UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE INGENIERÍA ESCUELA DE CIENCIAS

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA
FACULTAD DE INGENIERÍA
ESCUELA DE CIENCIAS
QUÍMICA GENERAL I
Ing.
Elaborado por
Edgar Gamaliel de León
EL ENLACE QUÍMICO
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los
elementos que se conocen existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos,
enlazados entre sí. Una de las claves para la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el
descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los gases nobles se
presentan como átomos separados. En los materiales de nuestra vida cotidiana, en su mayoría los elementos están
unidos por fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos siendo denominados
enlaces químicos.
Un enlace químico en términos químicos es el efecto que causan dos átomos lo suficientemente cerca para
estar a más baja energía que cuando estos se encuentran a otra distancia siendo esta energía del orden de 100 kJ
por mol.
La diversidad de propiedades existentes, tales como la densidad, temperaturas de fusión y
ebullición, dureza, solubilidad en diferentes líquidos, conductividad, etc., hace que resulte difícil clasificar en unos
pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con
propiedades intermedias o atípicas.
Las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los elementos que conforman un compuesto, se explican
por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más externos que poseen. Las propiedades periódicas
como la energía de ionización y la afinidad electrónica, predicen la transferencia directa de electrones entre
elementos que dan origen a enlaces de tipo iónico ó por compartición de electrones de los niveles más externos
para constituir configuraciones más estables (de gas noble) formando enlaces de tipo covalente.
No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en grupos que
evidencian la existencia de los siguientes tipos de enlace:
1.
Enlace iónico ó electrovalente
2.
Enlace covalente
3.
Enlace metálico.
Se puede decir que el enlace iónico y covalente son los extremos, entre los cuales se encuentran la mayoría
de los compuestos, predominando ya sea el carácter iónico o el covalente. Dentro de estos tipos de enlaces existen
otros como el enlace covalente dativo o covalente coordinado. El enlace metálico, aunque presenta cierto
carácter iónico o covalente, cuenta con propiedades características, que lo hace diferente a los mencionados.
ENLACE IÓNICO
Este tipo de enlace se forma cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico,
este proceso de transferencia electrónica da origen a cationes y aniones que por la naturaleza de sus cargas se
mantienen unidos por atracciones electrostáticas, dando origen a lo que se denomina un compuesto iónico y cuya
estructura generalmente es cristalina. En este proceso los átomos tienden a ganar ó perder electrones tratando de
adquirir la configuración electrónica de un gas noble, es decir que tratan de acomodar un total de ocho electrones en
su nivel externo de energía.
Al número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases
nobles se le denomina electrovalencia (valencia en la formación de compuestos iónicos). La energía de las fuerzas
de atracción o repulsión entre los elementos que conforman un enlace iónico es función de la distancia internuclear
llegando a una distancia mínima donde se compensan las fuerzas de atracción y de repulsión, la cual se denomina
distancia de enlace.
Como ejemplo de enlace iónico, se puede mencionar la molécula de cloruro de sodio (NaCl), en la cual
mediante la transferencia de un electrón del sodio al cloro, cada átomo de sodio adquiere la configuración electrónica
del neón; en este caso el sodio queda con una carga positiva de +1, es decir que se forma un catión. El proceso se
puede representar como:
Na[Ne]3s1  Na+ [Ne] + ePor otra parte, el átomo de cloro por cada electrón que le es transferido del sodio, adquiere la distribución del
argón, convirtiéndose en un anión por la ganancia de un electrón:
Cl[Ne]3s23p5 + e-  Cl —1 [Ar]
En este proceso la ganancia y pérdida de electrones, conduce a la formación de iones positivos y negativos,
originando una atracción electrostática entre ambos. El resultado de esta atracción eléctrica es la unión de los
“iones” (Na+ y Cl –) lo cual da lugar a la formación del cloruro de sodio, NaCl.
Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que se denomina cristal. La
red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales,
en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro. Para el caso del cloruro de
sodio, la estructura cristalina queda conformada de la siguiente manera: (Los círculos mayores representan a los
iones Cl – y los pequeños a cada ion Na+)
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS CON ENLACES IÓNICOS
Las propiedades más sobresalientes que presentan los compuestos con enlaces iónicos son:
1.
Conductividad eléctrica:
Los compuestos con enlace iónico, en el estado sólido no conducen la corriente eléctrica debido a que los
iones están demasiado juntos, sin embargo al fundirlos los iones se separan y pueden moverse dentro de un
campo eléctrico conduciendo la corriente eléctrica en solución.
2.
Solubilidad:
Son solubles en disolventes polares como el agua, debido a que sus iones se separan por atracciones
electrostáticas entre las cargas de los iones y las cargas parciales del disolvente polar formándose lo que se
llama "esfera de solvatación". Cuando el disolvente es el agua, se utiliza el término esfera de hidratación.
3.
Puntos de fusión y de ebullición:
Los puntos de fusión y ebullición corresponden a valores muy altos, debido a que la energía de atracción en
el cristal es alta y habría que suministrar por ejemplo, energía calorífica suficiente para vencer estas fuerzas.
4.
Dureza:
Otra propiedad debida al enlace iónico es la dureza provocada por lo compacto del cristal, resultando
quebradizo.
En general presentan enlace iónico aquellos elementos que tienen una diferencia de electronegatividad
mayor o igual a 1.7 unidades, siendo generalmente los halógenos, los metales alcalinos y alcalinotérreos con
excepción del Berilio, los que forman enlaces electrovalentes.
EL ENLACE COVALENTE
La teoría del enlace covalente fue propuesta en 1916 por el químico americano Gilbert Newton Lewis, al
introducir la noción de un enlace covalente en el que la combinación química entre dos átomos se produce al
compartir un par de electrones, con un electrón donado por cada átomo.
Un enlace covalente se forma por la compartición de electrones. El modelo más simple lo constituye la idea
de que un átomo formará tantos enlaces covalentes como electrones desapareados posea. Cada electrón
desapareado lo emplearía en un enlace con otro átomo que a su vez pondría el suyo propio, quedando así un enlace
a través de estos electrones, que pertenecerían simultáneamente a ambos átomos. Al número de electrones
desapareados que posee un átomo se le denomina covalencia, y corresponde al número de enlaces covalentes que
puede formar.
Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad entre los átomos como para que exista una
transferencia electrónica, se tendrá como resultado la compartición de uno o más pares de electrones entre los
átomos, es decir que se forma un enlace covalente, dando lugar a una molécula con energía de atracción débil,
constituyendo sustancias con bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con las que presentan enlaces
iónicos.
El enlace covalente puede ser: simple, doble o triple, según la forma de compartir uno, dos o tres pares de
electrones respectivamente. En esta categoría se puede encontrar sustancias como el oxígeno, hidrógeno,
nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoníaco, etc, muchas de las cuales se encuentran a temperatura y
presión ordinarias en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad.
Como ejemplo de una molécula con enlace covalente puede considerarse al cloro gaseoso, esta sustancia
existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl2 ). Cada átomo de cloro posee en su configuración electrónica
externa un electrón libre, por consiguiente al acercarse dos átomos en las mismas condiciones, los electrones son
atraídos de manera simultánea por ambos núcleos, lográndose la formación de un enlace por compartición de
electrones, es decir un enlace covalente.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
1.
2.
3.
4.
Los compuestos con enlaces covalentes existen como gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión, por lo
general menores que 300 0C.
La mayoría son insolubles en disolventes polares, pero solubles en disolventes no polares (compuestos
orgánicos) como el hexano (C6H14) o benceno ( C6H6).
Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
En solución acuosa (disueltos en agua) suelen ser malos conductores de la electricidad porque no contienen
partículas con carga.
ENLACES COVALENTES POLARES Y APOLARES
Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares (apolares). Los átomos similares que comparten
electrones poseen una distribución de carga simétrica permitiendo definir propiedades isotrópicas en las moléculas,
es decir que no poseen regiones preferenciales de electronegatividad, como es el caso del cloro gaseoso, Cl2 y el
hidrógeno gaseoso, H2. Este tipo de enlace se denomina no polar o apolar en función de la diferencia de
electronegatividades, por consiguiente el cambio de energía es aproximadamente igual a cero.
En un enlace no polar, como el de la molécula de hidrógeno gaseoso ( H2 ), el par de electrones se
comparte por igual entre los dos núcleos de hidrógeno, esto debido a que ambos átomos de hidrógeno poseen el
mismo valor de electronegatividad, lo que implica que los electrones que comparten experimenten igual atracción por
ambos núcleos y por lo tanto, pasan el “mismo tiempo” cerca de cada núcleo.
En un enlace covalente no polar la densidad electrónica es simétrica en torno a un plano perpendicular a la
línea que une a los dos núcleos. Este tipo de enlace se lleva a cabo entre elementos de la misma clase, formando
moléculas diatómicas (H2, N2, F2 y Cl2). Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares
son de tipo no polar.
Por otra parte, las moléculas diatómicas heteronuclerares, tienden a presentar enlace covalente polar. Por
ejemplo, la molécula de fluoruro de hidrógeno, HF, que a temperatura ambiente se presenta como una sustancia
gaseosa presenta entre sus átomos enlace covalente, este enlace tiene cierto grado de polaridad debido a que los
átomos de H y F no tienen igual electronegatividad, y por lo mismo no atraen a los electrones de igual manera.
La electronegatividad del hidrógeno es 2.1 y la del flúor 4.0, es evidente que el átomo de flúor por tener
mayor electronegatividad, atrae el par de electrones compartidos con mayor fuerza que el hidrógeno, dando lugar a
una distribución asimétrica de densidad electrónica; la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo de
flúor por ser el más electronegativo, haciendo que el átomo de hidrógeno sea ligeramente positivo (adquiere una
carga parcial positiva), mientras que el átomo de flúor adquiere una carga parcial negativa, siendo estas cargas las
que permiten definir a la molécula de HF como una molécula polar (posee un polo positivo y uno negativo).
Generalmente las cargas parciales se representa con la letra griega “delta” (δ), para el HF, la representación es:
Los enlaces covalentes polares pueden considerarse intermedios entre los enlaces covalentes puros ( no
polares ), en los que el par de electrones se comparten de manera igual, y los enlaces iónicos puros (en los que hay
transferencia total de electrones de uno a otro átomo. Otro par de moléculas que presentan enlace covalente polar
son las moléculas de agua y las del cloruro de hidrógeno (HCl). La polaridad del enlace que une los átomos de
estas moléculas resulta por la diferencia de electronegatividades entre sus átomos constituyentes, dando como
resultado una desigual compartición de electrones. El átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo
de hidrógeno hacia los electrones que comparten.
ELECTRONEGATIVIDAD Y CRITERIO PARA DETERMINAR EL TIPO DE ENLACE EN UNA MOLÉCULA
Cuando se desea determinar el tipo de enlace que presenta una molécula, resulta de importancia el siguiente
esquema, el cual de acuerdo a las diferencias de electronegatividad entre los átomos de un enlace permite
establecer si el enlace se cataloga como iónico, covalente, covalente polar o apolar.
0.1
DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD
1.7
0.7
apolar
3.2
polar
enlace covalente
enlace iónico
Para diferencias de electronegatividad también se asocia un porcentaje de carácter iónico en un enlace, este
permite establecer también indirectamente el carácter covalente porcentual.
TABLAS PARA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD
Diferencia de
electronegatividad
Porcentaje de
cacarácter iónico
Diferencia de
electronegatividad
Porcentaje de
carácter iónico
0.1
0.2
0.3
0.4
0.4
0.6
0.7
0.8
0.9
1.0
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
0.5
1
2
4
6
9
12
15
19
22
26
30
34
39
43
1.6
1.7
1.8
1.9
2.0
2.1
2.2
2.3
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
3.0
3.1
3.2
47
51
55
59
63
67
70
74
76
79
82
84
86
88
89
91
92
Ejemplo: Determinar el tipo de enlace, el carácter iónico y covalente porcentual que poseen las siguientes
moléculas:
a)
NaBr (Bromuro de sodio)
b)
H2S (Sulfuro de hidrógeno)
c)
O2 (Oxígeno molecular)
SOLUCIÓN PARA EL NaBr.
En primer lugar se determina la electronegatividad de cada uno de los átomos que forman la molécula de
NaBr.
De la tabla periódica se encuentra que:
electronegatividad para el sodio = 0.9
electronegatividad para el cloro = 3.0
Ahora se determina la diferencia de electronegatividad:
3.0 - 0.9 =
2.1
Con la diferencia de electronegatividad y el diagrama para diferencias de electronegatividades se puede establecer
el tipo de enlace que posee la molécula.
DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD
0.1
0.7
1.7
2.1
3.2
Del diagrama se puede establecer que NaBr es un compuesto iónico, debido a que 2.1 queda en la región del
enlace iónico. Con esa misma diferencia de electronegatividad y con la ayuda de las tablas para diferencias de
electronegatividad, se encuentra que:
Para la diferencia de 2.1, el carácter iónico porcentual es de 67%; el porcentaje para completar 100% es de 33%.
Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es:
67% iónico y 33% covalente
SOLUCIÓN PARA EL H2S
Electronegatividad para el hidrógeno = 2.1
Electronegatividad para el azufre
= 2.5
Diferencia de electronegatividad = 2.5 - 2.1 = 0.4
Del diagrama de electronegatividad se encuentra que para 0.4 el enlace se cataloga como covalente ( covalente
apolar ).
DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD
0.1
0.4
0.7
1.7
3.2
De las tablas para diferencias de electronegatividad, para 0.4 el porcentaje de carácter iónico es 4%; para completar
el 100%, el resto es 96%.
Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es:
4% iónico y 96% covalente
SOLUCIÓN PARA O2:
En la molécula hay dos átomos de oxígeno, ambos con igual electronegatividad: al establecer la diferencia de
electronegatividad el resultado es cero. Cuando la diferencia es cero, el enlace se cataloga como enlace covalente
puro.
Cuando se trata de un enlace covalente puro, el carácter porcentual iónico es “cero”, mientras que el porcentaje de
carácter covalente “100%”.
EL ENLACE COVALENTE COORDINADO
Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos enlazados se presenta un
enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los
recibe receptor o aceptor. El donador siempre será el elemento menos electronegativo. Este enlace una vez
formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le
denomina enlace covalente dativo o coordinado.
REGLA DEL OCTETO
A principios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis
concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano
explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es conocida en todo el mundo como la Regla del
Octeto y se enuncia así: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de
tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo estos la estructura
electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
ESTRUCTURAS DE LEWIS O FÓRMULAS DE PUNTOS
La representación del modo en que se ubican los electrones más externos o de valencia en una molécula, se
lleva a cabo mediante las llamadas fórmulas o estructuras de Lewis. En este método, los electrones de valencia de
cada átomo se representan por medio de puntos, mientras que un enlace por medio de un guión, cada uno
representa un par de electrones.
Aspectos a considerar en una estructura de Lewis
*
*
*
Cada enlace se formará a partir de dos, y solamente dos electrones.
Cada átomo (que no sea hidrógeno) deberá cumplir con la regla del octeto.
El hidrógeno deberá tener sólo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.
PROCEDIMIENTO PARA DIBUJAR UNA ESTRUCTURA DE LEWIS
1.
Calcular el número de electrones de valencia.
Para los elementos representativos el número de valencia es igual al número de columna donde se ubica el
elemento. Los electrones de valencia se pueden calcular por la siguiente expresión:
electrones de valencia =
(No. de columna)(No. de átomos en cuestión)
NOTA:
Cuando la especie a dibujar posee carga, esta se debe considerar en el número de electrones de valencia
así:
a) Si la carga es positiva, se resta al total de electrones de valencia un número de electrones igual a la
carga de la especie.
b) Cuando la carga es negativa, se suma a los electrones de valencia un número de electrones igual a la
carga de la especie.
2.
Número total de electrones de manera que a cada átomo de hidrógeno se le asignen 2 electrones y a
cualquier otro átomo 8 electrones.
No. total de electrones = 2(No. de hidrógenos) + 8(No. de átomos diferentes al hidrógeno)
3.
Número de electrones de enlace.
El número de electrones de enlace se calcula al encontrar la diferencia entre los valores calculados en el
paso 2 y el paso 1.
No. electrones de enlace =
(electrones paso 2 - electrones paso 1 )
4.
Número de enlaces.
Como cada enlace químico involucra 2 electrones, el número de enlaces se calcula dividiendo el número de
electrones de enlace entre dos.
No. de enlaces = ( No. de electrones de enlace ) / 2
5.
Número de electrones sin compartir ( electrones libres ).
Electrones sin compartir =
No. electrones de valencia - No. electrones de enlace
6.
Dibujar la posible estructura, considerando que cada átomo de hidrógeno sólo puede formar un
enlace y cualquier otro átomo un total de cuatro.
7.
Cálculo de la carga formal.
El cálculo de la carga formal permite establecer si la estructura dibujada es o no correcta. Es importante
considerar que las posibles estructuras no deben violar la denominada regla de la carga adyacente. Esta
regla establece que en una estructura no puede haber dos átomos adyacentes con cargas de igual signo,
pues esto implica repulsión entre los átomos y por consiguiente no se forma el enlace.
La carga formal se puede calcular por la siguiente expresión:
Carga formal =
(No. de columna del átomo ) – (No. de enlaces que forma el átomo)
–
( No. de electrones sin compartir que posee el átomo)
PO4 –3
Ejemplo: Dibujar la estructura de Lewis para el radical fosfato:
1.
Cálculo para los electrones de valencia.
El átomo de fósforo está ubicado en la columna VA, por consiguiente su número de electrones de valencia
es 5; solamente hay 1 átomo de fósforo.
El átomo de oxígeno se encuentra en la columna VIA, siendo su número de electrones de valencia igual a 6;
además hay 4 átomos de oxígeno.
Como la especie fosfato posee una carga negativa, debe sumarse al total de electrones de valencia la carga,
es decir 3 electrones.
electrones de valencia = (5)(1) + (6)(4) + 3
2.
= 32
El número total de electrones se calcula por la expresión:
No. total de electrones = 2( No. de H ) + 8(No. de átomos diferentes al H )
Para el radical fosfato, el número de átomos de hidrógeno es cero, mientras que el número de átomos
diferentes al hidrógeno es cinco, uno de fósforo y cuatro de oxígeno.
No. total de electrones = 2( 0 ) + 8( 5 ) = 40
3.
No. de electrones de enlace =
electrones paso 2
-
electrones paso 1
No. electrones de enlace = 40 – 32 = 8
4.
Nùmero de enlaces =
No. electrones de enlace / 2
Número de enlaces = 8 / 2 =
5.
Número de electrones sin compartir =
32 - 8 =
24
4
6.
Posible estructura:
O
O
P
O
O
7.
Carga formal = No. columna – No. de enlaces – No. electrones sin compartir
Carga formal para el átomo de fósforo = 5 – 4 – 0 = +1
Carga formal para el átomo de oxìgeno = 6 – 1 – 6 = -1
En este ejemplo solamente se ha calculado la carga formal de un átomo de oxígeno debido a que todos
presentan las mismas características en la estructura.
Al colocar la carga formar en cada átomo de la estructura se puede observar que no se viola la regla de la
carga adyacente y que además la suma algebraica de todas las cargas parciales es igual a la carga del radical
fosfato, -3.
-3
O -1
O -1
P+1
O -1
O -1
ENLACE METÁLICO
El enlace metálico es característico de los metales y las aleaciones, no es iónico y tampoco covalente. Desde
el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia.
Además dichos electrones poseen gran facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel
más externo).
Análogamente el hecho de que los metales sean mejor conductores del calor en comparación a materiales
como la madera, se puede explicar por la facilidad con la cual en los metales se pueden mover los electrones de
valencia, como también porque los restos atómicos positivos pueden vibrar.
El enlace metálico es un enlace fuerte que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al
estar tan cercanos uno de otro permiten la interacción de sus núcleos junto con sus nubes electrónicas
empaquetándose en tres dimensiones, quedando rodeados de tales nubes.
Los electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica
y térmica, ya que se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica.
El empaquetamiento de los átomos en el cristal es de tal forma que los mantiene muy próximos entre sí,
dando lugar a una gran superposición de los orbitales de los electrones externos, lo cual implica que los electrones
de valencia no estén asociados con un núcleo especial sino que estén completamente deslocalizados sobre todos
los átomos de la estructura.
gared