TERMOQUÍMICA

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ENLACE METÁLICO

MODELO DEL MAR DE ELECTRONES

Pincha en la imagen y visualiza cómo se forma la red metálica y cómo se mueven los electrones de valencia cedidos por los átomos metálicos:

TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN

La teoría de enlace valencia conjugó el concepto propuesto por Lewis de compartición de pares de electrones con el hecho de que dichos pares se encuentran alojados en orbitales atómicos. Esta teoría condiciona la existencia del enlace a la presencia de electrones desapareados. Además, en algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo se pueden formar enlaces idénticos a partir de orbitales diferentes. Ej: BeCl_2, CH₄ , BF_3  ...

  

Para dar solución  a estas limitaciones, la teoría de enlace valencia introduce el método de hibridación de los orbitales.
Hay que suponer que  se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros, resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por:
- Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida. 
- Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su orientación espacial. 
- Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar. 
-Los ángulos entre ellos son iguales.

a) Cloruro de berilio (BeCl₂); hibridación sp:

El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:

 

con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin embargo, con un poco de energía, un electrón del orbital 2s promocina al orbital 2p:

ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s.  De esta manera, al tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes.

Al unirse con el cloro, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos orbitales híbridos sp: 

La geometría el LINEAL, ángulos de enlace Cl- Be- Cl  180º.

b) Trifluoruro de boro (BF₃); hibridación sp² :

 El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:

 

al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización de un orbital s y dos p (hibridación sp²). Se producen tres orbitales híbridos sp²:

La molécula de trifluoruro de boro es TRIANGULAR PLANA. Se forma 3 enlaces σ (B-F) y el angulo de enlace F-B- F es de 120º.

c) Metano (CH₄); hibridación sp³ :

 El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:

 

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:

Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes. Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp³). Se producen cuatro orbitales híbridos sp³: 

 

La molécula de metano es TETRAÉDRICA. Se forma 4 enlaces σ (C-H) y el angulo de enlace H-C- H es de 109,5º.

TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (TEV)

Como ya has visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octete no siempre se cumple, los enlaces múltiples no son la suma de enlaces sencillos y, además, es necesario utilizar otra teoría (RPECV) para poder explicar la geometría de las estructuras.

Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada de enlace de valencia, con un planteamiento radicalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicos como elemento clave. 

Se basa en considerar que cuando dos o más átomos se aproximan para enlazarse, los orbitales atómicos se mantienen inalterables, salvo los que intervienen en la formación del enlace.

El enlace se explica por la superposición o solapamiento de dos orbitales semiocupados, de forma que sus respectivos electrones tengan spines opuestos permitiendo de esta manera que se garantice el principio de exclusión de Pauli.

Para que se produzca un enlace, se requiere que los átomos tengan:

- Orbitales con electrones desapareados.

- Orbitales de tamaño comparable.

- Aproximación con orientación adecuada.

 

Formación de moléculas

Ahora vas a ver cómo se forman algunas moléculas sencillas según la teoría de enlace de valencia. 

 Molécula de cloro (Cl₂)

La molécula de Cl₂ se explica como la de H₂.

Cl: [Ne] 3s² 3p_x² 3p_y¹ 3p_z²

Como cada uno de los dos átomos de cloro tiene un orbital con un electrón, se superponen frontalmente los orbitales 3p_y de cada átomo, ya que una mayor superposición supone un enlace más fuerte y una molécula más estable. Estos enlaces frontales se llaman enlaces sigma (σ).

Como ves en la imagen, los enlaces σ pueden formarse también entre dos orbitales s o entre uno s y otro p.

En resumen, se forma un enlace sigma entre los orbitales 3p_y de cada átomo de cloro, por lo que los dos átomos de cloro quedan unidos por un enlace sencillo Cl-Cl.

Molécula de dioxígeno (O₂)

La estructura electrónica del oxígeno es

O: 1s² 2s² 2p_x² 2p_y 2p_z

 El oxígeno formará dos enlaces puesto que tiene dos electrones desapareados. El primero será σ, entre los orbitales 2p_y de cada átomo, pero el segundo tendrá que ser lateral (enlace pi, ∏) entre los orbitales 2p_z. Esta superposición lateral es menor, dando lugar a enlaces más débiles y no permite la rotación de un átomo alrededor de otro.

 En resumen, el enlace entre los dos átomos de oxígeno es doble, pero los dos enlaces no son iguales, ya que hay uno más fuerte que el otro.

Las estructuras electrónicas de Lewis no pueden hacer esta diferenciación, y desde esa perspectiva los enlaces dobles están formados por dos enlaces sencillos iguales entre sí. 

Doble enlace = 1 enlace  σ + 1 ∏   

Triple enlace =  1 enlace  σ + 2 ∏

TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV). GEOMETRÍA MOLECULAR

Las estructuras electrónicas de Lewis no explican la geometría de las moléculas. Por ejemplo, la molécula de agua se suele representar en línea (H-O-H), pero eso no significa que sea lineal.

 Para determinar la geometría de las moléculas o de las redes covalentes se utiliza una teoría publicada en 1970 por Gillespie, llamada VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), o de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).

  

No es un modelo de enlace, pues no explica la formación de enlaces: parte de las estructuras de Lewis, a las que aplica unas sencillas reglas para obtener la geometría correspondiente. Esas reglas se basan en la repulsión entre pares de electrones, que son interacciones puramente electrostáticas.

1. Los pares de electrones se sitúan lo más lejos posible entre ellos para que la repulsión sea mínima.

2. Los pares sin compartir (no enlazantes) ejercen más repulsión que los compartidos (enlazantes), ya que necesitan más espacio al ser menos direccionales por no formar enlaces.

3. Los enlaces múltiples repelen a los sencillos más que al revés, ya que tienen mayor número de electrones. 

Pincha en el siguiente enlace y podrás visualizar la geometría de algunas moléculas:

 http://www.educaplus.org/moleculas3d/vsepr.html

ENLACE COVALENTE. ESTRUCTURAS DE LEWIS. POLARIDAD DEL ENLACE

En la formación de un enlace covalente, no hay transferencia total de electrones, sino compartición de pares electrónicos. Este tipo de enlace se presenta en elementos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos).

Una primera aproximación al estudio del enlace covalente, puede hacerse a través de la teoría del octeto que propuso Lewis. Cada átomo se estabiliza compartiendo electrones hasta alcanzar la configuración de gas noble.

 

Cuanto más pares de electrones intervengan en la molécula más se fortifica el enlace.

Un caso particular de enlace covalente es cuando el par electrónico que se comparte lo suministra uno de los dos átomos que participan en el enlace, esto ocurre en el llamado enlace covalente dativo (o de coordinación).

A veces, no es posible representar una molécula con una única estructura de Lewis. En estos casos, podemos dibujar varias estructuras de Lewis diferentes para una misma molécula que cuenta con enlaces dobles o triples, variando la ordenación de los pares electrónicos enlazantes. La estructura real es intermedia entre las estructuras de Lewis posibles. Cada una de las posibilidades recibe el nombre de forma resonante. Se dice que su estructura real es un híbrido en resonancia de todas elllas.

Dependiendo de la electronegativad de los átomos que se combinan se puede diferenciar entre:

- Enlace covalente apolar. Los átomos que se enlazan tienen la misma electronegatividad, atraen a los electrones compartidos con la misma intensidad. Hay una distribución simétrica de la carga.

- Enlace covalente polar. Los átomos que se combinan tienen distinta electronegatividad. El átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones compartidos y genera una carga parcial negativa en su proximidad, mientras que en el menos electronegativo aparece una carga parcial positiva.