Enlace Químico

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Guía N°4, Común.
Enlace Químico
La forma que tienen los átomos de unirse, es mediante la formación de enlaces
químicos. El enlace químico se puede definir como una fuerza que permite mantener unidos
a dos átomos o a un grupo de átomos.
Así los átomos se combinan químicamente generando moléculas de compuestos, éstas
pueden ser con átomos iguales o distintos, para formar compuestos. Así, el nitrógeno (N) se
puede combinar con otro átomo de nitrógeno y formar una molécula de nitrógeno (N2).
Así también, el átomo de nitrógeno se puede combinar con átomos de hidrógeno (H)
para formar el compuesto molecular amoníaco (NH3).
Electrones de Valencia
El enlace químico que se establece entre los átomos en
la formación de diversos compuestos, es la manifestación de
un principio que consiste en que todo sistema molecular
tiende a alcanzar la estructura de mayor estabilidad y
con el mínimo de energía.
Esta interacción se realiza en el último nivel de
energía electrónica (capa más externa o capa de valencia).
Los electrones ubicados en el último nivel de energía son
llamados electrones de valencia (e.v.).
El enlace químico surge de la interacción de éstos
electrones entre átomos iguales o distintos, y está sujeto a
tres hechos:



Los e.v. se pueden compartir, dando lugar a un
tipo de enlace llamado covalente.
Los e.v. se pueden aceptar y/o ceder
dependiendo del tipo de átomo, dando lugar a
un tipo de enlace llamado iónico.
Los e.v. pueden formar una nube electrónica
alrededor de los núcleos de los átomos
participantes, dando lugar a un tipo de enlace
llamado metálico.
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¿Sabías qué…
Existen átomos que cuando
forman ciertas moléculas no
siguen la regla del octeto:
Por ejemplo elementos que se
encuentran
después
del
segundo período, como el P y
el S pueden tener más de ocho
e.v. en las moléculas PCl5 y SF6
respectivamente.
Y otros átomos sumamente
reactivos como el B, pueden
tener menos de ocho e.v.
como en el BF3.
Actividad 1:
¿Cuántos
electrones
valencia posee el átomo?
de
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Regla del Octeto y del Dueto
Como resultado del enlace químico, cada átomo participante adquiere una configuración
electrónica de un gas noble, con ocho e.v. en su nivel más externo, esto es llamado regla del
octeto y todos los átomos siguen esta regla, a excepción del hidrógeno que adquiere una
configuración electrónica de un gas noble Helio que tiene sólo dos e.v. en su nivel más
externo, esto es llamado regla del dueto.
La configuración electrónica de un gas noble es la conformación más estable y la que
requiere una menor energía, por lo mismo, la mayoría de los átomos alcanzan la configuración
del gas noble más próximo.
Estructuras de Lewis
Actividad 2:
Escriba las estructuras de
Lewis de los siguientes
compuestos iónicos:
-BaO
-MgCl2
-NaCl
-Óxido de aluminio
Las estructuras de Lewis es una representación del
símbolo del átomo más sus electrones del último nivel de
energía. En esta notación, el símbolo del elemento
representa el núcleo más los electrones internos y los puntos
alrededor representan los electrones de valencia. Los
electrones se ubican a los cuatro lados del átomo, y solo se
aceptan dos electrones por cada lado, dando lugar a ocho
electrones como máximo.
En los elementos representativos el número de e.v. coincide con el grupo al cual
pertenecen, por lo que elementos que pertenecen al mismo grupo del sistema periódico
tendrán los mismos e.v.
Grupo
IA
II A
III A
IV A
VA
VI A
VII A
Valencia
1
2
3
4
5
6
7
E.v.
1
2
3
4
5
6
7
Estructura
de Lewis
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Tipos de Enlaces
Según la interacción entre los electrones de valencia de los átomos de una molécula, y
las diferentes electronegatividades (EN) de los mismos, se distinguen tres tipos de enlaces con
sus propiedades bien definidas:



E. Iónico
E. Covalente
E. Metálico
Lo que distingue a un enlace u otro es la diferencia
entre las electronegatividades de los átomos participantes,
mientras más bajo el valor de la diferencia de EN, el enlace
será por compartición de electrones o covalente, y mientras
más alto, el enlace será por transferencia de electrones o
iónico. Esto se resume en la siguiente tabla:
Tipo de Enlace
Diferencia de EN
Iónico
Mayor a 1,7
Covalente Polar
Entre 0 y 1,7
Covalente Apolar
0
¿Sabías qué…
El valor de 1,7 como valor
umbral que separa un enlace
covalente y otro iónico no se
cumple en todas las moléculas,
los anhídridos de hidrógeno no
lo hacen:
Por ejemplo, en el HF la
diferencia es 4,0 – 2,1 = 1,9; este
correspondería a un e. iónico,
pero es de tipo covalente polar.
Esto es debido a que el
hidrógeno no puede ceder su
único electrón, por lo tanto,
para completar el dueto, debe
compartir o captar un electrón.
 Enlace Iónico:
Es el producto de la transferencia de electrones de átomos con una diferencia de EN
mayor a 1,7.
Es el resultado de la atracción electroestática de átomos con cargas opuestas, se
basa en la formación de un anión (o átomo con carga negativa, por aceptar electrones) y un
catión (o átomo con carga positiva, por dar electrones).
Los aniones son especies muy electronegativas (aceptan e) y los cationes son especies
muy electropositivas o poco electronegativas (entregan e), generalmente este enlace sucede
entre átomos metálicos y no metálicos.
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Los metales (Alcalinos IA, Alcalinos-Térreos IIA y Boroideos IIIA) se transforman en
cationes (baja EN) al entregar uno, dos o tres electrones respectivamente a los no metales
(Calcógenos VIA y Halógenos VIIA) que los aceptan (alta EN).
Por ejemplo, para la formación de cloruro de sodio y óxido de calcio:
 ¿Cómo saber si un enlace va a ser iónico?
Por dos razones, la primera es la diferencia de EN entre los átomos del compuesto, y la
segunda es el grupo al cual pertenecen los mismos, según los explicado anteriormente.
Además, todas las sales (secundarias o ternarias) se van a formar por un enlace iónico.
 Características Fisicoquímicas del Enlace Iónico
Todas las sales están formadas por un enlace iónico,
Actividad 3:
esto les permite formar una estructura cristalina a nivel
Determinar si los siguientes
molecular, lo que les confiere la característica de ser sólidas
compuestos están formados por
a temperatura ambiente. Debido a esto, este enlace es muy
un enlace iónico:
fuerte, caracterizado por altos puntos de fusión y ebullición.
-Al2O3
Además, en solución acuosa (incluyendo a ácidos y
-CuSO4
bases) van a formar cationes y aniones en solución, por esta
-Tiocianato de sodio
misma razón son denominados electrolitos.
En estado sólido, estos compuestos no conducen la corriente eléctrica, pero si en
estado fundido o líquido, además de en solución acuosa.
Debido a lo anterior, estos compuestos son solubles en solventes polares, como el
agua y el acetonitrilo e insolubles en solventes apolares como el éter de petróleo o el
cloroformo.
 Enlace Covalente:
Es el producto de la compartición de electrones de átomos con una diferencia de EN
menor a 1,7.
En este enlace no hay formación de iones, solo existe una entrega parcial de
electrones por parte de ambos átomos participantes.
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Es característico de especies con EN muy altas, como halógenos y calcógenos, pero
también lo forman átomos con EN medias como los de la Familia del carbono (IV A) y de la
Familia del Nitrógeno (V A).
Por lo tanto, este enlace es característico de especies no metálicas.
La compartición de electrones da lugar a pares de electrones compartidos, que pueden
ser:
 Un Par Compartido o Enlace Simple:
 Dos Pares Compartidos o Enlace Doble:
 Tres Pares Compartidos o Enlace Triple:
En general, mientras más múltiple sea el enlace, menor será su longitud y mayor la
energía necesaria para romperlo (reacción química).
Existen dos subtipos de enlace covalente, polar y apolar; y un tipo especial de enlace
covalente, el covalente coordinado:
 Enlace Covalente Polar:
Enlace formado por especies con una EN inferior a 1,7 pero superior a 0. Es característico
de enlaces formados por átomos diferentes, por ejemplo:
C (2,67) – H (2,20) = CH (0,47)
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Esto significa que los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el átomo de C, por
lo que la molécula estará débilmente polarizada eléctricamente, en donde, la carga negativa
(mayor densidad electrónica) estará sobre el C; y la carga positiva (menor densidad
electrónica) sobre el H; generando un dipolo.
 Enlace Covalente Apolar:
Enlace formado por especies con una EN igual o aproximadamente igual a 0. Es
característico de enlaces formados por átomos iguales o por especies diferentes con EN muy
similares. Se caracteriza por poseer una densidad electrónica uniforme a lo largo de la
molécula, de ahí su nombre apolar, de no estar polarizada eléctricamente.
Cl (3,54) – Cl (3,54) = Cl2 (0)
 Enlace Covalente Coordinado:
Enlace formado por una especie que aporta un orbital vacío y otra que aporta un par de
electrones enlazantes, en donde luego, por definición de enlace covalente el par de electrones
es compartido por los dos átomos.
Generalmente este tipo de enlace se da en reacciones entre ácidos y bases de lewis,
en donde, el ácido es una especie que acepta un par de electrones libres de la base, que
los posee.
 Enlace Metálico:
Es el enlace característico de especies metálicas (primeros tres grupos representativos),
por lo anterior, ocurre en átomos con EN bajas.
Los átomos están ubicados en una red cristalina similar a la del enlace iónico, pero con la
diferencia de que los núcleos junto con los electrones de las capas internas de energía están
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en contacto, mientras que los electrones de valencia de los
mismos se ubican alrededor de ellos.
Esta disposición de los electrones de valencia alrededor
de los átomos es llamado modelo del mar de electrones,
los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden
moverse a través del sólido proporcionando conductividad
térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Estructura de Lewis.
Las estructuras de Lewis son útiles para entender los enlaces en muchos compuestos y
se utilizan con frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas. Para ello, se puede
utilizar la siguiente fórmula que permite encontrar N: el número de electrones compartidos,
según la siguiente expresión.
Donde:
N = 8 x n1 + 2 x n2 – (V-Z)
n1: número de átomos diferentes al hidrógeno.
n2: número de átomos de hidrógeno.
V: cantidad de electrones de valencia de todos los átomos en total.
z: carga de la molécula.
La cantidad de enlaces simples presentes en la molécula, está dada por la mitad del valor
de N. Dicha expresión es sólo válida para compuestos cuyos átomos, a diferencia del
hidrógeno, cumplen con la regla del octeto.
Excepciones a la regla del octeto.
Existen moléculas que no cumplen con la regla del octeto y, según sea el caso, pueden
presentar: menos de ocho electrones, o un número impar de electrones, o más de ocho
electrones de valencia alrededor del átomo central.
En estos casos, conviene plantear los símbolos de Lewis para cada átomo constituyente
de la molécula, y unir los átomos mediante enlaces simples, sin utilizar la fórmula descrita
anteriormente.
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Fuerzas Intermoleculares
Los enlaces químicos que se vieron con anterioridad, corresponden a uniones
interatómicas, pero queda pendiente como se unen los compuestos entre sí, estas fuerzas
de unión entre moléculas iguales o distintas se denominan fuerzas intermoleculares.
Lo que determina fundamentalmente como se enlazan las moléculas es su polaridad, o
sea, su densidad electrónica espacial, por lo que moléculas más polares formarán dipolos
eléctricos que podrían enlazar con otros dipolos.
Se distinguen las siguientes fuerzas intermoleculares:
 Ión - Dipolo:
Es el enlace entre una molécula covalente polar y un
ión. El enlace covalente polar, como su nombre lo indica
está polarizado generando así dos cargas parciales, una
positiva y otra negativa. En la figura se muestra un catión
siendo rodeado por una molécula polar.Este tipo de
interacción se da en la disolución de sales en solventes
polares, por ejemplo en la disolución de NaCl en agua.
 Fuerzas de Van Der Waals:
Estas fuerzas se subdividen en tres tipos:
 Fuerzas de Keesom o Dipolo – Dipolo:
Es el enlace entre dos moléculas polares que poseen
dipolos efectivos.
Por ejemplo en una mezcla entre agua y etanol.
 Fuerzas de Debye o Dipolo – Dipolo Inducido:
Es el enlace entre una molécula con un dipolo efectivo
y una molécula no polar, en donde, el dipolo induce cierta
polaridad en la molécula apolar, logrando enlazar por
fuerzas electroestáticas.
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 Fuerzas de dispersión de London o Dipolo Inducido – Dipolo Inducido:
Es el tipo de interacción de las moléculas apolares;
estas interaccionan mediante la generación espontánea de
dipolos instantáneos (diferente del dipolo permanente o
intrínseco) al estar en contacto directo.
Debido a lo anterior, este tipo de interacción se da por
ejemplo en la disolución de naftaleno en benceno.
 Puentes de Hidrógeno:
Es un tipo especial de enlace dipolo – dipolo entre un
hidrógeno (H) y otro átomo que sólo puede ser O, N o
F. Se caracteriza por ser un enlace muy fuerte, por esta
misma razón, no está dentro de la clasificación de fuerzas de
Van Der Waals, necesitando una cantidad de energía muy
superior para romperlo.
La explicación es que estos átomos (O, N, y F) tienen
pares de electrones libres que interaccionan con la carga
parcial positiva del H.
Pueden formarse por moléculas distintas, P.H.
Intermolecular, como la unión de las bases nitrogenadas
en el ADN, o pueden formarse dentro de la misma molécula,
P.H. Intramolecular, como en la estabilización de la
estructura secundaria de las proteínas.
Actividad 4:
Determinar si los tipos de fuerzas intermoleculares de los siguientes pares
de compuestos:
-H2S y HBr
-Cl2 y CBr4
-NH3 y C6H6
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¿Sabías qué…
Lo que determina el estado
de agregación de una
sustancia son las fuerzas
intermoleculares
que
presentan sus moléculas:
Por ejemplo, el agua por sus
elementos
constituyentes
debiera ser un gas, pero
obviamente no lo es debido
a la formación de puentes de
hidrógeno
entre
sus
moléculas lo que les
confieren
estabilidad
y
menor distancia entre ellas.
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Ejercicios.
1)
En la molécula de CaS se comparten (Ca: grupo IIA; S: grupo VIA)
a)
b)
c)
d)
e)
0
1
2
4
6
electrón
electrón
electrones
electrones
electrones
2) El compuesto formado por LisS presentará un enlace de tipo: (Li: grupo IA)
a)
b)
c)
d)
e)
Iónico
Covalente polar
Covalente apolar
Puente de hidrógeno
Fuerzas de Van der Waals
3) Los siguientes compuestos químicos: KI y CO2 presentan respectivamente los siguientes
enlaces: (C: grupo IVA; O: grupo VIA; I: grupo VIIA; K: grupo IA)
a)
b)
c)
d)
e)
KI
Covalente
Covalente
Iónico
Covalente
Iónico
CO2
Covalente
Iónico
Covalente
Metálico
Iónico
4) Según la configuración electrónica, indique cuáles de las siguientes especies cumple con la
regla del octeto:
a)
b)
c)
d)
e)
Na+, O-2, ClNa, O-2, ClNa+, K+, Li
Cl-, Br, INa+, O-2, Cl
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5) ¿Cuál(es) de las siguientes características corresponde(n) al enlace covalente?
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.
Está presente en las moléculas de H2, Cl2 y NH3.
Conducen la corriente eléctrica cuando están en solución.
Sólo I
Sólo II
Sólo III
Sólo I y II
I, II y III
6) ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presentan enlace covalente apolar?
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
O2
H2O
Cl2
Sólo
Sólo
Sólo
Sólo
Sólo
I
II
III
I y II
I y III
7) La molécula diatómica del nitrógeno (N2) presenta:
a)
b)
c)
d)
e)
1
1
2
3
4
par de electrones enlazantes y 3 pares no enlazantes.
par de electrones enlazantes y 2 pares no enlazantes.
pares de electrones enlazantes y 1 par no enlazante.
pares de electrones enlazantes y 1 par no enlazante.
pares de electrones enlazantes.
8) ¿Cuántos pares de átomos de electrones no enlazantes presenta la molécula de amoníaco?
a)
b)
c)
d)
e)
1
2
3
4
5
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9) ¿Cuál opción expresa incorrectamente el significado del tipo de enlace entre dos átomos?
a) Enlace covalente apolar: igual compartición de los electrones del enlace.
b) Enlace covalente polar: compartición de los electrones del enlace, pero más cercano al
átomo de mayor electronegatividad.
c) Enlace covalente coordinado: compartición de los electrones del enlace.
d) Enlace iónico: cesión de electrones de un átomo a otro.
10) Los electrones de valencia de los elementos representativos pueden participar en la
formación de enlaces químicos. De las siguientes configuraciones fundamentales, ¿cuál(es)
tiene(n) 4 electrones de valencia?
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
1s22s2
1s22s22p2
1s22s22p4
Sólo I.
Sólo II.
Sólo III.
Sólo I Y III.
I, II y III.
11) Un enlace covalente se forma:
I.
II.
III.
a)
b)
c)
d)
e)
Entre átomos con gran diferencia de electronegatividad.
Por compartición de pares de electrones.
Exclusivamente entre átomos iguales.
Sólo I.
Sólo II.
Sólo III.
Sólo I Y III.
I, II y III.
12) El enlace químico en la molécula de HCl se caracteriza porque:
a) Se comparten electrones a pesar que sus electronegatividades son diferentes.
b) Es covalente, pero las electronegatividades de sus átomos no juegan ningún papel.
c) Los electrones del enlace se comparten por igual entre el H y el Cl.
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d) El cloro capta, completamente, el electrón del átomo de hidrógeno.
e) El enlace es covalente coordinado.
13) ¿Cuál de las siguientes es la mejor estructura de Lewis para la molécula COCl2?
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