TEMA 3. ENLACE QUÍMICO

Transcript

1 TEMA 3. ENLACE QUÍMICO ª) ENLACE QUÍMICO Na natureza non existen os átomos de forma aillada, senón que están xuntos formando agregacións chamadas moléculas, ións, A unión entre os átomos é un proceso espontaneo ( G < 0). Posto que os átomos se unen, disminúe o desorde polo que S < 0. Tendo en conta que( G = T. S), para que o proceso sexa espontaneo a entalpía será negativa ( < 0), é decir, na formación do enlace tense que desprender enerxía que compense a disminución da entropía. Cando se forma o enlace químico, despréndese unha enerxía chamada Enerxía de Enlace (E e ) provocando a estabilización dos átomos unidos. É decir, a molécula formada representa unha estructura moito máis estábel que a dos átomos separados. Á unión entre dous átomos chámaselle Enlace Químico, no cal ten unha gran importancia a capa de valencia electrónica dos átomos porque será ela quen marque o carácter do enlace químico. O enlace químico prodúcese debido a que se forman estructuras máis estabeis que os átomos de forma aillada. Como se verá máis adiante ésta estabilidade está dada pola configuración electrónica de gas noble (ns 2 np 6 ), que a maioría dos átomos tenden a acadar ao formar o enlace. Se temos dous átomos separados unha gran distancia, non hai interacción entre eles. Se os achegamos (r disminúe) aparece unha interacción, desprendéndose enerxía, ata chegar a un máximo de enerxía (enerxía de enlace E o ) que se corresponde cunha distancia entre os átomos (distancia de enlace r o ). Obsérvase que éstes átomos se colocan a unha distancia determiñada o un do outro. Se achegamos máis aos átomos entre sí, aparece a repulsión electrostática entre os núcleos dos átomos polo que a enerxía do sistema aumenta considerabelmente, formándose unha estructura inestábel. E r e r E e 2ª) TIPOS DE ENLACE QUÍMICO ásicamente só se pode falar dun tipo de enlace químico que sofre unha serie de modificacións ou adaptacións en función do tipo de átomos que se van a unir. Para facilitar o seu estudo, faise unha división en tres tipos: a) Enlace iónico: Característico da unión dun metal cun non metal, que forma estructuras cristalinas tridimensionais. b) Enlace covalente: Propio da unión de non metais entre sí e dá lugar a estructuras individuais chamadas moléculas. c) Enlace metálico: Característico dos elementos de transición (metais) e xenera estructuras cristalinas tridimensionais nas que os electróns da capa de valencia circulan por ela formando a chamada nube electrónica. Finalmente, hai que considerar tamén o enlace entre as moléculas. Éste enlace prodúcese gracias ás forzas intermoleculares, que son de dous tipos: Forzas de Van der Waals e Enlace de hidróxeno

2 3ª) ENLACE IÓNICO 3.) Concepto de enlace iónico É o enlace químico máis doado de estudar xa que se poden usar conceptos clásicos para interpretalo sen recurrir aos conceptos da mecánica cuántica, moito máis complexos. Éste enlace é propio da unión dun metal (elemento electropositivo) cun non metal (elemento electronegativo), de tal xeito que se observa que o metal cede algún electrón da súa capa de valencia ao non metal. Ésta transferencia de electróns, chamada electrovalencia, débese a que cada átomo tende a poseer a configuración electrónica de gas noble, configuración moi estábel que é ns 2 np 6. Fórmanse dous tipos de ións (catión e anión) cada un K.Q.Q 2 deles con cargas eléctricas opostas que se atraen debido á forza electrostática de Coulomb: F=. 2 d Imos facer agora dous exemplos deste enlace: a) NaCl Está formado por un átomo de Na e outro de Cl. A partires das configuracións electrónicas: Na :s 2s 2p 3s Cl :s 2s 2p 3s 3p Se o Na perde electrón, a súa configuración electrónica pasa a ser a do gas noble máis cercano, Neon: Na + :s 2s 2p, e se o Cl gaña electrón, a súa configuración electrónica pasa a ser a do gas noble máis cercano, Argón: Cl :s 2s 2p 3s 3p Así, cada átomo queda con 8 electróns de valencia (configuración de gas noble), e o Na + e o Cl - forman o enlace por atracción electrostática: Na + Cl - p+ 7 p+ Na Trasvase de e - Cl b) CaF 2 Está formado por un átomo de Ca e dous átomos de F. A partires das configuracións electrónicas teremos: Ca :s 2s 2p 3s 3p 4s F:s 2s 2p Se o átomo de Ca perde 2 electróns a súa configuración electrónica é: Ca + :s 2s 2p 3s 3p e se ca- 2 da átomo de F gaña electrón cada un teremos: F :s 2s de valencia (configuración de gas noble): F - Ca +2 F - 2 2p 6. Así cada átomo queda con 8 electróns 2

3 3.2) Índices de coordinación No enlace iónico fórmanse estructuras cristalinas tridimensionais nas que os ións de cargas opostas atraense por forzas electrostáticas. Deste xeito fálase de cristal ou celda elemental que é a estructura máis pequena formada polos ións e que se repite nas tres direccións do espacio para formar o sólido macroscópico ou rede cristalina. Éste cristal ou celda está formado por un nº determiñado de catións e anións, definíndose o índice de coordinación como o nº máximo de ións dun signo que rodean a un ión de signo contrario. O índice de coordinación depende de dous factores: Depende dos radios dos catións e anións (r - e r + ). A un determiñado ión só se poden achegar, a unha certa distancia, os ións de signo contrario que teñan espacio suficiente para elo. Depende das cargas dos ións (Q - e Q + ), de tal xeito que cando os ións se agrupan para forman a celda unidade, deben manter a neutralidade eléctrica do cristal (debe existir igual nº de cargas + e -). En base ao exposto anteriormente, podemos facer a seguinte clasificación: REDE CRISTALINA I.C. do catión I.C. do anión EXEMPLOS Cloruro de Cesio (CsCl) 8 8 CsCl, Csr, CsI Cloruro de Sodio (NaCl) 6 6 NaCl, Nar, MgO, CaO lenda (ZnS) 4 4 ZnS, eo, es Fluorita (CaF 2 ) 8 4 CaF 2, acl 2 Rutilo (TiO 2 ) 6 3 TiO 2, SnO 2, PbO 2 As redes cristalinas máis habituais son: exagonal compacta Cúbica compacta Cúbica centrada no corpo A rede cristalina máis común no seu estudo é a do NaCl, rede cúbica compacta constituida por un cubo na que os ións Na + colócanse nos centros das aristas e no centro do cubo, mentres que os ións Cl - colócanse nos vértices do cubo e nos centros das caras, repetíndose toda ésta estructura nas tres direccións do espacio. Na + Cl - 3

4 3.3) Ciclo de orn-aber Como xa se comentou anteriormente, un dos aspectos máis importantes do enlace non só é considerar a estructura molecular senón predecir o comportamento enerxético do enlace. Neste apartado analizarase a enerxía do enlace iónico, tendo en conta que ao formarse unha estructura máis estábel, hai un desprendimento de enerxía (a formación do enlace químico é un proceso exotérmico). Ésta enerxía do enlace iónico pódese calcular mediante o chamado Ciclo de orn-aber, que se basea na Lei de ess das entalpías. Exemplo: imos a aplicalo ao caso do NaCl. O NaCl pódese obter de dous xeitos: Proceso directo: o Na(s) únese ao Cl 2 (g) para dar NaCl(s). Sería a reacción Proceso indirecto: usando a Lei de ess para as entalpías. Serían as reaccións 2 (formación de átomos gaseosos), 3 (formación dos ións correspondentes) e 4 (unión dos ións formados). REACCIÓN Na(s) + Cl (g) F 2 2 NaCl(s) S REACCIÓN 2 + rede REACCIÓN 4 2 D Na(g) + Cl(g) I + A REACCIÓN 3 Na + (g) + Cl (g) É decir, podemos ir polo proceso directo () ou por unha serie de pasos sucesivos (2, 3 e 4). En ámbos casos, a enerxía total será a mesma: Enerxía()=Enerxía(2)+Enerxía(3)+Enerxía(4) Enerxía de sublimación ( S ): Enerxía para que un átomo en estado sólido pase a gas. Enerxía de disociación ( D ): É a enerxía necesaria para que unha molécula en estado gaseoso se disocie dando átomos aillados. Enerxía de ionización ( I ): É a enerxía necesaria para arrancar un electrón do átomo e dar un catión. Enerxía de afinidade ( A ): É a enerxía desprendida por un átomo cando gaña un electrón e se transforma nun anión. Enerxía reticular ( rede ): É a enerxía desprendida cando o catión e o anión se unen para formar o enlace iónico. Enerxía de formación ( F ): É a enerxía desprendida cando se forma mol dun composto a partires dos seus elementos en estado natural. Analizando o ciclo de orn-aber, teremos: F = S + 2 D + I + A + Da ecuación anterior despéxase rede que nos dará unha idea da fortaleza do enlace iónico para esa substancia: se é alta o enlace iónico será forte, e se é baixa o enlace iónico será débil. Na maior parte das moléculas que poseen éste enlace, teñen valores de rede altos, o que indica a fortaleza do enlace iónico. Canto maior seña a enerxía reticular, máis forte será o enlace iónico. A enerxía reticular depende de dous factores: A enerxía reticular aumenta ao aumentar a carga dos ións que se unen: Isto é así porque ao aumentar a carga eléctrica, aumenta a forza electrostática que une aos ións de diferente signo, facendo ao enlace iónico máis forte e aumentando a enerxía reticular. A enerxía reticular aumenta ao disminuir a distancia entre os ións: Isto é así porque ao disminuir a distancia entre os ións (ao disminuir o seu tamaño ou radio iónico), a forza electrostática que os une aumenta, facendo que o enlace iónico seña máis forte e aumentando a enerxía reticular. Por elo a unión entre ións de radio pequeno é máis forte. Os dous factores descritos anteriormente poden verse reflexados na expresión da Lei de Coulomb, que + K.Q núcleo.q corteza relaciona a forza existente entre o núcleo (positivo) e a corteza (negativa): F= 2 d rede entre ións 4

5 3.4) Enerxía de rede e propiedades fisico-químicas A enerxía reticular dun composto iónico pódese relacionar directamente con algunha das súas propiedades: Pontos de fusión: a maior enerxía reticular, maior fortaleza do enlace iónico e máis alto será o ponto de fusión porque hai que dar máis enerxía para separar aos ións da rede cristalina. Solubilidade: a maior enerxía reticular, maior fortaleza do enlace iónico e menor será a solubilidade en disolventes polares, porque é máis difícil separar aos ións. Dureza: a maior enerxía reticular, maior fortaleza do enlace iónico e maior será a dureza do composto iónico, porque é máis difícil arrancar aos ións da celda. 3.5 Propiedades dos compostos iónicos Son substancias moi duras, difíciles de raiar, porque o enlace iónico é moi forte. Poseen altos pontos de fusión (máis de 000 ºC) e de ebulición porque a enerxía reticular é moi alta, é decir, o enlace entre os ións (catións e anións) é moi forte. Só cando as Tª son moi altas, os ións adquiren a enerxía suficiente para vencer ás forzas electrostáticas de atracción. Son substancias fráxiles debido a que unha presión sobor do cristal o descoloca internamente, enfrontándose os ións de igual signo, provocando a súa repulsión e conseguinte rotura do cristal: ESFORZO PLANO DE ROTURA En estado sólido non conducen a corrente eléctrica, pero fundidos ou disoltos en auga sí, porque os seus ións (catións e anións) poden moverse libremente, transportando a corrente eléctrica. Son solubeis en disolventes polares como a auga, e insolubeis en disolventes orgánicos como o aceite. Isto é debido a que en disolventes polares, os ións se dispersan no disolvente. Cada ión do cristal queda rodeado de dipolos do disolvente. A éste proceso chámaselle Solvatación, desprendéndose unha enerxía chamada Enerxía de Solvatación. Ésta enerxía ten que ser alta para que os cristais iónicos se disolvan facilmente: Na + Cl - Ións de Na + e Cl - disoltos en auga 5

6 4ª) ENLACE COVALENTE O enlace covalente representa o tipo de unión existente entre os átomos non metálicos. Debido á súa complexidade, comenzaremos polas teorías máis sinxelas para ir complicando o desenrrolo do tema coa introducción da mecánica cuántica: Teoría de Lewis, Teoría da repulsión dos pares electrónicos, Teoría dos orbitais híbridos. 4.) Teoría de Lewis Segundo a concepción de Lewis, os dous átomos que van formar o enlace comparten electróns da capa de valencia para acadar a configuración de gas noble, con 8 electróns de valencia (ns 2 np 6 ). Isto é a Regra do Octeto. Os electróns nen se gañan nen se ceden, soamente se comparten. Os electróns de valencia de cada átomo represéntanse por pontos aorredor do símbolo do átomo. Ao par de electróns compartidos (pares enlazantes) representaselles por unha raia situada entre os dous átomos, e ao resto dos electróns de valencia (pares non enlazantes) por unha raia cada 2 electróns. Podemos ter enlaces simples (Cl 2, 2 O, ), dobres (O 2, CO 2, ), triples (N 2 ). 4..) Exemplos de moléculas cun átomo central A: Formadas por dous ou máis átomos. abitualmente hai un átomo central rodeado doutros átomos. Teremos as seguintes posibilidades: a) Moléculas A 2 : Formadas por átomos iguais. Podemos ter enlaces simples, dobres ou triples. En calquera caso, a xeometría da molécula é liñal (80º). 2 : o hidróxeno está no grupo IA ( electrón de valencia). O caso do hidróxeno é un caso especial posto que só tende a acadar 2 electróns na capa de valencia ao igual que o gas noble máis próximo a él que é o elio (2 electróns na capa de valencia): Cl 2 : o cloro está no grupo VIIA (7 electróns de valencia). Enlace simple: :Cl.. Cl: Cl Cl.... O 2 : o osíxeno está no grupo VIA (6 electróns de valencia). Enlace dobre: O = O N 2 : o nitróxeno está no grupo VA (5 electróns de valencia). Enlace triple: :N N: b) Moléculas A: Son moléculas liñais, con ángulos de enlace de 80º... _ Cl: o está no grupo IA e o Cl no grupo VIIA:.. Cl:.. Cl r: o está no grupo IA e o r está no grupo VIIA: r b) Moléculas A 2 : Son moléculas liñais, con ángulos de enlace de 80º, salvo algunha excepción. CO 2 : o O está no grupo VIA e o C está no grupo IVA: O = C = O 2 O: o O está no grupo VIA e o está no grupo IA:.. O.. Ésta molécula é un caso especial debido á repulsión dos dous pares de electróns non enlazados do osíxeno, formando un ángulo de 04,5º: O 6

7 c) Moléculas A 3 : Son moléculas planas triangulares. Os átomos distribuense nos vértices dun triángulo equilátero, formando ángulos de enlace de 20º, con algunhas excepcións. Exemplos deste tipo son 3, F 3, Cl 3, Un caso especial é o N 3 : 3 : O está no grupo IA e o está no grupo IIIA:.... N 3 : o N está no grupo VA e o está no grupo IA:.... N.. :.. N d) Moléculas A 4 : Son moléculas plano cuadradas. Os átomos distribuense nos vértices dun cadrado, formando ángulos de enlace de 90º. Exemplos deste tipo son C 4, CCl 4, C 2 Cl 2, C 4 : o C está no grupo IVA e o está no grupo IA: :.. C.. : C 4..2) Exemplos de moléculas orgánicas: O carbono enlázase por 4 enlaces aos hidróxenos. Pode dar lugar a enlaces simples, dobres ou triples. Un exemplo de cada caso serían o etano (C 3 C 3 ), o eteno (C 2 = C 2 ) e o etino (C C). C C C = C C C 4..3) Enlace Covalente Coordinado ou Dativo: Ocorre naquelas moléculas nas que un átomo, tendo xa 8 electróns de valencia, comparte dous electróns con outro átomo para formar o enlace, é decir, o par de electróns do enlace covalente proceden exclusivamente dun só átomo (normalmente o átomo central). Exemplos deste caso son: 3 O +, N 4 +, NO 3 -, SO 2, O 3,. Éste enlace represéntase por unha frecha en vez dunha raia, indicando así o átomo do que procede o par electrónico. 3 O + : Consiste na unión dunha molécula de 2 O cun + : + O + N + 4 : Consiste na unión da molécula de N 3 cun + : N O 2 SO 4 : O xofre fai dous enlaces dativos con dous osíxenos: O S O O 7

8 4..4) Excepcións á regla do octeto: As excepcións á regla do octeto son: Elemento oro (), situado no grupo IIIA (Térreos), posee 3 electróns de valencia (faltarían 5 para ter 8) e chega a formar moléculas do tipo 3, F 3 ou Cl 3 nas que o oro só terá 6 electróns de valencia. :.... Elemento erilio (e), que é un metal, forma compostos covalentes sen seguir a regra do octeto. Éste elemento está situado no grupo IIA (Alcalino-térreo), posee 2 electróns na capa de valencia e forma estructuras do tipo e 2 ou ecl 2, nas que o erilio acadaría só 4 electróns de valencia:.. e.. e Elemento Fósforo (P), que se atopa no grupo VA (Nitroxenoideos) e posee 5 electróns de valencia. Faltaríanlle 3 electróns para poseer 8 (regra do octeto). Deste xeito pode formar moléculas do tipo PCl 3, P 3, (moi semellantes ao N 3 ). Sen embargo pode formar moléculas do tipo PCl 5, de tal xeito que o Fósforo tería 0 electróns de valencia. Isto é así porque o fósforo posee orbitais d cos que facer enlaces. Elemento Xofre (S), que se atopa no grupo VIA (Anfíxenos) e posee 6 electróns de valencia, faltándolle 2 electróns para poseer 8 (regra do octeto). Deste xeito pode formar moléculas do tipo 2 S, (moi semellante á 2 O). Sen embargo pode formar moléculas do tipo SF 6, de tal xeito que o Xofre tería 2 electróns de valencia. Isto é así porque o xofre posee orbitais d cos que facer éstes enlaces. 4.2) Polaridade de enlace. Momento Dipolar Cada átomo ten un valor determiñado da Electronegatividade, é decir, da capacidade que ten de atraer hacia sí ao par electrónico usado no enlace covalente. Segundo sexan os átomos que forman o enlace, o par electrónico do enlace covalente estará máis desprazado cara ao átomo máis electronegativo. Deste xeito, o par electrónico do enlace non queda no medio dos dous átomos, senón que está desprazado. Así, pode aparecer unha separación parcial de cargas no enlace. Teremos dúas posibilidades: enlace apolar e enlace polar. 4.2.) Enlace covalente apolar: Isto ocorre cando se unen dous átomos iguais. Cómo a electronegatividade é a mesma para ámbos, o par electrónico quedará no medio dos dous átomos, a igual distancia de ámbos, porque está igualmente atraído por ambos. Exemplos disto son as moléculas diatómicas homonucleares: Cl 2, O 2, 2, F 2, N 2, r 2,.... :Cl.. Cl: Cl Cl

9 4.2.2) Enlace covalente polar: Isto ocorre cando o enlace está formado por dous átomos diferentes. Ao ser distintos os átomos, tamén o son as súas electronegatividades, e así serán diferentes as atraccións sobor do par electrónico do enlace. O átomo máis electronegativo atrae hacia sí con máis forza ao par electrónico do enlace quedando éste átomo cunha carga parcial negativa (δ-) e o outro átomo cunha carga parcial positiva (δ+). Fórmase un dipolo eléctrico que está caracterizado por un momento dipolar µ. Exemplos deste caso son: Cl, 2 O,.... Cl: δ+ Cl δ-.. µ ) Polaridade da molécula: Unha vez analizado a polaridade do enlace covalente, haberá que estudar se a molécula é polar ou apolar, é decir, se os momentos dipolares de cada enlace químico se anulan globalmente (molécula apolar) ou non (molécula polar): Molécula apolar: Se a xeometría da molécula o permite, o momento dipolar do enlace formado pode anularse, e teriamos unha molécula apolar. Exemplos disto son as moléculas simétricas nas que os momentos dipolares de cada enlace son iguais e de sensos contrarios, polo que o momento total da molécula é 0: CO 2, F 3, CCl 4 Molécula polar: Neste caso, a xeometría da molécula non anula os momentos dipolares de cada enlace químico, resultando así unha molécula polar. Exemplos disto son: 2 O, N 3 No seguinte recadro aparecen diversos tipos de moléculas polares e apolares en función da súa xeometría: ef 2 F δ- e δ+ F δ- POLARIDADE DA MOLÉCULA E XEOMETRÍA F 3 C 4 F δ- δ+ µ = 0 δ+ µ = 0 C δ- µ = 0 δ+ δ+ F δ- F δ- δ+ 2 O Apolar N 3 Apolar SO 2 Apolar O δ- µ 0 N δ- µ 0 S δ+ µ 0 δ+ δ+ δ+ δ+ δ+ O δ- O δ- Polar Polar Polar 9

10 4.3) Teoría de Repulsión do Par Electrónico da capa de Valencia (TRPECV). Xeometría Molecular Trátase dun modelo electrostático que considera aos pares electrónicos como se foxen cargas pontoais. Os pares electrónicos colócanse en torno ao átomo de tal xeito que experimenten a menor repulsión electrostática posíbel. O tipo de xeometría adoptada pola molécula estará en función do nº de enlaces e da distribución destes no espacio. En moitas moléculas poliatómicas, hai un átomo central e os demais dispóñense aorredor del. A forma espacial das moléculas será aquela que lle permita ter a menor enerxía posíbel. Ésta forma espacial será simétrica: A 2, A 3, A 4, A 5 ou A 6. Algúns exemplos son: ecl 2, Cl 3, C 4, PCl 5, SF 6. A gran virtude desta teoría é que é capaz de explicar a xeometría dun gran nº de moléculas usando un modelo teórico moi sinxelo. O maior problema desta teoría é que se trata dun modelo inductivo, o que implica que non se poden facer prediccións de comportamento de moléculas descoñecidas. Ademáis é un modelo que non indica para nada o tipo de enerxía de enlace nen as distancias de enlace entre os átomos. Ás veces, a situación é un pouco máis complexa. Cando o átomo central posee algún par electrónico na capa de valencia que non usa no enlace (pares non enlazantes ou solitarios), a forma xeometrica da molécula queda parcialmente deformada. Éste par electrónico non usado no enlace chámese par electrónico non enlazante e produce unha repulsión sobor dos outros electróns moi grande. Exemplos:.. a) 2 O Segundo a Teoría de Lewis, tería xeometría liñal: O.. O átomo de Osíxeno posee 6 electróns na capa de valencia. 2 deles os usa para o enlace cos 2, e os 4 electróns restantes forman dous pares electrónicos non enlazantes na capa de valencia que producen a deformación da estructura dando lugar a unha estructura tetraédrica deformada, na que dous vértices están ocupados polos dous átomos de idróxeno, e os outros dous vértices restantes polos dous pares electrónicos non enlazantes. Teríamos unha xeometría angular. O ángulo de enlace é de 04,5 º : O δ- δ+ δ+ b) N 3 Segundo a Teoria de Lewis, a súa estructura espacial sería:.. N O átomo de Nitróxeno posee 5 electróns na capa de valencia. 3 deses electróns os usa para formar os enlaces cos, e os 2 electróns restantes forman un par electrónico non enlazante que provoca a deformación da molécula, dando unha estructura tetraédrica deformada, na que tres vértices do tetraedro están ocupados polos tres átomos de idróxeno e o outro vértice polo par electrónico non enlazante. Teríamos unha xeometría piramidal de base triangular. O ángulo de enlace é de 06,5 º: δ+.. N δ- δ+ δ+ 0

11 O método para calcular a xeometría de moléculas usando a teoría do par electrónico non enlazante é: ) Identificar ao átomo central da molécula. 2) Mirar a qué grupo pertence éste átomo para saber os electróns que posee na capa de valencia. 3) Se posee carga negativa engádese electróns e se posee carga positiva quítanse electróns. 4) Engádese un electrón por cada enlace que forma cos outros átomos. 5) Divídense entre dous para obter o nº de pares electrónicos. 6) Identificar os pares enlazantes (igual ao nº de enlaces) e os pares non enlazantes. 7) Identificar a xeometría da molécula a partires da táboa seguinte, tendo en conta que os pares non enlazantes se colocarán o máis lonxe posible (teñen maior repulsión electrónica). PARES ELECTRÓNICOS XEOMETRÍA MOLECULAR 2 A NOME DA EXEMPLO XEOMETRÍA Nº DE PARES MOLÉCULA Liñal 2 pares enlazantes (liñal) ef 2 (apolar) Ángulo de enlace: 90º 3 4 A A Trigonal plana Ángulo de enlace: 20º Tetraédrica Ángulo de enlace: 09,5º 3 pares enlazantes (triangular) 2 pares enlazantes + par non enlazante (angular) 4 pares enlazantes (tetraedro) 3 pares enlazantes + par non enlazante (pirámide trigonal) F 3 (apolar) SnCl 2 (polar) C 4 (apolar) N 3 (polar) 5 A ipirámide trigonal Ángulo de enlace: 90º e 20º 2 pares enlazantes + 2 pares non enlazantes (angular) 5 pares enlazantes 4 pares enlazantes + par non enlazante 2 O (polar) PCl 5 (apolar) SF 4 (polar) 6 A Octaédrica Ángulo de enlace: 90º 6 pares enlazantes SF 6 (apolar) Exemplo: C 4 ) Identificar o átomo central: Carbono. 2) Identificar o grupo no que se atopa éste átomo: grupo IVA con 4 electróns de valencia. 3) A molécula non posee cargas. 4) Engádese un electrón por cada enlace que forma: = 8 electróns. 5) Divídense entre 2 para obter o nº de pares electrónicos: 8/2 = 4 pares electrónicos. 6) Identificar os pares enlazantes e os pares non enlazantes. Como hai catro enlaces, os 4 pares electrónicos son pares enlazantes. 7) Especificar a xeometría da molécula, de tal xeito que os pares electrónicos queden o máis alonxados posibeis. Neste caso, ao formarse 4 pares de enlace, a estructura máis xeométrica é o tetraedro regular, con ángulos de enlace de 09,5º δ+ δ+ C δ- δ+ δ+

12 2

13 4.4) Teoría dos Orbitais íbridos (TO) Inicialmente xurde a Teoría do Enlace de Valencia (93) que parte da idea de que o enlace entre dous átomos prodúcese cando dous orbitais externos semiocupados (cun electrón desapareado cada un e con spíns opostos) se solapan. Deste xeito podemos explicar o enlace químico, distancias e enerxías de enlace para moitas moléculas usando os conceptos da mecánica cuántica. O solapamento dos orbitais pode ser de dous tipos: Solapamento frontal: cando solapan frontalmente os orbitais (lóbulo + dun orbital co lóbulo + do outro orbital) producíndose a máxima densidade electrónica. Por exemplo, cando solapan orbital s con s, s con p (no mesmo eixo) e p con p (no mesmo eixo). A ésta unión chámaselle enlace σ. Solapamento lateral: cando os orbitais solapan lateralmente, producíndose dúas zonas de densidade electrónica alta (+ con + e con ) e unha zona de densidade electrónica nula (plano que contén aos núcleos atómicos). Por exemplo, cando solapan dous orbitais p que están en eixos paralelos. A ésta unión chámaselle enlace π ENLACE σ ENLACE π Exemplo: para a molécula de Cl, teremos as seguintes configuracións. (Z= ) :s Cl(Z= 7) : s 2s 2p x 2p y 2p z 3s 3p x 3p y 3pz Vemos que o enlace entre o e o Cl será entre o orbital s e o orbital 3p z, producíndose un solapamento σ. + Cl - Pero ésta teoría non permite explicar outras moléculas, porque predí xeometrías diferentes das observadas experimentalmente. Exemplo: a molécula de 2 O, segundo a TOV, daría ángulos de enlace de 90º (solapan dous orbitais 2p do osíxeno cos orbitais s do hidróxeno), e sabemos que os ángulos son de 04,5º. (Z= ) :s (Z= ) :s O(Z= 8) : s 2s 2p x 2p y 2pz - Orbital 2p z, cun electrón desapareado + O + - Orbital 2p y, cun electrón desapareado Ángulo de enlace O de 90º. Experimentalmente, sábese que é de 04,5º 3

14 Por elo, xurde a Teoría dos Orbitais íbridos, TO, como ampliación da teoría do enlace de valencia (TEV) para poder explicar moléculas do tipo C 4, C 3 C 3, C 2 = C 2, 2 O, N 3,., é decir, para moléculas que poseen un átomo central rodeado doutros átomos. Éstas moléculas non teñen explicación tanto no aspecto dos orbitais que forman o enlace como na orientación ou xeometría molecular e ángulos de enlace. Ésta teoría considera que antes de formarse o enlace, o átomo central da molécula mestura os seus propios orbitais atómicos orixinando uns novos orbitais chamados Orbitais íbridos que formarán parte do enlace, formando orbitais moleculares localizados. Éstes orbitais híbridos teñen as seguintes características: Son orbitais atómicos que proceden da combinación de orbitais atómicos s, p e d. Para que se forme o enlace, cada átomo que se vai a enlazar debe poseer electrón desapareado. O nº de orbitais híbridos que se obteñen é igual ao nº de orbitais atómicos de procedencia en cada átomo. Tódolos orbitais híbridos cunha mesma configuración teñen igual forma e igual enerxía. Éstes orbitais híbridos sitúanse no espacio de tal xeito que a repulsión eléctrica sexa mínima entre eles, polo que se colocarán o máis lonxe posible os uns dos outros, dando lugar a estructuras liñais, plano triangulares ou tetraédricas (ver táboa). As hibridacións máis importantes son as que se producen entre os orbitais s e p, obtendo os orbitais híbridos sp (combinación de s e p), sp 2 (combinación de s, p e p) e sp 3 (combinación de s, p, p e p) en cada átomo (ver táboa). Os orbitais híbridos a estudar prodúcense sempre no átomo central da molécula, que vai ser quen marque a xeometría desta. A forma dos orbitais híbridos atómicos é semellante á dun orbital p, pero co lúbulo + máis grande que o -, porque é ahí onde se vai producir o solapamento: - + As posibeis combinacións aparecen na seguinte táboa: ORITAIS ATÓMICOS ORITAIS ÍRIDOS XEOMETRÍA EXEMPLOS ef 2, ecl 2, ei 2, e 2 Liñal 80 º I e I s + p x 2 orbitais sp F 3, Cl 3, I 3, 3 s + p x + p y 3 orbitais sp 2 Triangular plana 20 º F F C 4, CCl 4, Si 4 F Tetraédrica 09,5 º C s + p x + p y + p z 4 orbitais sp 3 4

15 4.4.) ibridación sp 3 Tamén chamada tetraédrica. O exemplo a estudar é o metano C C (Z= 6) :s 2s 2p 2p 2p (Z= ) :s x y z Tal e como se observa, o carbono só posee 2 electróns desapareados, pero debe de poseer 4 para formar os 4 enlaces cos 4 átomos de hidróxeno. Así, electrón do orbital 2s salta ao orbital baleiro 2p z, obtendo 4 electróns desapareados. Como sabemos que os 4 enlaces son iguais e partimos de dous tipos de orbitais (s e p), formarase hibridación sp 3. Os tres orbitais 2p e o orbital 2s recombínanse para formar 4 orbitais híbridos sp 3 : C :s 2s 2p 2p 2p C :s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) x y z O esquema sería o seguinte: s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 ) δ+ C δ+ C δ- δ+ δ+ µ T = 0 Ao formarse o enlace cos catro átomos de hidróxeno, fórmase unha estructura tetraédrica con ángulos de enlace de 09,5 º. A unión de cada orbital sp 3 con cada orbital s do hidróxeno forma o solapamento necesario para o enlace, solapamento σ. Ao ser unha molécula simétrica, tódolos momentos dipolares se anulan e a molécula é apolar: µ T = ) ibridación sp 2 Tamén chamada trigonal plana, aplicada ao caso do F 3, quedaría do seguinte xeito: 2 2 A configuración electrónica do oro é: (Z= 5) :s 2s 2p 2p 2p. Segundo isto, o oro só posee electrón desapareado, polo que só podería formar enlace. Para formar 3 enlaces iguais, suponse que electrón do orbital 2s pasa ao orbital baleiro 2p y. Deste xeito, o oro xa posee 3 electróns desapareados para formar 3 enlaces. Para que os 3 enlaces sexan iguais, suponse unha recombinación ou hibridación do orbital 2s e de 2 orbitais 2p, para formar 3 orbitais sp 2, iguais en xeometría e en enerxía, con ángulos de enlace de 20º :s 2s 2p 2p 2p :s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2p x y z z O esquema sería o seguinte: x y z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp 2 sp 2 sp 2 ) 2p z 5

16 A configuración electrónica do Fluor é: F (Z= 9) :s 2s 2p p p. Posee electrón desapareado no orbital 2p z, que se solapará cos orbitais híbridos sp 2 do oro. A éste solapamento chámaselle σ. Posto que o fluor é máis electronegativo que o oro, o enlace oro Fluor terá un momento dipolar, pero ao ser a molécula simétrica con ángulos de enlace de 20º, os tres momentos dipolares anúlanse, dando como resultado unha molécula apolar: µ T = 0 x y z F δ- F δ- δ+ σ F δ- F δ- µ T = 0 σ δ+ σ F δ- F δ ) ibridación sp Tamén chamada hibridación liñal ou digonal, aplicada ao caso do ei 2 quedaría: 2 2 O erilio ten a seguinte configuración electrónica: e (Z= 4) :s 2s. Posee 2 electróns na capa de valencia apareados no mesmo orbital 2s. Isto implica que non formaría enlace. Para que forme enlace, prodúcese un salto dun electrón do orbital 2s ao orbital 2p x. Así teriamos 2 electróns desapareados, e para formar 2 enlaces iguais, formará hibridación sp. A configuración espacial que vai a adoptar é liñal, con ángulos de enlace de 80º. 2 2 e:s 2s 2p x e:s 2(sp) 2(sp) O esquema sería o seguinte: s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp sp) 2p y 2p z A configuración electrónica do Iodo é: I (Z= 53) :s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p Posee 7 e - de valencia e só lle falta electrón para acadar unha configuración de gas noble (5s 2 5p 6 ). O solapamento que se forma é σ. Posto que o Iodo é máis electronegativo que o erilio, fórmase un momento dipolar entre eles. Ao formarse unha estructura simétrica, os momentos dipolares entre o e e o I vanse anular, resultando un momento dipolar total nulo, dando unha molécula apolar: µ T = 0 I δ- e δ+ σ σ I δ- I δ- e δ+ I δ- µ T = 0 6

17 4.4.4) Exemplos de moléculas con hibridación Analizando os casos do 2 O e do N 3, vistos anteriormente na Teoría de repulsión do par electrónico teremos: 2 O: Analizando a configuración electrónica de cada átomo: O :s 2s 2p 2p 2p s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) :s x y z Sábese que o ángulo de enlace O é de 04,5º. Para explicar isto con ésta teoría, o mellor é considerar que o osíxeno adopta hibridación sp 3 (combinación de orbital 2s e 3 orbitais 2p), formándose catro orbitais sp 3, dous deles para unirse aos dous (cada un cun electrón desapareado) e os outros dous para colocar a dous pares electrónicos sen enlazar. Os dous pares electrónicos non enlazantes do osíxeno repelen con gran forza aos electróns dos enlaces cos idróxenos, obrigándoos a que se pechen un pouco. Deste xeito, o ángulo de enlace disminúe de 09,5º a 04,5º. Só así se pode explicar que o ángulo de enlace sexa de 04,5 º, e que a molécula sexa polar: µ T 0, porque os momentos dipolares de cada enlace non se anulan. O O δ- δ+ δ+ µ T 0 N 3 : Analizando a configuración electrónica de cada átomo: N :s 2s 2p p p s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) :s x y z Sábese que o ángulo de enlace N é de 07º. Para explicar isto con ésta teoría, o mellor é considerar que o nitróxeno adopta hibridación sp 3 (combinación de orbital 2s e 3 orbitais 2p), formándose catro orbitais sp 3, tres orbitais para unirse aos tres (cada un cun electrón desapareado) e o restante para colocar a un par electrónico sen enlazar. Só así se pode explicar que os ángulos de enlace sexan de 07 º (case como un tetraedro). Os ángulos son inferiores aos do tetraedro regular (09,5º) porque o par electrónico non enlazante do nitróxeno repele con gran forza ao resto dos electróns dos enlaces cos idróxenos. Por elo, os orbitais do enlace se pechan un pouco e o ángulo disminúe de 09,5º a 07º. Posto que o nitróxeno é moi electronegativo, e a molécula non é simétrica, os momentos dipolares non se anulan, e a molécula será polar: µ T 0 N.. N δ- δ+ δ+ µ T 0 δ+ 7

18 4.4.5) Enlaces múltiples en moléculas poliatómicas asicamente refírese a moléculas con varios átomos de carbono. Enlaces simples C C: hibridación sp 3 (4 orbitais sp 3 con ángulos de enlace de 09,5º). Enlaces dobres C = C: hibridación sp 2 (3 orbitais sp 2 con ángulos de enlace de 20º). Enlaces triples C C: hibridación sp (2 orbitais sp con ángulos de enlace de 80º). Etano (C 3 C 3 ): Como o ángulo entre os carbonos e os hidróxenos é de 09,5º, a única opción é que os átomos de carbono adopten hibridación sp 3. O orbital 2s hibrídase cos tres orbitais 2p, formándose catro orbitais híbridos sp 3. O esquema sería o seguinte: s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 ) C :s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) Tres orbitais híbridos utilízanse para unirse con tres átomos de hidróxeno, formando solapamentos σ, e o cuarto orbital híbrido utilízase para unirse co outro átomo de carbono, por solapamento σ. Como a molécula é simétrica, os momentos dipolares anúlanse, resultando unha molécula apolar: µ T = 0 C C C σ C µ T = 0 Eteno (C 2 = C 2 ): Como o ángulo de enlace entre o carbono e os hidróxenos é de 20 º, a única posibilidade é usar híbridos sp 2. O orbital 2s hibrídase só con dous orbitais 2p quedando o orbital 2p z sen hibridar. Fórmanse 3 orbitais sp 2 con ángulos de enlace de 20 º. O esquema sería o seguinte: s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp 2 sp 2 sp 2 ) 2p z C :s 2(sp ) 2(sp ) 2(sp ) 2p z Dous destes orbitais úsanse para unirse aos dous átomos de hidróxeno (formando dous solapamentos de orbitais σ) e o outro orbital sp 2 utilízase para formar un solapamento σ co outro átomo de carbono. Ademáis, cada átomo de carbono posee un orbital 2p z perpendicular ao plano da molécula, e que formarán entre sí un solapamento π. Como a molécula é simétrica, os momentos dipolares anúlanse e a molécula será apolar: µ T = 0 8

19 C C C σ C π µ T = 0 Etino (C C): Agora o orbital 2s do carbono hibrídase só co orbital 2p x formando dous orbitais híbridos sp con ángulos de enlace de 80 º. O esquema sería o seguinte: s 2s 2p x 2p y 2p z s 2s 2p x 2p y 2p z s 2(sp sp) 2p y 2p z C :s 2 2(sp) 2(sp) 2p y 2p z Éstes orbitais sp usaranse para unirse a un átomo de hidróxeno (formando un solapamento de orbital σ) e ao outro átomo de carbono formando un solapamento σ. Os dous orbitais restantes, 2p y e 2p z, formarán dous solapamentos π. Como a molécula é simétrica, os momentos dipolares anúlanse e a molécula será apolar: µ T = 0 C C C C σ µ T = 0 π π 9

20 4.5) Propiedades das substancias con enlace covalente 4.5.) Substancias Moleculares: Será o caso de substancias formadas por moléculas, como C 4, 2, O 2, Cl, SO 2, 2 O, F, C 3 C 3,. Éstas moléculas únense entre sí por forzas intermoleculares moi débiles. As forzas entre as moléculas serán moi débiles (enlace de hidróxeno e forzas de Van der Waals), e así os pontos de fusión e de ebulición serán baixos en condicións de Tª ambiente, porque é bastante fácil rachar eses enlaces intermoleculares. A Tª ambiente, a maioría son líquidos ou gases. As substancias que producen son blandas (no caso de ser sólidas). Son malos conductores da corrente eléctrica. Só as moléculas polares ( 2 O, N 3, ) teñen unha pequena conductividade eléctrica. Debido a que hai moléculas polares e apolares, a súa solubilidade varía considerábelmente. As substancias apolares son solubeis en disolventes orgánicos e insolubeis en auga, e pola contra, as substancias polares son solubeis en auga (porque é unha molécula polar) e insolubeis en disolventes orgánicos (porque son moléculas apolares) ) Substancias Atómicas: Éste é o caso de substancias que non forman moléculas propiamente ditas, senón que forman estructuras tridimensionais como é o caso do cuarzo (SiO 2 ), diamante (carbono en estructura tetraédrica), grafito (carbono en estructura hexagonal de capas). É decir, a unión é por enlace covalente (moi forte) nas tres direccións do espacio, e non hai forzas intermoleculares. Poseen pontos de fusión e de ebulición moi altos, porque o enlace que hai que rachar é o enlace covalente, que é o máis forte de tódolos enlaces. Son substancias duras debido á fortaleza do enlace covalente. Son insolubeis en todolos disolventes. Non conducen a corrente eléctrica (son aillantes) porque os electróns do enlace están moi localizados e non se desprazan (excepto o grafito, que sí permite o paso da corrente eléctrica). DIAMANTE CUARZO (SiO 2 ) (Carbono con hibridación sp 3 ) (Silicio con hibridación sp 3 ) 20

21 5ª) ENLACE METÁLICO Os metais constitúen case o 80 % dos elementos coñecidos, cunha serie de propiedades específicas que se explican a partires do enlace característico existente entre eles. Existen dous modelos básicos para explicar éste enlace, que son o Modelo do gas electrónico e o Modelo de bandas. 5.) Modelo do gas electrónico Éste modelo parte da base de que os metais están formados polos átomos dos metais dispostos en posicións fixas nunha rede tridimensional, e que perden os seus electróns máis externos, quedando deste xeito como catións (+). Os electróns máis externos circulan por toda a rede como se foxen un gas electrónico e son os que dotan ao metal das súas características ) Modelo de bandas Éste modelo supón que os átomos da rede están tan cerca os uns dos outros, que os seus orbitais atómicos de valencia (os máis externos) se superpoñen, formando orbitais moleculares deslocalizados con enerxías moi parecidas. A éstes orbitais chámaselles bandas de enerxía. Teremos tantos orbitais moleculares como orbitais atómicos iniciais se combinen. Dado que hai un gran nº de átomos na rede, haberá un gran nº de orbitais atómicos, polo que o nº de orbitais moleculares deslocalizados será moi alto. Por outro lado, os orbitais moleculares que xorden de orbitais atómicos cheos, estarán cheos tamén, e pola contra, os orbitais moleculares que xorden de orbitais atómicos semicheos tamén estarán semicheos, formando a banda de valencia (ver debuxo). A combinación de orbitais atómicos baleiros dará orbitais moleculares baleiros, tamén chamada banda de conducción. Ao apricar unha diferencia de potencial no metal, os electróns excítanse e saltan a orbitais moleculares superiores baleiros, e é aquí cando xorde o proceso de conducción eléctrica do metal. Se ésta banda de conducción está solapada coa banda de valencia, os electróns máis externos (que están na banda de valencia) saltan fácilmente á banda de conducción, desprazándose por toda a rede. Teremos un bon conductor. Se a banda de conducción e a de valencia non se superpoñen, pero a diferencia de enerxía entre elas é pequena, os electróns poden realizar o salto electrónico cando se lles comunica máis enerxía. Éste é o caso dos semiconductores. Se a banda de conducción e a banda de valencia están moi separadas enerxéticamente, os electróns non poden saltar e teremos un illante. E E O.A. O.M. CONDUCTOR SEMICONDUCTOR ILLANTE 2

22 5.3) Propiedades das substancias con enlace metálico Os átomos están agrupados en redes cristalinas moi compactas. Teñen altas densidades, porque ao ser tódolos ións iguais poden empaquetarse mellor na rede. Os seus pontos de fusión e de ebulición son variabeis, aínda que normalmente son altos (con excepcións como o g, que é líquido a Tª ambiente). Son insolubeis tanto na auga como en disolventes orgánicos. Son moi bons conductores da corrente eléctrica e da calor, debido á liberdade de movemento que presentan os seus electróns de valencia. Son dúctiles (pódense estirar en fíos) e maleabeis (pódense formar láminas). Teñen brilo metálico grisaceo debido á súa capacidade de absorber e emitir radiación visíbel. Só o Au e o Cu teñen brilo dourado. Soen emitir electróns cando reciben enerxía en forma de luz (efecto fotoeléctrico) ou en forma de calor (efecto termoiónico). 22

23 6ª) FORZAS INTERMOLECULARES Nos apartados anteriores analizáronse as unións existentes entre os átomos correspondentes ás forzas intramoleculares (enlace iónico, covalente e metálico). Agora estúdanse as unións entre as moléculas. Cómo xa se viu, a formación das moléculas prodúcese basicamente no enlace covalente, posto que para o enlace iónico e o enlace metálico falouse de redes cristalinas tridimensionais, nas que o concepto de molécula carece de senso. As forzas intermoleculares poden agruparse básicamente en dous grupos: Forzas de Van der Waals, relacionadas coa formación de dipolos. Enlace de idróxeno, característico de certas moléculas que poseen na sua estructura ao átomo de hidróxeno unido a un átomo moi pequeno e moi electronegativo. 6.) Forzas de Van der Waals ásicamente pódense distinguir dous tipos destas forzas: interaccións entre dipolos permañentes e interaccións entre dipolos inducidos: 6..) Interaccións entre dipolos permañentes: Dase cando unha molécula está formada por diferentes átomos, e debido á diferencia de electronegatividades entre os átomos, prodúcense unhas cargas parciais positivas e negativas no interior da molécula (δ+ δ-), formándose un dipolo eléctrico permañente. Finalmente, duas moléculas con éstas características poden unirse entre sí usando interaccións de tipo electrostático ao enfrontarse as cargas de diferente signo. Exemplo: a molécula de Cl está formada polo átomo de Cl e o de. A electronegatividade do Cl é moito maior que a do, e deste xeito prodúcese unha separación parcial de cargas no interior da molécula. A molécula terá un momento dipolar e será polar. A parte positiva dunha molécula de Cl atraerá electrostáticamente á parte negativa doutra molécula de Cl: δ+ δ Cl δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- Forzas Dipolo permañente Dipolo permañente 6..2) Interacción entre dipolos inducidos: A diferencia do caso anterior, ésta interacción prodúcese en moléculas apolares, formadas polo mesmo tipo de átomos ( 2, O 2, Cl 2, ) e nos gases nobles (e, Ne, Ar, ), e ocorre o seguinte: nun instante determiñado unha molécula pode sofrir no seu interior unha separación parcial de cargas xerándose un dipolo instantaneo. Durante a breve existencia desta estructura, a molécula pode xerar noutra molécula veciña unha separación parcial de cargas orixinando un dipolo inducido. Logo, éstes dous dipolos atraense por interacción electrostática. Tamén son coñecidas como Forzas de dispersión ou de London átomo en estado neutro átomo con separación de cargas (dipolo instantaneo) δ- δ+ Forzas Dipolo instantaneo Dipolo inducido δ- δ+ δ- δ+ Exemplo: para a molécula de Cl 2, teríamos o seguinte. Cl Cl Cl Cl Éste tipo de forzas permite explicar porqué os gases nobles ao enfrialos a Tª baixa se licúan. 23

24 6.2) Enlace de idróxeno Tamén chamado ponte de hidróxeno, é un caso moi concreto e especial de interaccións entre dipolos permañentes que se produce entre moléculas que poseen no seu interior ao átomo de unido a un átomo moi pequeno e moi electronegativo (F, O, N). O átomo moi electronegativo atrae hacia sí ao par electrónico usado no enlace co átomo de quedando unha separación de cargas (δ+ e δ-) máis alta do esperado. Así, o átomo de idróxeno dunha molécula únese ao átomo electronegativo doutra molécula por un enlace relativamente forte chamado ponte de hidróxeno. As moléculas que poseen éste enlace característico son: F, 2 O, N 3. a) Molécula de F: Forma estructuras en zig-zag, a temperatura ambiente, con cadeas de ata 6 moléculas de F. Ao elevarse a temperatura éstas cadeas rachan debido á axitación térmica. F δ- δ+ F δ- δ+ F δ- δ+ F δ- δ+ Se éstas moléculas se atopan en disolución, como éste enlace é moi forte, poden dar lugar á aparición de dímeros, F 2 2. Ás veces incluso se poden formar os ións F 2 -. b) Molécula de 2 O: Forma estructuras espaciais tetraédricas cando está na súa forma sólida (cada molécula de 2 O únese por 4 pontes de hidróxeno), e na súa forma líquida éstas cadeas rachan parcialmente debido á axitación molecular (cada molécula de 2 O únese con outras con, 2 ou 3 enlaces de hidróxeno). c) ai tamén outro tipo de moléculas que presentan éste tipo de enlace de hidróxeno dun xeito parcial. Son moléculas orgánicas que poseen na súa estructura grupos O ou grupos N 2 (ácedos carboxílicos, amidas, alcohois, ). Alcohois: Responden á fórmula R O. O enlace de hidróxeno sería entre un O dunha molécula e un doutra molécula. R O δ- δ+ δ+ O δ- R Ácedos carboxílicos: Responden á fórmula R COO. Igual que nos alcohois. Aminas: Responden á fórmula R N 2. O enlace de hidróxeno sería entre un N dunha molécula e un doutra molécula. R N δ- δ+ δ+ N δ- R 24

25 6.3) Relación entre propiedades e interaccións As substancias moleculares están formadas por moléculas, que poden ser de dous tipos: apolares e polares. Apolares: 2, Cl 2, O 2, F 2, C 4, F 3, N 2, Polares: 2 O, N 3, Cl, r, F, As forzas intermoleculares son moi febles (forzas de Van der Waals, enlace de hidróxeno), o que implica que un aumento da temperatura provoca que as moléculas se desordenen e se separen: Para o caso das moléculas que utilizan as Forzas de Van der Waals, a maioría delas son gaseosas a Tª ambiente, aumentando o seu ponto de ebulición ao aumentar o peso molecular da molécula. Non conducen a corrente eléctrica e as que poseen o dipolo permañente poden disolverse en disolventes polares (por exemplo, Cl). Para o caso de moléculas que usen o Enlace de idróxeno, teñen os seus pontos de ebulición máis altos do que cabería esperar e así a auga é líquida a Tª ambiente en contra do que cabería esperar. 00 ºC 2 O 0 ºC N 3 2 S 2 Se 2 Te -00 ºC P 3 As 3 Sb 3 Si 4 Ge 4 Sn 4 C 4 Peso molecular Tal e como se observa na gráfica, en roxo están representados os pontos de ebulición dos hidruros do grupo VI A (anfíxenos). A maior peso molecular, maior ponto de ebulición. Prolongando a liña recta que une a 2 S, 2 Se e 2 Te, cabería esperar un ponto de ebulición para a auga por debaixo dos 50 ºC. Isto non é así debido á fortaleza do enlace de hidróxeno que só presenta o 2 O. Como comparativa aparecen en azul os hidruros dos elementos do grupo VA (N 3, P 3, As 3 e Sb 3 ). Só o N 3 presenta enlace de hidróxeno e por elo posee un ponto de ebulición maior do esperado. Como comparativa aparecen en verde os hidruros dos elementos do grupo IVA (C 4, Si 4, Se 4 e Sn 4 ), dos que negún presenta enlace de hidróxeno. Por outro lado, as substancias que son polares disólvense moi ben en disolventes polares (por exemplo, alcohol en auga). Pola contra, as substancias apolares disólvense en disolventes apolares, poque neste caso actúan as forzas de London (dipolo instantaneo dipolo inducido) entre o soluto e o disolvente. A importancia deste enlace é fundamental para a existencia da vida, xa que permite a unión dunha gran cantidade de moléculas de tipo orgánico, sendo responsábel da formación das estructuras terciaria e cuaternaria das proteinas, a unión das dúas cadeas que forman a doble hélice da molécula de ADN, 25