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Química: Comenzando con los átomos 2ed

5.1 Teoría de enlace de valencia

Química: Comenzando con los átomos 2ed5.1 Teoría de enlace de valencia

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir la formación de enlaces covalentes en términos de superposición de orbitales atómicos.
  • Definir y dar ejemplos de enlaces σ y π.

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.

Superposición de los orbitales atómicos

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 Figura 5.2 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 Figura 5.2.

Se muestran un par de diagramas marcados como "a" y "b". El diagrama a muestra tres imágenes consecutivas. La primera imagen muestra dos círculos borrosos separados, cada uno de ellos marcado con un signo positivo y el término "átomo H". Debajo de ellos dice: "Suficientemente separados para no tener interacción". La segunda imagen muestra los mismos dos círculos, pero ahora están mucho más juntos y llevan la marca "Los átomos empiezan a interactuar al acercarse". La tercera imagen muestra los dos círculos superpuestos, marcados como "H subíndice 2" y "Distancia óptima para conseguir la menor energía global del sistema". El diagrama b muestra un gráfico en el que el eje y está marcado como "Energía ( J )", y el eje x está marcado como "Distancia internuclear ( p m )". El punto medio del eje y está marcado como cero. La curva del gráfico comienza en cero p m y en lo alto del eje Y. El gráfico tiene una fuerte pendiente hacia abajo hasta un punto muy por debajo de la línea de cero julios en el eje y y el punto más bajo dice "0,74 p m" y "longitud de enlace H a H". También está marcado como "negativo 7,24 veces 10 superíndice negativo 19 J". A continuación, el gráfico vuelve a subir hasta llegar a cero J, y va acompañado de las mismas imágenes del diagrama a; la primera imagen se corresponde con el punto del gráfico en el que se cruza el punto cero del eje y, la tercera imagen en el punto más bajo.
Figura 5.2 (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 H2.

Además de la distancia entre dos orbitales, la orientación de los orbitales 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 Figura 5.3 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.

Se muestran dos diagramas. El diagrama a contiene dos moléculas cuyos orbitales p, que se representan como dos estructuras en forma de globo que se juntan para formar una forma de maní, están colocados uno sobre otro, creando un área de superposición. En el diagrama b, se muestran las mismas dos moléculas, pero esta vez están dispuestas de forma que forman un ángulo de casi noventa grados. En este diagrama, los extremos de dos de estos orbitales con forma de maní no se superponen tanto.
Figura 5.3 (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 H2), 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 Cl2) producen enlaces sigma (enlaces σ), como se muestra en la Figura 5.4. 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.

Se muestran tres diagramas marcados como "a", "b" y "c". El diagrama a muestra dos orbitales esféricos colocados uno al lado del otro y superpuestos. El diagrama b muestra un orbital esférico y otro con forma de maní situados uno cerca del otro, de modo que el orbital esférico se superpone con un extremo del orbital con forma de maní. El diagrama c muestra dos orbitales con forma de maní colocados uno al lado del otro, de forma que un extremo de cada orbital se superpone al otro.
Figura 5.4 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 Figura 5.5. 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.

Se muestran dos orbitales en forma de maní, situados verticalmente y paralelos entre sí. Se superponen entre sí a lo largo de la parte superior e inferior del orbital.
Figura 5.5 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 O2 contiene un doble enlace y el N2 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.

Un diagrama contiene tres estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra un átomo de H unido a un átomo de C l por un enlace simple. El átomo de C l tiene tres pares solitarios de electrones. Debajo del dibujo se lee "Un enlace sigma, no hay enlaces pi". La estructura central muestra dos átomos de O unidos por un doble enlace. Los átomos de O tienen cada uno dos pares solitarios de electrones. Debajo del dibujo se lee "Un enlace sigma Un enlace pi". La estructura de la derecha muestra dos átomos de N unidos por un triple enlace. Cada átomo de N tiene un par solitario de electrones. La frase "Un enlace sigma, dos enlaces pi" está escrita debajo del dibujo.

Ejemplo 5.1

Conteo de los enlaces σ y π

Esta figura muestra una molécula compuesta por cuatro átomos de carbono. Hay un doble enlace entre los carbonos uno y dos y tres y cuatro, mientras que un enlace simple mantiene unidos los carbonos dos y tres. Los carbonos uno y cuatro también están unidos a dos hidrógenos con un enlace simple, mientras que los carbonos dos y tres están unidos a un hidrógeno cada uno mediante un enlace simple.

El butadieno, C4H6, 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 4p y uno 2p

(b) superposición de extremo a extremo de un orbital 4p y 4p

(c) superposición de extremo a extremo de un orbital 4p y uno 2p

Se muestran tres diagramas marcados como "a", "b" y "c" El diagrama "a" representa dos orbitales con forma de maní que se encuentran en posición vertical uno al lado del otro y se superponen. Un orbital es más pequeño que el otro. El diagrama "b" muestra dos orbitales con forma de maní que se superponen. El diagrama "c" muestra dos orbitales con forma de maní de tamaño desigual que se encuentran uno al lado del otro y se superponen.

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.

Momentos dipolares y carácter iónico

Ya que hemos visto la importancia de comprender la conexión entre la ubicación de los electrones en los átomos y las propiedades de los elementos, podemos ampliar nuestra comprensión de la conexión entre los átomos. Será una introducción a los aspectos más avanzados del enlace químico, que es el corazón mismo de la química. Con la única excepción de los gases nobles, los átomos por sí mismos no poseen la configuración electrónica más estable posible. Ahí es donde entra en juego el concepto de enlace químico: los átomos pueden alcanzar una configuración estable intercambiando electrones con otro átomo, lo que da lugar a la formación de iones.

Los iones, a su vez, pueden asociarse por carga -simple atracción culombiana- dando lugar a la formación de compuestos que llamamos iónicos. Primero veremos la naturaleza iónica de los enlaces, desde el punto de vista de la simple atracción positiva-negativa. Igual de importante es que algunos átomos se unen compartiendo, en lugar de intercambiando, electrones; el intercambio de electrones da lugar al enlace covalente. Para añadir una dimensión más, algunas especies químicas no son ni completamente iónicas ni completamente covalentes; estas especies poseen un dipolo permanente y se clasifican como polares.

En su curso de introducción a la física, probablemente analizará el concepto de las interacciones culombianas con mucho más detalle del que haremos aquí. Nos interesan sobre todo las diferencias de propiedades entre las especies que surgen de su naturaleza covalente, iónica o polar relativa, no un modelo riguroso de ellas. Se trata de la conexión entre la energía potencial y la fuerza y la separación relativa (o la ausencia de separación) entre las cargas. Comenzamos definiendo la fuerza eléctrica o de Coulomb como el producto de las cargas dividido entre el cuadrado de la distancia entre dichas cargas:

F=Q1Q2d2F=Q1Q2d2

En este caso, se considera que Q es la constante fundamental de la carga del electrón: un electrón tiene una carga de 1,60218×10-19C1,60218×10-19C. (Trabajaremos exclusivamente en el sistema SI, por lo que las distancias se medirán en metros (m)).

Y como recordará, la energía es la fuerza por la distancia, así que

E=Q1Q2dE=Q1Q2d

Para ilustrar la tendencia de la fuerza de atracción, consideraremos primero la fuerza de atracción entre dos iones de carga simple separados por una distancia de 2d:

F=(1)(-1)(2d)2 =14d2F=(1)(-1)(2d)2 =14d2

Y así, la fuerza de atracción entre dos iones de doble carga separados por una distancia d:

F=(2 )(-2)(d)2 =4d2F=(2 )(-2)(d)2 =4d2

La fuerza de atracción aumenta con la carga y disminuye al aumentar la distancia. Si toda la materia estuviera compuesta por iones, ese sería el fin de la historia, pero es evidente que no es así. Hay moléculas en las que la carga -positiva o negativa- se concentra permanentemente más en un átomo que en el otro. Note que decimos átomo, porque estos compuestos no están formados por iones, sino por átomos que comparten electrones a través de enlaces covalentes.

Momentos dipolares de enlace

El concepto de momento dipolar de enlace nos permite examinar la separación parcial de carga entre los átomos. Se trata de un modelo sencillo cuando se aplica a moléculas diatómicas, que será más que suficiente para nuestros propósitos. El momento dipolar de un enlace se define como la carga por la distancia -la carga, una vez más, se mide en múltiplos de la carga de un electrón, o culombios-. La distancia será siempre en metros. Como estamos considerando cargas y distancias muy pequeñas, y lo que nos interesa es la separación relativa de la carga y no el valor real de la misma, introduciremos una nueva unidad llamada Debye, que recibe el nombre del físico químico Peter Debye:

1Debye(D)=3,336×10-30C-mμ=Q×d1Debye(D)=3,336×10-30C-mμ=Q×d

La utilidad de la unidad de Debye se mostrará con un ejemplo:
Para el HCl, se sabe que el momento dipolar de enlace es de 1,08 D
Para el HI, se sabe que el momento dipolar de enlace es de 0,44 D

Comparando los dos, podemos ver que el HI es menos polar que el HCl, que es lo que esperaríamos según los valores de electronegatividad.

Ahora hemos hecho una transición entre el concepto de un compuesto iónico y uno parcialmente iónico. Por supuesto, el compuesto parcialmente iónico debe ser también, por definición, parcialmente covalente.

Carácter iónico parcial

El concepto de momento dipolar de enlace ayuda a unir los conceptos de enlace iónico y covalente. Como la separación de cargas es menos completa que en un enlace iónico, podemos decir que los enlaces polares son parcialmente iónicos. A diferencia del cloruro de sodio, el cloruro de hidrógeno presenta cargas parciales (indicadas con una notación delta) en el hidrógeno y el cloro. Como es de esperar por los valores de electronegatividad, el hidrógeno tiene una carga parcial positiva, mientras que el cloro tiene una carga parcial negativa. ¿De dónde provienen estas cargas?

Es fácil obtener las cargas parciales comparando los momentos dipolares reales (que pueden obtenerse experimentalmente, mediante espectroscopia) con el dipolo esperado en el caso límite (es decir, si consideráramos la molécula iónica). El momento dipolar real es de 1,03 D.

Ejemplo 5.2

Encontrar el carácter iónico parcial

¿Cuáles son las cargas parciales de una molécula de HCl, cuya longitud de enlace es de 0,127 nm?

Solución

El momento dipolar de enlace es (1,60218×10-19C)(0,127×10-9m)(1,60218×10-19C)(0,127×10-9m) o 2,03×10-29C-m2,03×10-29C-m. Convertido a D, esto es (2,03×10-29C-m)(1Debye3,336×10-30C-m)(2,03×10-29C-m)(1Debye3,336×10-30C-m) o 6,09 D. Si el HCl fuera completamente iónico, este sería su momento dipolar molecular. Para obtener el carácter iónico parcial, dividimos el momento de enlace medido experimentalmente por este valor límite % de Carácter iónico= µexp µlim×100 %=(1,03D(6,09D)×100 %=17 %% de Carácter iónico= µexp µlim×100 %=(1,03D(6,09D)×100 %=17 %. Esto significa que el enlace es aproximadamente un 17 % iónico - o, dicho de otro modo, la carga positiva del H es +0,17 y la carga negativa parcial del cloro, -0,17.

Compruebe lo aprendido

Repita el cálculo para HI, que tiene un momento dipolar de 0,42 D y una longitud de enlace de 0,161 nm.
Respuesta: Se calcula 7,73, porcentaje 5,43

¿Qué sugiere el resultado sobre la polaridad relativa del enlace HI frente a la del enlace HCl? ¿Se concilia el dipolo calculado y el carácter iónico porcentual con la diferencia de electronegatividad entre el Cl y el I?

La configuración de los electrones de un átomo o un ion es clave para entender el comportamiento químico de un elemento. Los átomos que componen el elemento se combinan de diversas formas, que van desde la mayoritariamente iónica (NaCl) a la parcialmente iónica (HCl) hasta lo que llamaremos puramente covalente. En el nivel más fundamental, todos los enlaces químicos implican electrones, y un porcentaje significativo de las propiedades químicas y físicas puede explicarse considerando la ubicación y la separación de la carga en una especie. Al entender la estructura de la materia a nivel atómico, podemos empezar a comprender el comportamiento de la materia tanto a nivel microscópico como macroscópico.

La comprensión de los dipolos y del carácter iónico parcial es fundamental para entender las interacciones entre las partículas, que examinaremos en el capítulo sobre líquidos y sólidos. Estas fuerzas intermoleculares adquieren importancia en los estados líquido y sólido de la materia.

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