consecuencia entre más cercano a cero o
sea la diferencia de electronegatividad es en su valor absoluto, más covalente
será el enlace.
Para una
sustancia como el fluoruro de litio LiF o el fluoruro de francio FrF, la
diferencia de electronegatividad es es muy alta, la mayor diferencia de
electronegatividad es la encontramos en el FrF (|Δχ| = 4.0 – 0.7 = 3.3), aunque
la diferencia de electronegatividad es de LiF va a ser muy cercana (|Δχ| = 4.0
– 1.0 = 3.0), y en consecuencia entre más cercana sea el valor absoluto de la
diferencia de electronegatividad es a 3.3, más iónico será ese enlace.
En HF, el
átomo de flúor tiene una electronegatividad mayor que el átomo de hidrógeno,
con el resultado de que los electrones se comparten de manera desigual: (|Δχ| =
4.0 – 2.1 = 1.9) el enlace es polar. En general, un enlace covalente polar
resulta cuando los átomos difieren en electronegatividad. En HF, el átomo de
flúor más electronegativo atrae la densidad de electrones lejos del átomo de
hidrógeno menos electronegativo, dejando una carga positiva parcial en el átomo
de hidrógeno y una carga negativa parcial en el átomo de flúor. Podemos
representar esta distribución de carga parcial empleando la letra griega delta
mas el signo de polaridad pertinente como:
En un enlace polar, estos números son
menores que las cargas completas de los iones, pero serán lo suficientemente grandes como para
generar atracciones y repulsiones en sustancias y afectar a las propiedades
físicas de estas. La pregunta ahora es cuál es la frontera entre
el iónico y covalente polar, y la respuesta será muy difícil de responder
debido a las excepciones, por lo general he visto que la frontera que lo separa
se encuentra en el rango de entre 1.7 a 2.1.
Momento dipolar
La diferencia de electronegatividad entre
H y F conduce a un enlace covalente polar en la molécula de HF. Como
consecuencia, hay una concentración de carga negativa en el átomo de F más
electronegativo, dejando al átomo de H menos electronegativo en el extremo
positivo de la molécula. Una molécula como HF, en la que los centros de carga
positiva y negativa no coinciden, es una molécula polar, que funciona como un pequeño imán. Por lo tanto, describimos tanto los enlaces como las moléculas
enteras como polares y no polares. Podemos indicar la polaridad de la molécula
de HF de dos maneras:
La polaridad ayuda a determinar muchas
propiedades que observamos a nivel macroscópico en el laboratorio y en la vida
cotidiana. Las moléculas polares se alinean entre sí, atrayéndose el extremo
negativo de una molécula y el extremo positivo de otra. Las moléculas polares
también son atraídas por los iones. El extremo negativo de una molécula polar
es atraído por un ion positivo y el extremo positivo es atraído por un ion
negativo.
Estas interacciones explican muchas
propiedades de líquidos, sólidos y soluciones. La separación de carga dentro de
las moléculas juega un papel importante en los procesos de conversión de
energía como la fotosíntesis.
¿Cómo podemos cuantificar la polaridad de
una molécula? Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero de signo
contrario están separadas por una distancia, se establece un dipolo. La medida
cuantitativa de la magnitud de un dipolo se llama su momento dipolar, denotado
con la letra griega mu, μ. Si dos cargas iguales y opuestas Q+
y Q- están separadas por una distancia r, la magnitud
del momento dipolar es el producto de Q y r:
Brown13
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✔ ejemplo
página 312. Calcular la magnitud del momento dipolar
debyes (D) para una carga Q yo igual a carga elemental del electrón, y una
distancia de 1.00 Armstrong. Los momentos dipolares se pueden medir
experimentalmente y generalmente se expresan en debyes (D), una unidad que
equivale a 3.34 x 10-30 C-m (coulomb-metros). Para las moléculas,
normalmente medimos la carga en unidades de la carga electrónica elemental 1.60
x 10-19 C, y la distancia en angstroms.
✔ muestra 8.5a.
La longitud del enlace en la molécula de HCl
es de 1.27 Å. Calcule el momento dipolar, en debyes, que resulta si las cargas
en los átomos de H y Cl fueran 1+ y 1- respectivamente.
✔ muestra 8.5b.
La longitud del enlace en la molécula de HCl
es de 1.27 Å. El momento dipolar de HCl(g) medido experimentalmente es 1.08 D. ¿Qué magnitud de carga, en
unidades de e, en los átomos de H y Cl conduce a este momento dipolar?
✔ práctica
8.5.1. Calcule el momento dipolar para HF (longitud
de enlace 0.917 Aº),
suponiendo que el enlace es completamente iónico. (a) 0.917 D, (b) 1.91 D, (c)
2.75 D, (d) 4.39 D, (e) 7.37 D
✔ práctica
8.5.2. El momento dipolar del monofluoruro de
cloro, ClF(g), es 0.88 D. La longitud de enlace de la molécula es 1.63 Å. (a) ¿Qué átomo se espera que tenga la
carga negativa parcial? (b) ¿Cuál
es la carga de ese átomo en unidades de e?
La tabla 8.3 presenta las longitudes de
enlace y los momentos dipolares de los haluros de hidrógeno. Observe que a
medida que avanzamos de HF a HI, la diferencia de electronegatividad disminuye
y la longitud del enlace aumenta. El primer efecto disminuye la cantidad de
carga separada y hace que el momento dipolar disminuya de HF a HI, aunque la longitud
del enlace aumenta. Cálculos idénticos a los utilizados en el ejercicio de
muestra 8.5 muestran que las cargas de los átomos disminuyen de 0.41+ y 0.41-
en HF a 0.057+ y 0.057- en HI. Podemos visualizar el grado variable de cambio
de carga electrónica en estas sustancias a partir de representaciones generadas
por computadora basadas en cálculos de distribución de electrones, como se
muestra en la Figura 8.10. Para estas moléculas, el cambio en la diferencia de
electronegatividad tiene un mayor efecto sobre el momento dipolar que el cambio
en la longitud del enlace.
Figura 9‑4. Separación de carga en los haluros de hidrógeno. En HF, el F
fuertemente electronegativo aleja gran parte de la densidad electrónica de H.
En HI, el I, al ser mucho menos electronegativo que F, no atrae los electrones
compartidos con tanta fuerza y, en consecuencia, hay mucha menos polarización
de los electrones.
Antes de dejar esta sección, volvamos a la
molécula LiF de la figura anterior. En condiciones estándar, el LiF existe como
un sólido iónico con una disposición de átomos análoga a la estructura del
cloruro de sodio. Sin embargo, es posible generar moléculas de LiF vaporizando
el sólido iónico a alta temperatura. Las moléculas tienen un momento dipolar de
6.28 D y una distancia de enlace de 1.53 Å. A partir de estos valores podemos
calcular la carga del litio y el flúor en 0.857+ y 0.857-, respectivamente.
Este enlace es extremadamente polar y la presencia de cargas tan grandes
favorece fuertemente la formación de una red iónica extendida en la que cada
ion de litio está rodeado por iones de fluoruro y viceversa. Pero incluso aquí,
las cargas determinadas experimentalmente en los iones todavía no son 1+ y 1-.
Esto nos dice que incluso en los compuestos iónicos, todavía hay alguna
contribución covalente al enlace.
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