MATERIAL Nº 2_ENLACES ATÓMICOS

ENLACE QUÍMICO
Importancia del enlace químico
De los elementos de la tabla periódica los gases nobles son los únicos electrónicamente estables,
es decir, presentan un “octeto” en su nivel externo, a excepción del helio que presenta sólo dos
electrones en el primer nivel (dueto). Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muy
rara vez reaccionan.
La mayoría de los otros átomos son sistemas inestables electrónicamente, y en búsqueda de esa
estabilidad se pueden presentar fundamentalmente 3 situaciones:
1. Ganar electrones, con lo que se convertiría en un anión estable electrónicamente.
2. Perder electrones, con lo que se transformaría en un catión estable en relación a la cantidad
de electrones.
3. Unirse a otro átomo, con el propósito de estabilizarse. Ambos interaccionan formando lo
que se conoce como enlace químico.
La finalidad del enlace químico es la estabilidad energética de los átomos involucrados. Por tanto,
la “interacción” ocurre principalmente, por las diferencias en las electronegatividades que poseen.
Se infiere por lo tanto, que la fuerza del enlace es muy variable, y dependerá fundamentalmente
de la naturaleza de los elementos.
En química es común y transversal el uso de signos y símbolos para relacionar los enlaces y su
naturaleza. Con este propósito, Lewis ideó un modo simple y didáctico de comprensión de los
enlaces.
Debemos mencionar que el enlace ocurre sólo con los electrones del nivel de valencia, puesto que
son los de mayor energía y menor atracción respecto al núcleo.
Notación de Lewis
Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia
presente.
Ejemplos:
Li



Be
B


•

•
C



•
•
N
•

:
O


•

:
F

:
:
Ne :

No olvidemos que los electrones de valencia indican el grupo al que pertenece el
elemento. Así por ejemplo, el berilio (Be), tiene sólo dos electrones en su último nivel y se
clasificará como un metal alcalino-térreo. Además, sólo tiene la opción de perder los 2 electrones
para lograr su estabilidad electrónica, lo que nos permite decir al respecto, que presentará sólo
estado de oxidación positivo +2.
TIPOS DE ENLACES INTERATÓMICOS
Apolar
I) Covalente
Polar
Coordinado
TIPOS DE ENLACES
II) Iónico
I)
Enlace Covalente
Cuando dos átomos, preferentemente de naturaleza no-metálica, comparten sus electrones de
valencia se establece entre ellos un enlace denominado covalente.
Por lo general, los átomos participantes del enlace completan sus niveles externos adquiriendo así
configuración de gas noble, estable.
El enlace covalente se puede clasificar atendiendo a varios factores:
1. Al número de electrones compartidos entre los átomos.
2. A la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados
3. Al número de electrones que aporta cada átomo al enlace.
1. Según el número de electrones compartidos, el enlace covalente puede ser simple, doble
o triple.
Si se comparten dos electrones, el enlace es covalente simple.
Ejemplo;
H : H
H – H
H2.
Si se comparten dos pares electrónicos, el enlace es doble.
Ejemplo;
O : : O
O = O
O2
Si se comparten tres pares electrónicos, el enlace es triple.
Ejemplo;
: N  N :
N  N
N2
2
2. Según la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) entre los átomos enlazados, el
enlace covalente puede ser polar o apolar.
Cuando los dos átomos enlazados tienen igual intensidad para atraer los electrones (igual
E.N.) se presenta una molécula simétrica ya que los electrones son compartidos
equitativamente; se habla entonces de enlace covalente apolar.
Ejemplo; el enlace covalente apolar se cumple para todas las moléculas diatómicas
homonucleares (núcleo idéntico), como el H2, O2, N2, F2 y Cl2, etc.
Si la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.), es distinta de cero, la molécula resultante ya
no es simétrica pues los electrones serán más atraídos por el átomo que tiene mayor E.N.
originándose con ello una carga parcial negativa en ese átomo (δ-) y por consiguiente, una
carga parcial positiva, en el átomo menos electronegativo (δ+); tenemos entonces un enlace
covalente polar.
 
3. Según el número de electrones que aporta cada átomo al enlace
Hay átomos que tienen orbitales vacíos y átomos que tienen electrones disponibles; cuando
ambos “se encuentran” tienen la posibilidad de estabilizarse electrónicamente, por lo tanto se
enlazan. Dicho enlace se establece entonces cuando un átomo aporta un par electrónico y
otro sólo aporta un orbital vacío; este tipo de enlace recibe el nombre de enlace
covalente coordinado o enlace dativo.
Ejemplo: SO2
Par “aportado” por el azufre
al oxígeno (enlace dativo)
Pares compartidos
(enlace covalente normal)
3
Propiedades físicas de los compuestos covalentes





Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de
300°C).
Muchos de ellos son insolubles en solventes polares.
La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C 6H14.
Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no
contienen partículas con carga.
Longitudes de enlace
La longitud de enlace se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un
enlace covalente en una molécula.
37 pm
Molécula de H2
En la siguiente tabla, se muestran algunas longitudes de enlaces determinadas en forma
experimental.
Tipo de enlace
C−H
C−O
C=O
C−C
C=C
CC
C−N
C=N
CN
Longitud de enlace (pm)
107
143
121
154
133
120
143
138
116
Para un par dado de átomos, los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes
sencillos. Según la ley de Coulomb, la fuerza con que se atraen las cargas puntuales, es
inversamente proporcional al cuadrado de la distancia
entre ellas.
α
1
R2
F
II)
Enlace Iónico
Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamente
se separan; el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al átomo menos
electronegativo, hay entonces una completa transferencia de electrones, sin compartición.
4
¿Cuáles elementos de la Tabla Periódica formarán enlaces iónicos?
Los elementos metálicos de los grupos I-A y II-A de la tabla periódica tienden a perder electrones
y los elementos no metálicos de los grupos VI-A y VII-A tienden a ganar electrones. Por lo tanto,
es lógico pensar que entre ellos casi siempre se establecerán enlaces iónicos.
Por ejemplo:
FAMILIAS METÁLICAS
(M)
FAMILIAS NO METÁLICAS
(X)
cede 1 electrón
I
V
acepta 3 electrones
II cede 2 electrones
VI acepta 2 electrones
III cede 3 electrones
VII acepta 1 electrones
“Cada familia metálica se puede combinar con cada familia no metálica”
COMPUESTOS IÓNICOS BINARIOS SIMPLES
METALES
NO
METALES
FÓRMULA
GENERAL
IONES
PRESENTES
EJEMPLO
PF (°C)
IA
VII A
MX
M+ X-
LiBr
547
II A
VII A
MX2
M+2 2X-
MgCl
708
III A
VII A
MX3
M+3 3X-
GaF
800(subl)
IA
VI A
M2X
2M+ X-2
Li2O
>1700
II A
VI A
MX
M+2 X-2
CaO
2580
III A
VI A
M2X3
2M+3 3X-2
Al2O3
2045
IA
VA
M3X
3M+ X-3
Li3N
840
II A
VA
M3X2
3M+2 2X-3
Ca3P2
~1600
III A
VA
MX
M+3 X-3
AlP
5
Propiedades físicas de los compuestos iónicos




Son sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores de 400°C).
La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua, en insoluble en
disolventes no polares, como el hexano C 6H14.
Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones).
Las soluciones acuosas son conductoras de la electricidad (electrolitos) ya que no sólo se
disuelven sino que además se disocian dejando iones en libertad de movimiento.
Regla del octeto
Como ya vimos, los elementos representativos por lo general, alcanzan configuraciones de gases
nobles al ganar, al perder y al compartir electrones.
Por ejemplo; en la molécula de agua el átomo de oxígeno al compartir dos de sus seis electrones
de valencia con los hidrógenos, adquiere la configuración electrónica del Ne (octeto), mientras que
cada átomo de hidrógeno al compartir su electrón de valencia con el oxígeno, adquiere la
configuración electrónica del He (dueto).
H
..
..O
H
Este razonamiento se denomina “regla del octeto”, es decir ocho electrones en la capa más
externa, con excepción del He que presenta dos electrones.
Estructuras de Lewis
Corresponde a la cantidad de electrones que el elemento pone “en juego”. Es decir, qué cantidad
de sus electrones de valencia participan en el enlace.
Ejemplos:
a) H2SO4; electrones en juego: 2(1) + 6 + 4(6) = 32 electrones de valencia.
..
..
..
O
H
..
O
..
..
S
H
O
..
..
..
..O
b) SO2; electrones en juego: 6 + 2(6) = 18 electrones de valencia.
..
..
O
..
..
..
S
..O
6
c) HNO3; electrones en juego: 1 + 5 + 3(6) = 24 electrones de valencia.
..
H
O
..
N
..
O
..
..
..
..O
d) H3O+; electrones en juego: 3(1) + 6 -1 = 8 electrones de valencia.
+
. O.....
Hx
x
O
H
H
+
..
H
H
H
e) NH4+; electrones en juego: 5 + 4(1) -1 = 8 electrones de valencia.
+
+
Hx
Hx
. ..N. .
H
x
H
N
H
H
H
SO4-2; electrones en juego: 6 + 4(6) + 2 = 32 electrones de valencia.
-2
-2
..
..
..
..
..
..
O
O
xx
xx
..
.. O....
S
O
..
..
..
O
..
O
..
O
..
7
..
..
S
..
...
O
.. .
x
x
..
..
f)
H
Estados de oxidación (EDO)
Cuando los átomos se combinan para formar un compuesto, se produce entre ellos una
transferencia de electrones, como resultado de esto, cada átomo queda caracterizado por una
cierta carga, la carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de estado de oxidación o
número de oxidación.
Para determinar el estado de oxidación se deben tener presentes las siguientes reglas:
A. Los elementos libres o sin combinar tienen un EDO igual a cero; por ejemplo O 2, N2, Cl2,
Cu, Au, Mg, etc.
B. El EDO del Hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, excepto en los hidruros
metálicos donde el EDO es -1; ejemplo NaH, MgH2, etc.
C. El EDO del oxígeno combinado es -2, excepto en los peróxidos como el agua oxigenada
(H2O2) donde es -1.
D. El EDO de cualquier ión monoatómico es igual a su carga; así el N + tiene un EDO de +1,
Ca+2 un EDO de +2, Cl-1 un EDO de -1, etc.
E. La suma algebraica de los EDO de todos los átomos de una fórmula para un compuesto
neutro es cero, por ejemplo: HCl, HNO3, etc.
F. La suma algebraica de los EDO de un ión debe ser igual a la carga del ión, por ejemplo:
NH4+, H3O+, SO3-2, etc.
Por lo tanto, estas reglas permiten determinar el EDO de un átomo que forma parte de un
compuesto.
Ejemplos:
1) Determinar el EDO del Mn en el MnO2 (molécula neutra).
estado de oxidación
-2
MnO2
x + (-4) = 0
Por lo tanto, el EDO del Mn es +4.
2) Determinar el EDO del N en el HNO2 (molécula neutra).
+1
estados de oxidación
-2
HNO2
(+1) + x + (-4) = 0
Por lo tanto, el EDO del N es +3.
3) Determinar el EDO del Cl en el ClO4-1 (anión).
-2
ClO4-1
estado de oxidación
x + (-8) = -1
Por lo tanto, el EDO del Cl es +7.
8
4) Determinar el EDO del S en el Ca(HSO3)2 (molécula neutra).
+2
+1
-2
Ca(HSO3)2
estados de oxidación
(+2) + 2(+1) + 2x + 6(-2) = 0
Por lo tanto, el EDO del S es +4.
5) Determinar el EDO del H en el H2O2 (molécula neutra).
-1
H2O2
estado de oxidación
2x + (-2) = 0
Por lo tanto, el EDO del H es +1.
DISTRIBUCIÓN ESPACIAL DE LAS MOLÉCULAS
Hibridación de Orbitales Atómicos
Hasta el momento, hemos estudiado, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Sin embargo,
no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estos enlaces, como logran interaccionar los
electrones para finalmente enlazar.
Según esta teoría, los electrones puestos en juego en una unión molecular se reagruparían en
nuevos orbitales, dando origen a orbitales híbridos.
Por lo tanto, un orbital híbrido resulta de la fusión entre orbitales atómicos diferentes,
originando nuevas formas de mayor probabilidad.
Para poder explicar los enlaces en moléculas poliatómicas, a continuación se estudiarán tres
ejemplos de hibridación de orbitales atómicos pertenecientes a los elementos del segundo período
de la Tabla Periódica:
Primer ejemplo: Hibridación del 4Be.
Orbitales atómicos
Orbitales híbridos
9
Por lo tanto, se forman dos orbitales híbridos sp por combinación lineal de los orbitales
atómicos 2s y 2px. Los dos electrones de los orbitales híbridos sp capacitan al átomo a
tener un número de coordinación igual a 2.
Las moléculas BeH2 y BeCl2, corresponden a ejemplos de este tipo de hibridación. La repulsión
coloca a los dos orbitales híbridos a 180º uno de otro. De ahí la molécula de BeH2, su geometría
es lineal.
Segundo ejemplo: Hibridación del 5B.
Orbitales atómicos
Orbitales híbridos
En consecuencia, se forman tres orbitales híbridos sp2 por combinación lineal de los orbitales
atómicos 2s, 2px y 2py. Los tres electrones de los orbitales híbridos sp2 capacitan al átomo
a tener un número de coordinación igual a 3.
10
La repulsión coloca estos orbitales en un plano, con ángulos entre si de 120º. Así, la molécula de
BH3 es plana y posee ángulos de 120º entre sus orbitales sp2 (estructura trigonal plana o
triangular).
Tercer ejemplo: Hibridación del 6C.
Orbitales atómicos
Orbitales híbridos
Hay formación de 4 orbitales híbridos sp3 por combinación lineal de los orbitales atómicos 2s,
2px, 2py y 2pz. Los cuatro electrones de los orbitales híbridos sp 3 capacitan al átomo
central a tener un número de coordinación igual a 4. Es por ello que hablamos de la
tetravalencia del carbono.
El átomo de carbono puede presentar, además de hibridación sp 3, las dos hibridaciones vistas
anteriormente, esto es: la hibridación sp2, cuando se forman enlaces dobles, y la
hibridación sp, cuando se forman enlaces triples o dos enlaces dobles. Tal hipótesis se
fundamenta en el análisis estructural de algunos compuestos de carbono.
ESTEREOQUÍMICA
Corresponde a la disposición espacial de la molécula y de los iones poliatómicos. La “geometría”
determina características estructurales tales como: ángulo de enlace, longitud de enlace,
existencia de momento dipolar resultantes, solubilidad en agua o disolventes orgánicos, etc.
La estereoquímica se enfoca cualitativamente de acuerdo a la “Teoría de las Repulsiones de
los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia” (TRPECV). Esta teoría supone que – grupos
de partículas de la misma carga (electrones en este caso) tienden a estar lo más
alejados posibles con el fin de minimizar las fuerzas repulsivas –.
Según este postulado, los pares electrónicos que rodean al átomo central de la molécula o ión
complejo determinarían una disposición espacial específica.
11
La nomenclatura de las moléculas poliatómicas según estereoquímica es la siguiente:
AX mEn
Donde;
A:
Xm :
En:
Geometría Molecular
átomo central, elemento electropositivo
ligandos o átomos unidos al átomo central.
pares electrónicos libres del átomo central.
enlace
Hibridación del
átomo Central
180º
Nomenclatura
sp
Ejemplo
AX2
BeCl2
Lineal
Geometría Molecular
enlace
Hibridación del
átomo Central
Nomenclatura
Ejemplo
AX3
AlCl3
sp 2
120º
Trigonal
Geometría Molecular
enlace
Hibridación del
átomo Central
Nomenclatura
sp2
90º < x < 120º
Ejemplo
AX2E
SO2
Angular
Geometría Molecular
enlace
Hibridación del
átomo Central
109,5º
Nomenclatura
Ejemplo
sp3
AX4
CH4
Hibridación del
átomo Central
Nomenclatura
Ejemplo
AX3E
NH3
Tetraédrica
Geometría Molecular
enlace
90º < x < 109º
sp3
Piramidal
12
Geometría Molecular
.. ..
enlace
90º < x < 109º
Hibridación del
átomo Central
sp3
Nomenclatura
Ejemplo
AX2E2
H2O
Angular
Geometría Molecular
enlace
axiales = 180º
ecuatoriales = 120º
 entre sí
Hibridación del
átomo Central
sp3d
Nomenclatura
AX5
Ejemplo
PCl5
Bipiramidal
Geometría Molecular
enlace
 900
Hibridación del
átomo Central
sp3d2
Octaédrica
13
Nomenclatura
AX6
Ejemplo
SF6
POLARIDAD DE MOLÉCULAS
La polaridad es una propiedad importante de las moléculas, porque de ella dependen las
propiedades físicas como el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad, y también las
propiedades químicas. El momento dipolar, µ, es una medida cuantitativa de la polaridad
de una molécula. Los momentos dipolares pueden determinarse estudiando el comportamiento
de las moléculas entre placas con carga eléctrica. Una molécula polar se alinea en el campo que
hay entre las placas cargadas, de tal manera que su extremo negativo es atraído por la placa
positiva, y el extremo positivo por la placa negativa. Las moléculas apolares no son afectadas por
el campo eléctrico.
¿Cuándo las moléculas son polares y apolares?
A. Cuando todos los enlaces entre los átomos son apolares, la molécula será apolar.
Ejemplo:
H2
H−H
; Δ E.N. = 0 (enlace covalente).
B. Cuando hay enlaces polares entre los átomos, se tienen las siguientes posibilidades:


1.
La suma vectorial de los momentos dipolares es igual a cero. En este caso, tenemos
simetría eléctrica y geométrica. La molécula es apolar.
La suma vectorial de los momentos dipolares es distinto de cero. En este caso, no
tenemos simetría y la molécula es polar.
Ejemplos:
Los enlaces C-O son polares y tienen carga positiva parcial en el carbono, y una negativa
parcial en el oxígeno:
 
CO
Entonces, ¿por qué no son polares las moléculas de dióxido de carbono, que contienen dos
enlaces C-O?
O
C
O
Los momentos dipolares son vectores, esto es, tienen dirección y también magnitud. Como el
dióxido de carbono es lineal, los momentos dipolares de los dos enlaces C-O se anulan entre
sí, por tanto, es una molécula no polar, a pesar de que tiene dos enlaces polares.
2. La molécula de H2O también posee enlaces H-O polares:


HO
Los momentos dipolares de los dos enlaces H-O en el agua no se anulan, porque la molécula
es angular. Por lo tanto, posee un momento dipolar neto en la dirección de la flecha:
O
H
H
“El momento dipolar distinto de cero del agua, y el igual a cero del dióxido de carbono,
confirman la predicción del modelo de repulsión, que las moléculas de agua son angulares y las
del dióxido de carbono son lineales”.
14
3.
Las moléculas que sólo tienen un enlace polar, como la del cloruro de hidrógeno, son polares
y tienen un momento dipolar distinto de cero.
Cl
4.
H
Los cuatro compuestos que se pueden derivar del metano, por sustitución del hidrógeno por
cloro, son: clorometano, diclorometano, triclorometano (cloroformo) y tetraclorometano
(tetracloruro de carbono), y sus fórmulas estereoquímicas de los cuatro compuestos son las
siguientes:
H
H
H
C
Cl
C
Cl
C
Cl
Cl
H
Cl
Cl
H
H
Cl
Cl
Cl
C
Cl
Aunque cada uno de los cuatro enlaces C-Cl del tetracloruro de carbono es polar, porque el
cloro es más electronegativo que el carbono, la molécula del tetracloruro es apolar.
Cl
C
Cl
Cl
Cl
Los cuatro dipolos se anulan entre sí. En las otras tres moléculas, los dipolos no se anulan, y
esas moléculas son polares.
Las moléculas en las que el átomo central está sustituido simétricamente con átomos
idénticos, como el CO2 y el CCl4, son apolares. Las moléculas que sólo tienen un enlace polar,
y aquellas en las que el átomo central no está sustituido simétricamente, son polares.
15