10 diferencias entre un enlace iónico y un enlace covalente
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ENLACE QUÍMICO. CORRECCIÓN
1. Describe brevemente las Carácterísticas de cada uno de los siguientes tipos de enlace covalente:
a.
Enlace covalente apolar
b.Enlace covalente polar
c.
Enlace covalente doble
d.Enlace covalente coordinado
Datos: Número atómico Z, para Posibles ejemplos: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, F = 9, S = 16, Cl = 17
El enlace covalente consiste en la Compartición de electrones. Se da entre elementos situados en la zona superior Derecha de la tabla periódica, esto es, entre elementos que tienen una alta Electronegatividad.
a.El enlace covalente apolar se produce Cuando se enlazan átomos correspondientes al mismo elemento. Al tener ambos átomos la misma electronegatividad, tienen la misma capacidad de atraer hacia Sí el par de electrones que constituye el enlace y por tanto, éstos electrones se Sitúan en el punto medio de la línea internuclear.
b.El enlace covalente polar se produce cuando Los átomos que se enlazan tienen diferente electronegatividad. El átomo más electronegativo Atraerá hacia sí más fuertemente el par de electrones del enlace. Se produce Por tanto una asimetría en cuanto a la distribución de la carga electrónica del Enlace, que se concentra en torno al átomo electronegativo. Éste queda con un Exceso de carga negativa, mientras que el átomo menos electronegativo queda con El mismo excedente de carga positiva. De esta manera se forma un dipolo Eléctrico caracterizado por un momento dipolar de enlace que es un vector cuyo Módulo es dq.R dirección la del Enlace y sentido hacia el átomo electronegativo.
c.El enlace covalente doble se forma cuando Se comparten dos pares de electrones. Según la teoría del enlace de Valencia Los enlaces se forman por solapamiento de los orbitales atómicos semillenos. Cuando el solapamiento es frontal se forman enlaces tipo sigma. Este enlace Favorece el acercamiento de los átomos y la situación en paralelo de orbitales P (o d), que si están semillenos pueden interactuar de manera lateral y formar Un enlace pi. De esta manera la coexistencia de los enlaces sigma y pi supone Un enlace doble.
d.En los enlaces covalentes ordinarios cada Uno de los electrones que componen el enlace es aportado por cada uno de los átomos que se enlazan. En ocasiones si se aproxima un átomo o una molécula con Orbitales llenos y otro con orbitales vacíos se forma el enlace covalente Coordinado, en el que una de las partes aporta los dos electrones que Conformarán el enlace.
Ejemplos
2. Explica brevemente las Diferencias entre:
a.Órbita y orbital
b.Orbital s y orbital p.
c.Metal y no metal
d.Covalente apolar y covalente polar.
a.Según los modelos de Rutherford y de Böhr Los electrones (cargas negativas) giran en torno al núcleo positivo Describiendo órbitas circulares por la acción de la fuerza centrípeta debida a La atracción electrostática. Las órbitas son pues trayectorias cerradas que Puede describir un electrón, considerando éste como una partícula material.
Según el modelo de Schrödinger el electrón se Puede describir teniendo en cuenta el comportamiento dual (onda-partícula) de La materia. Un orbital estrictamente hablando es una función matemática que Describe el electrón como una onda y contiene la información para conocer la Energía de un electrón y su posición. El cuadrado de la función de onda nos Indica la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado punto del Espacio. Las representaciones que se utilizan de los orbitales son superficies Límites en las que hay una probabilidad alta (95%) de encontrar el electrón.
b.Los orbitales s son aquellos que presentan Un número cuántico secundario l= 0. En cada nivel existe un único orbital s (ml = 0). Presentan una forma esférica concéntrica al núcleo. Sólo pueden formar Enlaces sigma porque dada su geometría el solapamiento frontal es el único Posible. Los orbitales p son aquellos que tienen un número cuántico secundario L = 1. En cada nivel existen tres orbitales p degenerados (ml = -1, 0 1), esto es que tienen la misma energía en ausencia de un campo magnético Externo. Presentan forma de lóbulos y se orientan según los tres ejes de Coordenadas. Pueden originar tanto enlaces sigma (s-p, p-p) como enlaces pi.
c.Los metales son los elementos situados en La parte izquierda de la tabla periódica y tienen una baja electronegatividad, Los no-metales, por el contrario, se sitúan a la derecha y tienen una elevada Electronegatividad. Los no metales presentan una capa de Valencia casi llena lo Cual explica la tendencia a captar electrones para completar esta capa y Adquirir la configuración estable de los gases nobles. Los metales presentan Pocos electrones en la capa de Valencia y para adquirir la estructura de gas Noble tienden a ceder estos electrones.
d.Igual que los apartados 1ab.
3. Explica la diferencia que Existe entre enlace s y enlace p
Según la teoría del enlace de Valencia los Enlaces se forman por solapamiento de los orbitales atómicos semillenos. Cuando El solapamiento es frontal se forman enlaces tipo sigma. Se produce entre Orbitales s, s-p o p-p. Un enlace pi se produce cuando los orbitales interactúan De manera lateral.
Ejemplos
4. Representa y explica los enlacesy la estructura de la molécula de etileno (eteno):
a.Mediante diagrama de Lewis
b.Mediante hibridación de orbitales atómicos
Datos: Z: H =1, C = 6
a. Lewis TRPECV.
b.El Eteno es una molécula plana, con ángulos de enlace de 120 º, no puede girar y La distancia de enlace C-C es menor que la observada en el etano (enlace sigma C-C). Cada C se enlaza a otro C y a dos H.
La Configuración electrónica del carbono es 1s2 2s2 2p2. De esta manera presenta 2 electrones desapareados. La configuración regular Puede alterarse para aumentar el número de electrones desapareados y por tanto, El número de enlaces. Uno de los electrones del orbital 2s se promociona al Orbital p vacío y así aparecen 4 electrones desapareados, lo que facilitaría la Formación de cuatro enlaces.
El Solapamiento entre los orbitales de los distintos átomos no tiene lugar con la Disposición normal de orbitales del C porque no se explicaría la existencia de ángulos de 120 º. Los orbitales de cada carbono sufren una hibridación sp2. Uno de los orbitales p permanece inalterado, mientras que los otros dos Orbitales p junto con el s dan lugar a tres orbitales híbridos sp2 Que tienen forma de lóbulos y se disponen formando ángulos de 120 º en un plano Perpendicular al del orbital p no hibridado.
Con Esta disposición se produce el solapamiento frontal (enlace sigma) entre sendos Orbitales híbridos de cada carbono. Cada uno de los otros dos orbitales sp2 De cada carbono se solapan con los orbitales s de los hidrógenos. Los orbitales P de cada carbono, cada uno con un electrón, están situados perpendiculares al Plano formado por el conjunto de átomos y mutuamente en paralelo con lo que se Favorece la interacción lateral, esto es, el enlace pi. Este enlace justifica La menor distancia de enlace en el eteno (enlace doble) que en el etano (enlace Sencillo) y la imposibilidad de giro de la molécula.
5. En cada una de las siguientes Moléculas: H2, HF, H2O, CH4
a.Escribe su estructura de Lewis
b.Explica si tiene enlaces polares.
c.Explica si la molécula es polar o no.
d.Explica si forma puentes de hidrógeno.
Datos: Números atómicos H = 1C = 6O = 8F = 9
5
a.
b.1ab.
c.Para determinar el carácter polar de la Molécula se debe considerar la composición de los distintos momentos dipolares De enlace. Teniendo en cuenta el carácter vectorial de estas magnitudes, según La geometría de la molécula, el momento dipolar de la molécula puede ser una Resultante nula o no.
La molécula de H2 no tiene enlace Polar puesto que los dos átomos son del mismo elemento. La molécula HF tiene un Enlace polar (F es de hecho el elemento más electronegativo). El H2O Tiene también los dos enlaces polares (O más electronegativo que H). Los Enlaces del metano, C-H, también serían Polares, pero en este caso, la diferencia de electronegatividad es tan pequeña (C 2.55, H 2.20) que se pueden considerar apolares. En cualquier caso los Electrones se sitúarían algo más cerca del átomo de carbono.
El H2 es una molécula apolar Porque cuando todos los enlaces son apolares no hay posibilidad de que la Molécula lo sea de modo permanente.
HF es una molécula diatómica, por tanto el Momento dipolar de la molécula es el mismo que el momento dipolar de enlace y Es por tanto, polar.
En el caso de la molécula de H2O Tenemos dos enlaces polares que forman un ángulo de 104 º ya que el átomo de O Ha sufrido una hibridación sp3, los orbitales se disponen Tetraédricamente, por dos de ellos solapan los átomos de H y en los otros dos Se encuentran dos pares de electrones desapareados.. La composición de los dos Vectores momento dipolar de enlace con esa geometría rinde un momento dipolar Molecular no nulo. La molécula de H2O es polar. Además en el caso Del H2O los dos pares de electrones solitarios sobre el átomo de O Contribuyen al exceso de carga negativa en esa zona.
La mole´cula de metano es apolar por un aldo Porque los enlaces C-H se pueden considerar apolares. Además si considerásemos La pequeñísima polaridad de cada enlace, la disposición tetraédrica de los Momentos de enlace haría que el momento molecular resultante fuera nulo, y por Tanto la molécula en su conjunto es apolar.
d.El enlace de hidrógeno es un tipo especial (intensa) de fuerza intermolecular (apuntes)……. Forman enlace de hidrógeno HF y H2O. Cada molécula de H2O puede llegar a formar 4 enlaces De hidrógeno, uno por cada H y dos sobre el átomo de O, que presenta dos pares De electrones desapareados.
8. Geometría de la molécula de Agua. Su polaridad
Consecuencias de la polaridad de La molécula de agua. Propiedades que se derivan.
Datos: Z, H = 1, O = 8
Geometría
Lewis + TRPECV
Hibridación.
La Molécula de agua presenta un ángulo de enlace de 104 º, algo inferior a un ángulo tetraédrico.
La Configuración del átomo de oxígeno es 1s2 2s2 2p4, Lo que supone la existencia de dos electrones desapareados en orbitales p. La Geometría de la molécula no se puede explicar según la teoría del enlace de Valencia, es decir el solapamiento directo entre los orbitales atómicos de O e H, porque se mantendría la geometría de estos orbitales y se llegaría a ángulos De 90 º. Previamente a la formación del enlace los orbitales del O sufren una Hibridación sp3, es decir el orbital s y los tres p forman cuatro Orbitales híbridos sp3 idénticos, que se disponen formando ángulos Tetraédricos.
Colocando Los electrones de Valencia en estos orbitales híbridos vemos que dos orbitales Quedan llenos y los otros dos semillenos. Por estos orbitales semillenos Solapan los orbitales s de los átomos de H.
Los ángulos no son exactamente tetraédricos porque para minimizar la repulsión de Los pares de electrones solitarios la molécula se abre por esa zona y se cierra Por la parte de los H.
Polaridad
Los enlaces de la molécula de agua son Polares. H y O tienen diferente electronegatividad. El par de electrones se Sitúa más cerca del átomo de oxígeno, que es más electronegativo. Esto crea una Separación de densidad de carga negativa a lo largo del enlace. El átomo de Oxígeno queda con un exceso de carga negativa mientras que el de hidrógeno lo Hace con un exceso idéntico de carga positiva. A lo largo del enlace se forma Un dipolo eléctrico caracterizado por un vector momento dipolar. La polaridad De la molécula en su conjunto es función de la polaridad de sus enlaces y la Geometría de los mismos. Con un ángulo de 104 º la resultante (suma vectorial) De los momentos dipolares de enlace no es nula. La molécula en su conjunto Tiene un momento dipolar, esto es, se distinguen en la molécula dos zonas una Con exceso de carga negativa y otra con exceso de carga positiva. En el caso de La molécula de H2O esta separación de carga está incrementada por la Existencia de los dos pares de electrones solitarios.
Consecuencias de la polaridad de la molécula De agua.
La principal consecuencia de la polaridad de La molécula de agua es la formación de enlaces de hidrógeno. El enlace de Hidrógeno es un tipo especial (intensa) de fuerza intermolecular que se produce Entre átomos muy electronegativos y pequeños (F, O, N) presentes en una Molécula o en una parte de ella y átomos de hidrógeno unidos a otros átomos muy Electronegativos y pequeños (F, O, N) de otra molécula u otra parte de ella. Esta circunstancia favorece que ambas partes enfrentadas estén muy polarizadas Y por tanto la interacción entre ellas sea muy intensa, no sólo por la Atracción electrostática sino porque el átomo de H que ha quedado deficitario De densidad electrónica la trata de compensar con el exceso de densidad Electrónica del otro átomo electronegativo al cual no está enlazado Covalentemente. Esta situación esta favorecida por los pares de electrones Solitarios. Es una fuerza intermolecular que se puede decir tiene un cierto Carácter “covalente coordinado” sin llegar a ser tal porque el H no ha perdido Su electrón, sino que lo tiene alejado. Cada molécula de H2O puede Llegar a formar 4 enlaces de hidrógeno, uno por cada H (enlaces dadores) y dos (enlaces aceptores) sobre el átomo de O sobre el que tiene dos pares de Electrones solitarios.
Propiedades que se derivan. (Propiedades Especiales del agua)
El agua presenta temperaturas de fusión y Ebullición más altas de lo normal. De hecho es líquida a temperatura ambiente Mientras que compuestos análogos (H2S) son gaseosos. Otras Propiedades físicas (tensión superficial, calor específico, calor de vaporización…) También son más altas de lo normal.
El agua adquiere su máxima densidad a 4 ºC en estado líquido Mientras que en general la máxima densidad se alcanza en estado sólido.
Ambas circunstancias son debidas a la Formación de enlaces de hidrógeno. En el Primer caso están relacionadas con la fortaleza excepcional de este tipo de Uníón y en el segundo caso por la geometría condicionada por la disposición de Los pares de electrones solitarios.
En compuestos moleculares los estados de Agregación vienen condicionados por la fortaleza de las fuerzas Intermoleculares. Cuanto mayores sean las fuerzas intermoleculares más energía (calor) habrá que dar para romperlas y mayores serán los puntos de fusión (ruptura de algunas fuerzas intermoleculares) y de ebullición (ruptura de casi Todas las fuerzas intermoleculares).
En el H2S las fuerzas Intermoleculares existentes son de tipo dipolo-dipolo, mientras que en el H2O Aparecen en laces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son más intensos que Las fuerzas dipolo-dipolo y por tanto hacen falta más de 25 ºC para romperlos.
Respecto a la máxima densidad en estado Líquido hay que hacer ciertas consideraciones geométricas. La situación general Es que cuanto mayor sea el número de fuerzas intermoleculares (estado sólido), Más cerca están las partículas y por tanto la densidad es mayor. En el caso del Agua ocurre lo siguiente:
Por debajo de cero grados (temperatura de Fusión) se forman todos los enlaces de hidrógeno posibles. En el hielo las Moléculas de agua se disponen formando una estructura tetraédrica muy abierta. Cada molécula forma dos enlaces de H con sus respectivos H y recibe otros dos Sobre el O siguiendo la orientación de los pares de electrones libres en los Orbitales sp3.
Por encima de la temperatura de fusión se Produce la ruptura de algunos de los enlaces de hidrógeno y se facilita la Movilidad de algunas de las moléculas. Algunas de las moléculas pueden situarse Entre los huecos dejados por aquellas que siguen enlazadas. Según va subiendo La temperatura son más las moléculas separadas que pueden introducirse en los Huecos. Este fenómeno se llama compactación y es predominante hasta 4ºC, donde alcanza su punto Máximo. Por encima de 4ºC Se siguen rompiendo más enlaces, pero al ir incrementando la agitación térmica, La movilidad de las moléculas es aún mayor, se desplazan a mayores distancias y Este fenómeno se impone al de compactación, haciendo que de nuevo, la densidad Vuelva a disminuir. A 100 ºC La agitación térmica es tal que se rompen todos los enlaces de hidrógeno y el Agua pasa a estado gaseoso.
9. Dados los números atómicos Z, De los siguientes elementos: H = 1, Na = 11, I = 53
a.Escribe la configuración electrónica de los átomos de Cada uno de ellos.
b.Explica las carácterísticas del enlace existente entre Dichos átomos para formar las sustancias I2. NaI y HI
En la molécula de I2 se produce un Enlace covalente. Este tipo de enlace se da entre elementos de Electronegatividades parecidas y altas, esto es, que tienen tendencia a captar Electrones porque les faltan pocos electrones para completar su capa de Valencia. Para que ambos elementos puedan completar su capa se comparten Electrones.
En el NaI se produce un enlace iónico. Este Se da cuando se combinan elementos con electronegatividades muy diferentes. El Elemento menos electronegativo tiende a ceder electrones y el más Electronegativo a captarlo. En estas condiciones se produce la transferencia de Un electrón desde el metal al no metal. El metal queda cargado positivamente y El no metal negativamente. Estos iones interaccionan después mediante fuerzas Electrostáticas.
El HI puro es un compuesto gaseoso en el que Se produce enlace covalente. A diferencia de I2 este enlace Covalente es polar. El yodo es más electronegativo y atraerá hacia sí el par de Electrones del enlace.
15. Dadas las siguientes Sustancias: Bromuro de potasio, bromo, potasio
a.Explica el tipo de enlace existente en cada una de Ellas.
Datos: Números atómicos. K = 19, Br = 35.
Bromuro de potasio y bromo ver ejercicio anterior.
En el Potasio se produce enlace metálico. Este se da cuando se combinan elementos de Baja electronegatividad, esto es, que tienen pocos electrones de Valencia y Tendencia a cederlos. En los metales los átomos se disponen formando cristales Muy compactos en los que cada átomo se rodea de otros ocho. Puesto que todos Los átomos de la red tienen tendencia a ceder electrones, todos lo hacen y así Queda una red de núcleos cargados positivamente y todos los electrones de Valencia deslocalizados entre todos los núcleos de la red formando Instantáneamente enlace entre dos átomos vecinos y posteriormente entre otros Dos y así sucesivamente, de modo que todos los electrones son compartidos por Todos los átomos de la red.
15. Dadas las siguientes sustancias: Bromuro de potasio, bromo, potasio
b.Explica los enlaces o fuerzas intermoleculares que Habrá que vencer para fundirlas, ordenándolas de mayor a menor punto de fusión.
Datos: Números atómicos. K = 19, Br = 35.
b.(Respuesta tipo a ejercicio de razonamiento De puntos de fusión)
Para fundir una sustancia es necesario romper Parte de las interacciones que mantienen unidas a las diferentes partículas que Componen la sustancia. Cuanto más fuertes sean estas interacciones, más energía Hay que proporcionar para romperlas lo que supone que hace falta mayor Temperatura. En las sustancias cristalinas, la interacción que mantienen unidas Todas las partículas es el propio enlace. Teniendo en cuenta que el enlace Covalente es más fuerte que el iónico y éste que el metálico, podemos decir en General que los puntos de fusión de los sólidos covalentes cristalinos son más Altos que los de los sólidos iónicos y estos más que los de los metálicos, si Bien son posibles excepciones.
Cuando se tienen sustancias moleculares las Interacciones que se deben vencer para fundirlas y evaporarlas son las fuerzas Intermoleculares, nunca el propio enlace porque entonces estaríamos pasando a Una sustancia diferente. En general, aunque habría que tener en cuenta el Número de interacciones, cuanto más fuerte sea la fuerza intermolecular mayor Punto de fusión. El orden de fortaleza es enlace de hidrógeno> Dipolo-dipolo> dipolo-dipolo inducido > fuerzas de London
El bromuro de potasio es un sólido iónico por Tanto para fundirlo habrá que romper el enlace iónico, el potasio es un sólido Metálico y por tanto para fundirlo habrá que romper el enlace metálico, el Br2 Es un compuesto covalente molecular, habrá que romper las fuerzas Intermoleculares, en este caso, teniendo en cuenta que el enlace covalente es Apolar las fuerzas intermoleculares que se establecen serán fuerzas de London. Teniendo en cuenta esto y según lo que se ha explicado anteriormente el orden De puntos de fusión será KBr > K > Br2.
26. Explica si podemos esperar Que las sustancias: flúor (F2), fluoruro de calcio (CaF2) Y calcio (Ca), en función del tipo de enlace químico que existe entre sus Partículas:
a.Sean o no solubles en agua
b.Conduzcan la corriente eléctrica, especificando en qué Condiciones.
Datos: Z: F = 9, Ca = 20
(Respuesta tipo conductividad eléctrica)
El fluoruro de calcio es un sólido iónico, Formado por redes tridimensionales infinitas de cationes Ca2+ y Aniones fluoruro. Los iones son partículas cargadas por tanto son conductores De corriente de segunda especie, esto es, para transportar la corriente han de Desplazarse ellos mismos y por tanto se produce un transporte paralelo de Materia. Cuando el compuesto se halla en estado sólido no transporta la Corriente eléctrica porque todos los iones están enlazados unos con otros y Fijos en su posición del cristal. Cuando están fundidos si transportan la Corriente porque la agitación térmica permite romper un cierto número de Enlaces favoreciendo la movilidad de los iones. Cuando el compuesto está Disuelto los iones están separados unos de otros en continuo movimiento por lo Que también pueden transportar la corriente eléctrica.
El calcio es un compuesto metálico, los Electrones de Valencia se hallan deslocalizados entre todos los átomos que Forman la red permitiendo el enlace alternativo entre unos y otros átomos. Esto Hace que los electrones se desplacen rápidamente de una a otra parte del Cristal.
Esta movilidad de los electrones hace que los Metales sean conductores de primera especie, porque la carga negativa de los Electrones se desplaza y no se produce un transporte de masa ya que la masa de Los electrones es prácticamente despreciable. Esta conductividad se produce en Estado sólido. Cuando se incrementa la temperatura o el cristal se funde se Favorece la movilidad de los núcleos positivos lo cual entorpece el movimiento De los electrones y la conductividad disminuye.
El flúor no conduce la corriente eléctrica. Los electrones de Valencia están empleados en formar el enlace y por tanto Fijos entre los dos núcleos. Además la molécula es neutra y apolar así que por Mucho que se mueva no va a conducir la corriente.
(Respuesta tipo solubilidad)
La solubilidad en agua depende del tipo de Enlace. El agua es un disolvente polar. La solubilización en agua implica el Establecimiento de interacciones intermoleculares (enlace de hidrógeno si la Sustancia a disolver permite formarlo, dipolo-dipolo si la sustancia es Covalente polar, ión-dipolo si se trata de compuestos iónicos o dipolo-dipolo Inducido si el compuesto es apolar pero puede deformar su nube electrónica y Formar dipolos inducidos). El CaF2 es un sólido iónico y por tanto Se disolverá en agua al formarse interacciones ión – dipolo. El F2 No se disuelve porque son moléculas apolares y además pequeñas por lo que no Deforman su nube electrónica y no se establecen uniones dipolo – dipolo Inducido. El Ca presenta enlace metálico en el que los átomos forman redes Compactas en las que los núcleos están continuamente enlazándose unos con otros Por lo que no es posible establecer ningún tipo de interacción que permita Romper la red y disolver el cristal.
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