Unidad 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones

Unidad 3
Enlace químico:
modelos de enlaces
e interacciones
intermoleculares
Nos maravillamos al comprender que al enlazarse átomos
diferentes forman moléculas tan importantes en nuestra vida
como la del ADN.
Contenido
¿Cuánto sabes?
3.1
Manos a la obra
Lectura
3.2
Enlace químico
El enlace de los compuestos
El brócoli, ¿un alimento milagroso?
Enlace molecular
Lectura
Origen del horno de microondas
Lectura
Los fullerenos
Actividades
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Lo que aprendí
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Objetivo de la unidad
El estudiante explicará la formación de compuestos utilizando los distintos modelos de enlace
entre los átomos para comprender las formas en que interactúan y se unen las moléculas; entender la estructura de los compuestos y sus propiedades, y valorar de manera crítica y reflexiva
la importancia de la tecnología en la elaboración de nuevos materiales para la sociedad.
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¿Cuánto
sabes?
1. ¿Qué significa la palabra enlace?
2. ¿Cuáles son los electrones de valencia?
3. ¿Con qué número relacionas la palabra octeto?
4. ¿Cuándo se dice que un átomo tiene configuración electrónica estable?
5. ¿Cuáles son las partículas que forman las moléculas?
6. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los electrones?
7. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los protones?
8. ¿Con cuántos electrones se forma un enlace?
9. ¿Qué entiendes por atracción?
10. ¿Qué significa electronegatividad?
Introducción
Los elementos forman compuestos con características completamente diferentes.
La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, pero este compuesto resulta de la unión química de átomos de sodio y cloro que son altamente
peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un
líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos
gaseosos.
Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos?
Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determina la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difiere la reacción de los átomos de
sodio y cloro para formar sal de la reacción de los átomos de hidrógeno y oxígeno
para formar agua?
Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las
partículas que forman un pequeño grano de sal?
De esto trataremos en la presente unidad.
3.1 Enlace químico
Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero en
realidad se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las
moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otros de distinta especie con los
que resultan moléculas de compuestos.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el
nombre de enlace químico.
Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos
representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de
transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna,
los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.
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3.1
Enlace químico
Mapa conceptual 3.1
115
115
Enlace
químico
puede ser
que es la
Fuerza de unión
entre
Iónico
Covalente
Metálico
Átomos
que son
De la misma
especie
que se
clasifica en
De diferente
especie
y forman
Moléculas de
elementos
Polar
No polar
Coordinado
Moléculas de
compuestos
Regla del octeto
La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten
electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro.
Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8
electrones en su nivel energético exterior.
2e–
8e–
2e–
Helio
Figura 3.1 Distribución
electrónica de los gases nobles
Observa que los átomos de
los gases nobles tienen 8 electrones
en el nivel energético externo. Esta
distribución permite que sean casi
no reactivos. La única excepción a
esta distribución del octeto es el
helio. El átomo de helio sólo tiene un
nivel energético, que sólo puede
contener 2 electrones.
Neón
8e–
8e–
2e–
8e–
18e–
8e–
2e–
8e–
18e–
18e–
8e–
2e–
Argón
Kriptón
Xenón
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Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Estructura de los gases nobles
¿Sabías que...?
Elemento
Símbolo
Electrones en niveles energéticos
Helio
He
1s2
Neón
Ne
(He)2s22p6
Argón
Ar
(Ne)3s23p6
Kriptón
Kr
(Ar) 4s23d104p6
Xenón
Xe
(Kr) 5s24d105p6
Radón
Rn
(Xe) 6s24f 145d106p6
Ejemplifiquemos la regla del octeto con el 11Na y el 17Cl.
Respira profundamente. Un gas
noble, el argón (Ar), compone
aproximadamente 1% de ese aire
que acabas de respirar.
1s2, 2s2, 2p6, 3s1 – 1e– → 1s2, 2s2, 2p6
Na
-
-
-
- -
-
-
m
- -
-
- -
-
-
-
Átomo de sodio (Na0)
- -
-
-
Ion de sodio (Na+)
El sodio, al perder su único electrón de valencia, tendrá la distribución electrónica
externa del neón y una carga positiva, ya que en su núcleo tiene un protón sin balancear (figura 3.2).
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 + 1e– → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
Cl
- -
-
- - --
- - -
-
- -
Átomo de cloro (Clº)
- -
-
m
-
- - --
- - - -
-
- -
Ion cloruro (Cl–)
El cloro tiene un electrón más, una carga negativa y en su nivel externo tiene la
configuración electrónica del argón (figura 3.2).
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3.1
Enlace químico
8e–
2e–
1e–
7e–
8e–
2e–
8e–
8e–
+
Átomo de sodio
+
Ion+ de cloro
Átomo de cloro
+
Cuadro 3.1 Reacción de sodio y cloro
Átomo de sodio
+ Átomo de cloro →
+
Na
Cl
2e–
2e–
m
+
8e–
117
117
Ion sodio
+
Ion cloruro
Na+
+
Cl–
→
Número de protones
11
17
11
17
Número de electrones
11
17
10
18
Número de electrones
en el nivel externo
1
7
8
8
Ion– de cloruro
Figura 3.2 La reacción de los
átomos de sodio y de cloro La
transferencia de un electrón desde
un átomo de sodio hacia un átomo
de cloro forma iones sodio y
cloruro. Analiza cuidadosamente el
dibujo para ver cómo proporciona
esta transferencia un octeto estable
a ambos iones.
Representación de enlaces con estructura de Lewis
En las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se representan por medio de puntos o cruces alrededor del kernel o corazón del átomo.
Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. En seguida te mostramos
unos ejemplos.
••
••
•••
H •+ Cl
••
+ ••
H•N H
••
H •+ O •+ H
Agua
•
Cloruro de hidrógeno
••
Amoniaco
H
••
••
Cloruro de sodio
••
Na(+) •+ Cl
H
(–)
••
••
Cl
••
H
(+) (–)
••
•• •
H •+ N
+H
+•
Cloruro de amonio
Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferencia entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes.
Enlace iónico
El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro.
El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que
acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento.
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Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
•
–
1e–
Na+
••
–
2e–
Mg2+
Al
–
3e–
Al3+
••
•N
+
3e–
N3–
O
••
••
••
+
2e–
O2–
••
F
•
+
1e–
F1–
Na
Mg
••
•
••
••
••
La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por
eso el enlace iónico se llama también electrovalente.
Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:
+
1s22s22p63s1
+
1s22s22p5
1s22s22p6
+
1s22s22p6
2Na0
+
••
••
2Na1+
+
••
Mg •
+
••
Mg2+
+
Na0
+
••
Na1+
+
1–
••
O
°°
••
2 •F
°
••
••
••
•Cl
••
°
••
••
••
•Cl
••
2 •F
2–
••
••
Cuando el átomo es neutro se
indica con cero (0) en el ángulo
superior derecho.
••
O
••
Na1+
°
••
F
•••
••
+
°
¿Sabías que...?
••
•F 1–
••
Na0
1–
Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas,
por ejemplo, el cloruro de sodio Na+Cl–, en realidad es una combinación de muchos
iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados
de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada
ion cloruro está rodeado por seis iones sodio (figura 3.3).
Ion sodio
Ion cloruro
Celda unitaria
Ion cloruro
Ion sodio
5.64 Å
Figura 3.3 Disposición de iones
de sodio y de cloruro en las
moléculas del NaCl.
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3.1
Enlace químico
En el enlace electrovalente los electrones se transfieren de un átomo a otro en
proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electrónica, el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad.
La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electrones pasarán
completamente (en 100%) del metal al no metal.
La diferencia de electronegatividad (∆ EN) entre dos elementos se obtiene revisando la tabla de la figura 2.57.
Calculamos la ∆EN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)
119
119
Investiga
Obtén el porcentaje de
electrovalencia de los siguientes
compuestos:
NaCl
KF
CaCl2
EN F 4.0
EN Ca 1.0
∆ EN 3.0
Al observar esta diferencia en el cuadro 3.2 vemos que el porcentaje de electrovalencia es 89; por lo tanto el compuesto formado por el calcio y el flúor, que es el
fluoruro de calcio (CaF2), es iónico, ya que se considera que los compuestos son
electrovalentes o iónicos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 50% o más.
El porcentaje de electrovalencia en la unión de dos elementos, se puede calcular
de manera aproximada basándose en el cuadro 3.2.
Cuadro 3.2 Porcentajes de electrovalencia.
Diferencia en
electronegatividad
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
0.9
1.0
1.1
1.2
1.3
1.4
1.5
1.6
Porcentaje
0.5
1
2
4
6
9
12
15
19
22
26
30
34
39
43
47
Diferencia en
electronegatividad
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
Porcentaje
51
55
59
63
67
70
74
76
79
82
84
86
88
89
91
92
Se puede prescindir de la tabla de porcentajes de electrovalencia obteniendo la
∆EN conforme a las figuras 3.4 y 3.5.
∆EN
0
0.5
Mayoritariamente
covalente
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3.3
2.0
Covalente polar
Mayoritariamente iónico
Figura 3.4 Modelo del enlace de
reparto de electrones El enlace
entre los átomos en los compuestos puede representarse como un
intervalo de repartición de electrones que se mide por la diferencia
de electronegatividad, ΔEN. En este
intervalo hay tres tipos principales
de enlaces: iónicos, covalentes
polares y covalentes. El enlace se
puede imaginar como una lucha de
estira y afloja entre dos átomos por
compartir electrones.
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120
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
a)
Figura 3.5 Tres compuestos
iónicos a) Las diferencias de
electronegatividad del fluoruro de
litio, cloruro de sodio y bromuro de
potasio demuestran que es mejor
representar a estos compuestos
como compuestos iónicos. b) El
sodio y el cloro tienen una ΔEN
ligeramente menor que la que hay
entre el litio y el flúor, por lo cual el
NaCl tiene un carácter iónico
ligeramente menor que el LiF. c) El
enlace del bromuro de potasio se
clasifica como iónico, pero es
menos iónico que los enlaces del
NaCl y LiF.
c)
–
LiLi+
F–
K+
Br–
1
–
ClClEN
=3.0
3.0
EN =
Na EN
=0.9
0.9
EN =
Δ? EN
2.1
EN==2.1
F FEN
4.0
= 4.0
EN=
EN=
= 1.0
LiLiEN
1.0
EN=
Δ?EN
=3.0
3.0
Br EN =
= 2.8
Br
2.8
EN =
KK EN
=0.8
0.8
EN==2.0
? EN
Δ
2.0
Na+
+
–
Cl–
b)
Propiedades asociadas al enlace iónico
Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico, podemos mencionar
las siguientes:
• En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son
elevadas.
Compuestos
La palabra y su raíz
electrólisis (Griego) élektron
ámbar, lýsis disolución.
Descomposición de un compuesto
por medio de la corriente eléctrica.
Temperatura de fusión °C
Temperatura de ebullición °C
NaCl
800
1 413
KCl
790
1 500
CaCl2
772
1 600
CaO
2 570
2 850
• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución acuosa (figura 3.6).
Ánodo
Cátodo
e
–
e
Burbuja
Na
+
Na
Cl
Cl
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+
e
+
Cl2
+
H2
H2
–
Cl2
H2O
OH
Cl2 –
–
Reacción catódica
Na+ + e— → Na
Figura 3.6 Electrólisis del cloruro
de sodio.
–
+
Ánodo
e
Cl2
Na
+
Cátodo
Reacción anódica
2Cl— → Cl2 + 2e—
Na
Cl
OH
–
+
Na
H2O
Reacción catódica
2H2O + 2e— → H2 + 2OH—
Reacción anódica
2Cl— → Cl2 + 2e—
Reacción total
2Na— + Cl → 2Na + 2Cl
Reacción total
2Cl— + 2H2 O → H2 + Cl2 + 2OH—
a) Cloruro de sodio fundido
b) Cloruro de sodio en disolución acuosa
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3.1
Enlace químico
121
121
• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electrovalente a partir de sus elementos, hay gran desprendimiento de calor.
Compuesto
Calor de formación en calorías
AlCl3
166 200
BaO2
150 500
Fe2O3
196 500
PbO2
66 120
Enlace covalente
El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones (figura 3.8). En este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas
pero es más difícil de visualizar que el electrovalente, puesto que se dificulta representar el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos de los átomos que se unen y estos núcleos deben repelerse entre sí, lo mismo
que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace,
acudimos al concepto de espín o sentido de giro del electrón (tema abordado en la
unidad 2).
Cl
-
-
-
H
- -
e–
H
+
+
e–
+
H
+
e–
-
-
Figura 3.7 El sulfato de cobre (II)
(CuSO4) se usa para evitar el
crecimiento de algas en albercas y
en plantas para el tratamiento de
agua.
- -
-
Par compartido
-
-
-
Figura 3.8 Enlace covalente.
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
m
e
e
–
e–
e–
–
O
e–
e–
e–
e– e –
e–
H 2O
Figura 3.9 Formación de agua compartiendo electrones La estabilidad de los átomos en una molécula de agua
es el resultado de una distribución en la cual los 8 electrones de valencia (6 del oxígeno y uno de cada uno de los
2 hidrógenos) están distribuidos entre los tres átomos. Al compartir un par de electrones con el oxígeno, cada
hidrógeno mantiene 2 electrones en su nivel externo. El oxígeno, al compartir 2 electrones con dos hidrógenos,
mantiene un octeto estable en su nivel externo. Mediante este método, cada átomo logra una configuración
estable de gas noble.
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15/3/08 13:56:33
122
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Por ser el electrón una carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético
en torno a él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido
posee polos magnéticos norte y sur orientados en dirección opuesta a los de otro
electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con
espines opuestos se pueden aparear”.
H(a)
H(b)
⎫
↑ ⎪
1s ⎪
⎬ estos electrones se aparean y se forma H2
↓ ⎪
1s ⎪
⎭
Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para representar la
unión por covalencia.
H +º H
Hidrógeno
°°
º+
H
Agua
º
+
++
H +º N
Cloro
º
+
++
H +º O
++
++
++
° ° +º Cl
Cl
° ° ++
H
Amoniaco
H
H
º
+
H
º+
C +º H
+º
Metano
H
En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que
constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una pequeña raya o guión.
Hidrógeno
Cl  Cl
Cloro
H O  H
Agua
H N H
Amoniaco

H H
La palabra y su raíz
H C  H
Metano

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H

electrolito (Griego) electro
electricidad, lytós soluble.
Sustancia fundida o en solución
acuosa que es capaz de conducir
la corriente eléctrica.
H
H
El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies
semejantes, esto es, los átomos con electronegatividades iguales (mismo elemento) o
ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compartiendo uno o más pares de
electrones.
15/3/08 13:56:34
3.1
Enlace químico
123
123
Los compuestos son covalentes cuando su porcentaje de electrovalencia es menor
del 50% (véase cuadro 3.2 y figura 3.4).
Cuadro 3.3 Porcentajes de electrovalencia de algunas sustancias
H2
0%
Cl2
0%
O2
0%
SO2
22%
H 2O
39%
NH3
19%
CH4
4%
Propiedades asociadas al enlace covalente
Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes:
• En los compuestos covalentes las temperaturas de fusión y ebullición son bajas.
Compuesto
Temperatura de fusión en °C
H 2O
Temperatura de ebullición en °C
0
100
CH4
−182.6
−161.4
NH3
−77.7
−33.4
• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica.
• El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los compuestos electrovalentes.
Compuesto
Calor de formación en calorías
NH3
11 400
CS2
21 500
CCl4
33 400
CO2
94 052
El azúcar de mesa (C12H22O11) se llama sacarosa.
Es un ejemplo de un compuesto covalente que es
un sólido cristalino soluble en agua.
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La gasolina y el petróleo crudo son mezclas de
compuestos covalentes. El petróleo que se derrama en
agua no se disuelve en ella, sino que flota formando
capas delgadas.
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
Los compuestos covalentes están
formados por moléculas en las que
los átomos se unen compartiendo
electrones. Debido a las débiles
fuerzas interpartícula entre las moléculas, los compuestos covalentes
tienden a ser gaseosos o líquidos a
temperatura ambiente, además de
insolubles en agua, aunque algunos
son muy solubles.
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124
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
continuación...
La cera de las velas y la mantequilla son mezclas de
compuestos covalentes. Como sus moléculas son
grandes y pesadas son sólidos, pero se funden a baja
temperatura.
Manos
a la obra
En lugares donde no se dispone de gas natural, mucha
gente usa propano (C3H8) para la calefacción de sus
hogares y para cocinar sus alimentos. Se entrega a
negocios y hogares en camiones pipa, a presión.
El enlace de los compuestos
Los compuestos se clasifican de acuerdo con los tipos de enlaces que unen a sus átomos. Los iones de los compuestos
electrovalentes o iónicos se unen mediante enlaces iónicos,
mientras que en los compuestos moleculares los átomos se
unen por enlaces covalentes.
A simple vista no puedes decir que el compuesto de una
muestra es del tipo iónico o molecular porque ambos compuestos pueden tener la misma apariencia. Pero se pueden
hacer pruebas sencillas para clasificar a los compuestos según
su tipo, ya que cada uno tiene propiedades particulares que
comparten la mayoría de sus integrantes.
Los compuestos iónicos son duros, quebradizos y solubles
en agua, tienen altos puntos de fusión y pueden conducir la
electricidad cuando están disueltos en agua.
Los compuestos moleculares pueden ser suaves, duros
o flexibles, en general son menos solubles en agua, tienen
puntos de fusión bajos y cuando están disueltos en agua no
pueden conducir la electricidad.
Después de esta introducción sobre los compuestos
iónicos y covalentes, realiza en el laboratorio de tu escuela la
siguiente práctica.
Con este experimento podrás identificar los compuestos
iónicos y los moleculares, según sus propiedades.
Material
• portaobjetos de vidrio
• lápiz graso o crayón
• parrilla de calentamiento
• espátula
• 4 vasos pequeños de precipitados (50 o 100 mL)
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•
•
•
•
•
varilla de agitación
balanza
aparato para medir conductividad
probeta graduada, pequeña
termómetro (con graduación mayor de 150°C)
Sustancias
4 muestras de 1 a 2 g de algunas de las siguientes sustancias:
• sustituto de sal (KCl)
• fructosa
• aspirina
• parafina
• urea
• sal de mesa
• azúcar de mesa
• sal de Epson
Procedimiento
1. Con un lápiz graso o crayón traza varias líneas en un
portaobjetos para dividirlo en cuatro partes. Rotula
cada parte con las letras A, B, C y D.
2. Haz en tu cuaderno una tabla semejante a la que se
muestra para que anotes datos y observaciones.
3. Con una espátula coloca una décima parte (0.1 a 0.2 g)
de la primera sustancia en la parte A del portaobjetos.
4. Repite el paso 3 con las otras tres sustancias en las
partes B, C y D. Asegúrate de limpiar la espátula luego
de tomar cada muestra. Anota en tu tabla de datos qué
sustancia pusiste en cada parte del portaobjetos.
15/3/08 13:56:37
3.1
Enlace químico
5. Coloca el portaobjetos en la parrilla de calentamien-
2. ¿Todos los compuestos se funden a la misma temperatura?
to. Regula el calor en la posición media y empieza a
calentar.
______________________________________
6. Coloca un termómetro sobre el cubreobjetos de modo
______________________________________
que apenas se apoye el bulbo. Cuida de no revolver los
compuestos.
7. Continúa calentando hasta que se alcance la temperatura de 135°C. Examina cada parte del portaobjetos
y anota las sustancias que se hayan fundido. Apaga la
parrilla de calentamiento.
125
125
3. Completa tu tabla de datos clasificando cada una de
las sustancias de prueba como compuesto iónico o
molecular de acuerdo con tus observaciones.
______________________________________
______________________________________
4. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los
compuestos iónicos y los moleculares?
______________________________________
______________________________________
5. ¿Cómo son los puntos de fusión de los compuestos
8. Marca cuatro vasos con los nombres de tus cuatro
sustancias.
9. Pesa cantidades iguales (1-2 g) de cada una de las cuatro sustancias y coloca las muestras en sus respectivos
vasos.
10. Añade a cada vaso 10 mL de agua destilada.
11. Agita cada sustancia con una varilla limpia. Anota en tu
tabla si la muestra se disolvió completamente o no.
12. Con un dispositivo para medir conductividad prueba
en cada sustancia la presencia de electrólitos. Anota en
la tabla de la siguiente página cuál de ellas actúa como
conductor.
Resuelve
1. ¿Qué les ocurre a los enlaces que hay entre las molécu-
iónicos en comparación con los de los compuestos
moleculares? ¿Qué factores influyen en el punto de
fusión?
______________________________________
______________________________________
6. Las soluciones de algunos compuestos moleculares
son buenas conductoras de la electricidad. Explica por
qué es cierto esto, aun cuando se requieren iones para
conducir la electricidad.
______________________________________
______________________________________
7. ¿Cómo puedes aprovechar las diferentes propiedades
las cuando una sustancia se funde?
de la arena, la sal y el agua para separarlas cuando
están mezcladas?
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
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15/3/08 13:56:40
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
126
Sustancia
¿El compuesto se disuelve
en agua?
¿El compuesto se funde?
¿La solución conduce
electricidad?
Clasificación
A
B
C
D
Enlace simple, doble y triple
Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir,
por cada dos átomos que se combinan hay un par de electrones compartidos (un
enlace).
Ejemplo
H °+ H H  H
°° °+ H
H O
H OH
°°
Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electrónica
estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.
Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace.
°+
Ejemplo
°°
O
°°
°°
O
°°
e–
e–
e
e–
e–
e–
e–
–
e–
e–
+
+
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 126
e–
e–
+
Oxígeno
O= C =O
Dióxido de carbono
e–
e–
e–
m
+
O
O= O
e–
e–
e
–
e––
e
e––
e
e––
e
e–
e– e–
4e–
4e–
O
e–
e–
e–
O C O
CO2
Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un
triple enlace.
N +++ N ++
++
H °+ C ++ ++ C H
°°°
°°
Figura 3.11 Electrones
compartidos en el CO2 Cuando los
átomos de carbono y de oxígeno
reaccionan, el carbono comparte
dos pares de electrones con cada
oxígeno. Esta distribución
proporciona un octeto estable a
todos los átomos.
–
e–
°+
C
e
e–
++
°° ++ O
++
++
+
°°
°° ++ C
+° O
++
° °°
N ––– N
H  C ––– C  H
Nitrógeno
Acetileno
En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los
2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:
15/3/08 13:56:40
3.1
Enlace químico
O(a)
1s2
2s2
2p2x
2p2y
2p2z
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑
127
127
Con estos electrones se forman los
dos enlaces.
O(a)
↑↓
↑↓
↑↓
↓
↓
1s2
2s2
2p2x
2p2y
2p2z
Y el nitrógeno (N2) con triple enlace.
N(a)
1s2
2s2
2p1x
2p1y
2p1z
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑
Con estos electrones se forman los
tres enlaces.
↑↓
↑↓
↓
↓
1s2
2s2
2p1x
2p1y
2p1z
El brócoli, ¿un alimento milagroso?
El brócoli posee un producto llamado sulforafano, el cual tiene la siguiente estructura de Lewis (observa los dobles enlaces):
••
••
CH3  S  (CH2)4  N=C=S
=
Llevar una dieta sana nos puede ayudar a no enfermarnos y,
sobre todo, a vivir más años. Los nutriólogos sugieren agregar
más verduras a la alimentación diaria, lo cual no es nada difícil.
En el mercado existe gran variedad de verduras, entre ellas
se encuentra el brócoli, que en principio tal vez no se te antoje mucho. En los últimos años, se ha descubierto que este
vegetal de reputación humilde contiene productos químicos
poderosos.
O
••
••
Lectura
↑↓
••
N(a)
Los experimentos indican que el sulforafano contiene protección contra ciertos cánceres y bacterias. Por ejemplo, entre
las bacterias más comunes en el hombre se encuentra la Helicobacter pylori (H. pylori), la cual se considera responsable
en el desarrollo de diversas enfermedades estomacales, incluyendo inflamación, cáncer y úlceras.
Es cierto que los antibióticos son el mejor tratamiento para
la infección por H. pylori. Pero en ocasiones, la bacteria evade
los antibióticos “ocultándose” en células de la pared estomacal y resurgiendo una vez terminado el tratamiento.
Estudios realizados han demostrado que el sulforafano
mata a la bacteria H. pylori (aunque se haya refugiado en las
paredes de las células estomacales) simplemente comiendo
brócoli. Los científicos han encontrado que el sulforafano parece inhibir el cáncer estomacal en ratones.
Aunque no hay garantía de que el brócoli nos mantenga
saludables, sería muy recomendable agregarlo a nuestra alimentación.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.
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15/3/08 13:56:42
128
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Polaridad de enlace
+ +
Cl ++
+
+
°
+
+ +
°
+
C Cl
+
+ +
°
+
+
+ Cl +
+ +
+
+
+ +
Cl
+ +
+
+
+
°
Figura 3.12 Tres compuestos
covalentes El disulfuro de carbono
es un disolvente útil para las grasas
y las ceras. El metano es el componente principal del gas natural. El
dióxido de nitrógeno se utiliza para
hacer ácido nítrico y también es un
contaminante atmosférico. Todos
estos compuestos tienen enlaces
covalentes en los que los electrones
se comparten casi igual. a) Los
enlaces de C—S en el disulfuro de
carbono son de tipo covalente
puro. El valor de ΔEN = 0, aunque
los átomos sean distintos. b) La
ΔEN de 0.4 de los enlaces del
metano no es suficiente para
afectar de modo significativo las
propiedades del compuesto. c)
Aunque el grado de desigualdad
con que se comparten los electrones en los enlaces N—O del
dióxido de nitrógeno es mayor que
en los enlaces de C—H, el NO2 se
sigue considerando un compuesto
covalente.
Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma especie, cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente.
Al consultar el cuadro 3.3, veremos que el porcentaje de electrovalencia es cero
para H2, Cl2, O2, etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento.
Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétricamente distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de
carbono, CCl4.
c)
N
S
a)
O
O
C
H
O EN = 3.5
OEN = 3.5
N EN = 3.0
N EN = 3.0
Δ EN = 0.5
? EN= 0.5
b)
C
S
H
H
H
C EN = 2.5
S EN = 2.5
Δ EN = 0.0
C EN = 2.5
H EN = 2.1
Δ EN = 0.4
Enlace covalente no polar y polar
Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar
a los compuestos covalentes en no polares y polares.
A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están
unidos mediante enlaces covalentes; estos átomos son de distinta especie y tienen
electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un
polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.
Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad (0.9) (véase la figura 3.4) es lo suficientemente grande para que del lado
del cloro se forme un polo parcialmente negativo (δ–) y en el lado del hidrógeno
otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)
°°
°°
°°
°
+
H Cl
H  Cl
δ+ δ–
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 128
15/3/08 13:56:44
3.1
Enlace químico
129
129
A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar.
HBr
°°
H °+ Br
°°
H 2S
H °+°+S°°°
°
H
H 2O
+ °°
°
H °O
+ °
°
H
δ+
δ–
δ+
δ–
δ+
δ–
H — Br
H—S
|
H δ+
H—O
|
H δ+
El enlace covalente polar constituye un fenómeno muy importante en la explicación del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como veremos en el
siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es
decir, la molécula de agua es muy polar.
O
H
δ–
δ+
Figura 3.13 Distribución de cargas en un enlace O–H Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno,
los electrones de un enlace O–H pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno. Esta distribución lleva a una carga
parcial negativa sobre el oxígeno y a una carga parcial positiva sobre el hidrógeno.
Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es predominantemente covalente polar cuando su porcentaje de electrovalencia es de 25 a 49 por
ciento.
Enlace por coordinación
Como se explicó anteriormente, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos,
cada uno de ellos aporta un electrón y así constituir el par necesario para la unión.
Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que
se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es
proporcionado por uno de ellos solamente.
Mecanismo de coordinación
En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en
su nivel de valencia.
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15/3/08 13:56:45
130
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Amoniaco (NH3)
°
°° H
H °+ N
+
H°
Aquí el nitrógeno tiene un par de
electrones no compartidos
+
El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de
valencia para alcanzar una configuración electrónica estable (octeto).
Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente; por
ejemplo, un ion hidrógeno (H1+) puede formar un enlace covalente coordinado con
una molécula de amoniaco mediante el traslape de su orbital vacío con un orbital del
átomo central nitrógeno, que contiene el par de electrones no compartidos.
+ °°
+
°N
°
H
+
+ H1+
+
H
°
°
°° H
H °+ +N
H°
⎡
⎢
⎢H
⎢
⎣
⎤1
⎥
H⎥
⎥
⎦
+
Una forma útil para indicar el enlace covalente coordinado consiste en emplear
una pequeña flecha que va del átomo donador al receptor.
–
H
⎤ 1+
⎡
↑
⎥
⎢
⎢H N H ⎥
⎥
⎢
H
⎦
⎣
El siguiente ejemplo es ilustrativo.
Al disolver el gas cloruro de hidrógeno (HCl) en agua, el cloro se queda con los
electrones del enlace covalente sencillo:
°°
°°
H °+Cl
+
°
H1+
° ° 1–
° Cl °°
°°
+
y el núcleo del hidrógeno (protón) se une con el oxígeno del agua en uno de los
pares de electrones no compartidos, mediante un enlace covalente coordinado, formándose el ion hidronio [H3O]1+.
Investiga
H
+ °°
+
°O
°
H
+ H1+
°°
H °+ O
+
°
H
o
H
↑
H O
–
NaClO
NaClO2
NaClO3
NaClO4
°°
Hipoclorito de sodio
Clorito de sodio
Clorato de sodio
Perclorato de sodio
H
°°
Encuentra el enlace covalente de
los siguientes compuestos:
H
Ejemplifiquemos ahora los siguientes compuestos:
Hipoclorito de sodio
Clorito de sodio
Clorato de sodio
Perclorato de sodio
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NaClO
NaClO2
NaClO3
NaClO4
15/3/08 13:56:45
3.1
Enlace químico
131
131
Los elementos que se enlazan son:
°°
Na° °° O
°°
+ +
+
+
Cl
+
+ +
En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace
electrovalente y uno covalente:
°° +°
Na °° O
°°
+ +
+
Cl
+
+ +
Na1+ [O – Cl]1–
Este compuesto (NaClO) es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su capacidad de combinarse, ya que tiene tres pares de electrones no compartidos, y en
condiciones especiales puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace covalente coordinado, formándose el clorito de sodio (NaClO2) que también es estable.
°° + + + °°
+ O°
Na °° O ° Cl
°° + + °° °
o
Na1+ [O  Cl → O]1–
+
Ahora bien, si se observa la estructura de Lewis anterior se aprecia que al cloro le
quedan dos pares de electrones no compartidos, donde se pueden unir mediante
enlaces covalentes coordinados, uno o dos átomos de oxígeno, formándose, respectivamente, el clorato de sodio (NaClO3) y el perclorato de sodio (NaClO4).
°° °
°° O
°
+ +
°°
+ °°
Na °° O °+ Cl
+ O°
°° + + °° °
°° °
°° O
°
+ +
+ °°
°°
+ O°
Na °° O °+ Cl
°
+ +
°°
°°
°
°° O
°° °
o
o
Na1+
Na1+
O
⎤ 1–
⎡
↑
⎢O  Cl
→ O⎥
⎦
⎣
O
⎤
⎡
↑
⎢O  Cl → O⎥
↓
⎥
⎢
O
⎦
⎣
1–
La posibilidad de que un átomo de un compuesto que tenga pares de electrones
libres reaccione con otros átomos, no se circunscribe a los no metales; existen algunos elementos metálicos que efectúan este tipo de reacciones.
Se denominan iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otro u
otros átomos. Están formados por átomos que se unen entre sí mediante enlaces
covalentes coordinados.
Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal reciben, en general, el
nombre de radicales.
Enlace metálico
Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurre entre los
átomos de metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los kernels de los átomos metálicos y los electrones
periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos
entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 131
¿Sabías que...?
De todos los metales, la plata es el
mejor conductor de electricidad.
El cobre ocupa el segundo lugar.
Como la plata es más rara y más
cara, el cobre es el metal que se
utiliza en los circuitos eléctricos.
15/3/08 13:56:46
132
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Representación
Podemos representar a un metal como un enrejado de iones positivos colocados en
los nudos de una red cristalina y sumergidos en un “mar” de electrones móviles. En
el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al
enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados en una posición rígida.
Iones
positivos
Electrones
móviles
Figura 3.14 Representación
gráfica de una red cristalina
de un metal.
Propiedades asociadas al enlace metálico
Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos
conductores de la electricidad y el calor. Además, gracias a esta movilidad, los metales presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales son explicables por
esta movilidad electrónica (véase la figura 3.15).
Figura 3.15 Representación
bidimensional de un cristal
metálico El movimiento de iones
en un sólido metálico no produce
cambios en la naturaleza de las
fuerzas enlazantes. Este modelo
explica la maleabilidad y la
ductilidad de los metales.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
––
––
––
––
––
––
––
––
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
––
––
––
––
––
––
––
––
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
––
––
––
––
––
––
––
––
Antes de la deformación
Después de la deformación
Cada uno de los átomos de un metal del grupo 2 libera sus dos electrones de valencia en una fuente de electrones que son compartidos por los demás átomos metálicos.
Los enlaces de los metales no son rígidos. Cuando un metal se golpea con un
martillo, los átomos se deslizan a través del mar de electrones y ocupan un nuevo
sitio, pero mantienen sus conexiones con los demás átomos. Esta capacidad de reorganizarse explica por qué los metales se pueden estirar en alambres largos y finos.
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15/3/08 13:56:47
3.2
Enlace molecular
a)
b)
3.2 Enlace molecular
Mapa conceptual 3.2
133
133
Figura 3.16 Maleabilidad,
ductilidad y conductividad eléctrica
de los metales Estas propiedades
reflejan el tipo de enlaces de los
metales.
a) El cobre es dúctil y buen
conductor de electricidad, se utiliza
sobre todo en los circuitos
eléctricos.
b) El oro es maleable: la hoja de
oro es oro metálico que se aplana
hasta que se obtiene una laminilla
muy delgada, de tan sólo unos
cientos de átomos de espesor.
Enlace molecular
es la
Atracción
entre
Moléculas
debido a las
Fuerzas de
Van der Waals
por ejemplo
Puente de
hidrógeno
Atracciones de Van der Waals
¿Sabías que...?
Las fuerzas de Van der Waals son débiles atracciones de carácter electrostático entre
las moléculas.
Agua
en estado
sólido
—
—
—
Las fuerzas intramoleculares
mantienen juntos a los átomos de
una molécula (recuerda el enlace
químico), mientras que las fuerzas
intermoleculares son fuerzas de
atracción entre moléculas y son las
responsables de las propiedades de
la materia como el punto de fusión
y el punto de ebullición.
Agua
en estado
líquido
Figura 3.17 Fuerzas de Van der
Waals.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 133
15/3/08 13:56:48
134
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración
electrónica de cada átomo, provocada por la influencia del campo eléctrico de los
átomos vecinos. Se le llama también enlace residual o enlace de polarización.
Con estos enlaces se pueden explicar las fuerzas de cohesión en los líquidos y en
los gases.
Puente de hidrógeno
Las moléculas de agua y de amoniaco son ejemplos de cómo los enlaces polares, ordenados geométricamente de cierta manera, pueden generar una molécula polar. La
molécula polar tiene un polo positivo y otro negativo, también se llama dipolo.
Extremo con
carga negativa
–
D
–
D
Figura 3.18 La molécula polar del
agua Los enlaces O–H de una
molécula de agua son polares.
Debido a la forma curvada del
agua, el lado del hidrógeno de la
molécula tiene una carga positiva,
mientras que el lado del oxígeno
tiene una carga negativa. La flecha
indica la dirección en la que se
atraen los electrones.
O
H
H
+
D
+
+
D
D
D
–
Extremo con carga positiva
Extremo con
carga negativa
D
–
N
Figura 3.19 La molécula polar del
amoniaco Como el agua, una
molécula de amoniaco tiene dos
lados distintos. A causa de los
enlaces polares, el lado del
hidrógeno tiene una carga neta
positiva y el lado del nitrógeno una
carga neta negativa.
H
D
H
+
H
D
+
+
+
D
Extremo con carga positiva
D
Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidrógeno, como el
agua y el amoniaco. En estos casos el hidrógeno es atraído por dos átomos de elementos electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace covalente
normal y con el otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente
de hidrógeno.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 134
15/3/08 13:56:50
3.2
Enlace molecular
Puentes de
hidrógeno
–
D
+
H
O
+
+
H
+
D
H
D
+
H
D
H
+
+
H
+
H
D
+
+
H
+
O
O+
O
D
–
D
–
D
–
+
D
135
135
H
–
O
+
H
+
D
Figura 3.20 Puentes de hidrógeno
contra los enlaces covalentes del
agua.
Enlaces
covalentes
–
+
+
–
–
+
–
+
+
–
+
–
+
–
+
–
–
+
–
+
+
–
–
+
–
+
–
–
–
+
+
–
+
–
+
+
–
+
–
+
–
+
Figura 3.21 Interacciones dipolo
en los líquidos y los sólidos La
fuerza entre las moléculas dipolo es
una atracción del extremo positivo
de un dipolo por el extremo
negativo de otro dipolo. Aquí se
representan las atracciones dipolodipolo en los líquidos (izquierda) y
en los sólidos (derecha).
El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor
que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals.
Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electronegativos y de volumen pequeño.
¿Sabías que...?
Propiedades asociadas al puente de hidrógeno
Cuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia,
originan que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el
tamaño y masa de sus moléculas.
Un ejemplo interesante es el agua, un compuesto líquido a temperatura ambiente
que por su fórmula sencilla, H2O, debería ser un gas difícilmente licuable si se compara con los hidruros de azufre (H2S), selenio (H2Se) y telurio (H2Te), elementos del
mismo grupo (6A) del oxígeno. Observa la siguiente tabla.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 135
El agua alcanza su máxima
densidad a los 4°C y se congela
a los 0°C, esto se debe a que las
moléculas de agua están unidas
por puentes de hidrógeno, lo cual
hace que el hielo flote, ya que
su densidad es menor porque a
temperaturas menores a 4°C el
agua aumenta de volumen hasta
convertirse en hielo.
15/3/08 13:56:51
136
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Compuesto
Investiga
Investiga qué es punto de fusión y
punto de ebullición. Proporciona
un ejemplo de cada uno.
Punto de ebullición °C
Punto de fusión °C
H 2O
100
0
H 2S
–61.8
–82.9
H2Se
–42
–64
H2Te
–4
–51
Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líquido y en estado sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado
líquido, cuando debería ser lo contrario.
Este comportamiento sucede porque las moléculas de agua están unidas mediante
puentes de hidrógeno. En estado líquido, las moléculas se entrecruzan libremente y
en estado sólido se elimina el movimiento molecular libre. En el hielo hay mucho
espacio entre las moléculas, debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno.
Fusión
m
m
Congelación
Figura 3.22 Comportamiento de
las moléculas del agua en sus
cambios de estado (líquido-sólido).
Sólido
Líquido
H
H
H
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 136
H
H
O
H
O
C
H
O
O
H
C
O
H
O
H
C
C
C
C
H
O
C
H
O
H
O
H
H
H
H
C
O
O
O
CH2
C
H
H
H
H
CH2
H
H
O
O
CH2
H
Figura 3.23 Sacarosa La sacarosa,
C12H22O11, es una molécula que
contiene ocho enlaces O—H.
Cuando se añade agua a la sacarosa sólida, cada uno de esos
enlaces es un sitio potencial para
formar puentes de hidrógeno con
el agua. Las fuerzas de atracción
que actúan entre las moléculas de
sacarosa se vencen y sustituyen por
fuerzas de atracción entre las
moléculas de sacarosa y de agua, a
lo cual se debe que el azúcar sea
muy soluble.
O
O
H
H
H
H
O
H
H
O
H
H
O
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3.2
Enlace molecular
137
137
También esto explica que la máxima densidad del agua sea a 4°C, pues cuando el
hielo se funde, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen y las moléculas de
agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad. De 0 a 4°C, el volumen continúa
disminuyendo a medida que se rompen más puentes de hidrógeno.
Lectura
Origen del horno de microondas
En la década de los cuarenta del siglo ZZ, un científico
estadounidense realizaba experimentos con un magnetrón
(un equipo que genera microondas). Cuentan que este
ingeniero llevaba en uno de los bolsillos de su bata una barra
de chocolate. Mientras trabajaba en su experimento se dio
cuenta que el chocolate empezó a derretirse.
Este accidental descubrimiento dio origen, décadas
más tarde, al horno de microondas, el cual permite calentar alimentos. Este hecho se basa en la interacción de las
microondas con las moléculas de agua, las cuales, debido
a su polaridad y geometría, incrementan su energía cinética
y elevan así la temperatura del alimento que las contiene.
Este comportamiento del agua es un claro ejemplo de la
importancia de la geometría y polaridad de una molécula.
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2004, p. 218.
Nuevos materiales
La ciencia de materiales es una combinación interdisciplinaria de física, química
e ingeniería, en esta ciencia la química es la base por el estudio de la materia y
sus cambios. Mencionemos algunos ejemplos:
Cristales de silicio de gran pureza Se emplean en la industria de los semiconductores para producir transistores modernos, circuitos integrados y los chips de
computadora.
Siliconas Son compuestos orgánicos que contienen silicio y, debido a sus propiedades lubricantes, se emplean para reemplazar partes del cuerpo como las articulaciones de caderas y rodillas.
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¿Sabías que...?
Los primeros hornos de
microondas eran muy grandes y
sólo se usaban en restaurantes.
A partir de los años setenta, se
hicieron modelos más pequeños
y baratos, lo que permitió se
convirtiera en uno de los inventos
más comunes en la vida diaria de
nuestros tiempos.
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138
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Fibras ópticas Son cables de dióxido de
silicio (SiO2) de gran pureza con los
que se logra rapidez en la comunicación, así como mayor información.
Cristal líquido Se emplea en las pantallas de relojes digitales, calculadoras,
televisiones en miniatura, computadoras de escritorio y portátiles.
Aleaciones de berilio Debido a su ligereza, rigidez y poca dilatación se usan
en la fabricación de piezas para aviones
supersónicos.
Aleaciones de niobio y estaño Se utilizan
como superconductores a temperaturas
extremadamente bajas.
Aleaciones de tantalio, niobio, volframio, cobalto y níquel Se utilizan en vehículos espaciales, ya que son resistentes al calor que se produce por fricción al
entrar en la atmósfera.
Compuesto de litio, bario, cobre y oxígeno Se emplea en trenes de alta velocidad
debido a que no presenta resistencia al paso de la corriente eléctrica.
Fullerenos Se usan como catalizadores en diferentes procesos de producción, en
la fabricación de superconductores, para purificación del agua, elaboración de
cristales líquidos, etcétera.
Nitinol Tiene muchas aplicaciones médicas; por ejemplo, para unir los tendones
y ligamentos con los huesos, para elaborar “canastas” que filtran coágulos sanguíneos; también para hacer armazones para anteojos, y en la elaboración de “frenos”
en la ortodoncia.
Aunque los últimos avances de la ciencia de materiales se han centrado en las
propiedades eléctricas, las propiedades mecánicas siguen teniendo gran importancia.
En la industria aeronáutica, por ejemplo, los científicos han desarrollado, y los ingenieros han probado materiales compuestos no metálicos, más ligeros, resistentes y
fáciles de fabricar que las aleaciones de aluminio y los demás metales que en la actualidad se emplean para los fuselajes de los aviones.
Por ejemplo, con el estudio de nuevos materiales fue posible la invención del tren
de levitación magnética o tren maglev, un vehículo de alta velocidad que levita sobre
un carril denominado carril guía y es impulsado por campos magnéticos.
La tecnología de trenes de levitación magnética se utiliza para recorridos urbanos
a velocidades medias (menos de 100 km/h) en ciudades europeas. Desde 1984 una
lanzadera maglev para distancias cortas se usa en Gran Bretaña entre el aeropuerto
de Birmingham y la estación de tren. Sin embargo, el mayor interés recae sobre los
sistemas maglev de alta velocidad. En Alemania, un tren maglev logró la velocidad
de 435 km/h, mientras que en Japón se han alcanzado velocidades de 517 km/h en
trenes meglev completos.
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Lo que aprendí
Lectura
139
139
Los fullerenos
El buckminsterfullereno se descubrió en el hollín, en 1985,
y en 1991 se confirmó su forma de balón de futbol. A partir
de entonces, se han descubierto fullerenos naturales o se
han producido artificialmente.
Éste es un modelo del buckminsterfullereno, C60,
nombrado así en honor del ingeniero y arqui-
tecto Buckminster Fuller, quien inventó el domo geodésico
que aquí se muestra. Tanto el domo como la molécula son
muy estables. La molécula pertenece a un grupo de alótropos
de carbono bastante organizados llamados fullerenos.
Los fullerenos tienen fórmulas moleculares con
números pares, como C70 y C78. Las moléculas
de algunos fullerenos son esferas huecas y las
de otros son tubos huecos. Las estructuras
de los fullerenos en forma de jaula son muy
flexibles. Después de estrellarlas en placas
de acero a velocidades de 7 000 m/s (cerca
de 16 000 millas/hora), las moléculas de C60
rebotan con su forma original intacta.
Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 32.
Palabras clave
Anión, 117
Catión, 117
Dipolo, 134
Electrolito, 122
Enlace covalente, 121
Enlace covalente coordinado,
129
Enlace covalente no polar, 128
Enlace covalente polar, 129
Enlace electrovalente, 118
Enlace iónico, 117
Enlace metálico, 131
Enlace químico, 114
Iones complejos, 131
Puente de hidrógeno,
Radicales, 131
Regla del octeto, 115
134
Lo que aprendí
1. Escribe en cada enunciado si lo que se presenta se
refiere a:
Enlace iónico
Enlace no polar
Covalente polar
Covalente coordinado
Metálico
Molecular
El volumen del agua es mayor en estado sólido que en
estado líquido, lo cual hace que el hielo flote
______________________________________
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Los átomos comparten electrones pero el par electrónico es proporcionado por uno de ellos
______________________________________
En el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro atrae con
más densidad a los electrones de enlace
______________________________________
Las cargas eléctricas están distribuidas de manera
asimétrica
______________________________________
18/3/08 18:11:04
140
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Se forman cuando hay pérdida o ganancia de electrones entre los átomos
¿Por qué los aniones tienen mayor volumen que los
átomos neutros?
______________________________________
______________________________________
Hace que la temperatura de fusión sea elevada
¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta mejor la
combinación de sodio (Na) con el flúor (F)?
______________________________________
Causa que la temperatura de ebullición de algunos
compuestos sea baja
______________________________________
+
–
–
+
b) Na0 + F0 → Na1 F1
c) Na0 + F0 → Na1 F1
El enlace de electrovalencia es mayor que 50%
Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo
de magnesio convirtiéndose en ion.
______________________________________
______________________________________
Contribuye para que algunos compuestos conduzcan
la energía eléctrica
¿Cuál es la diferencia entre ion complejo y ion radical?
______________________________________
Forma compuestos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 25 a 49%
______________________________________
¿Cuándo se forma un doble enlace? Escribe un ejemplo
______________________________________
______________________________________
¿Por qué no es posible que ocurra la siguiente reacción?
Se forma cuando los electrones periféricos pertenecen
a todos los núcleos
Ar + Ar → Ar2
______________________________________
Es la causa de que algunos elementos sean dúctiles y
maleables
______________________________________
Explica la fuerza de cohesión en los líquidos
______________________________________
Enlace puente de hidrógeno
______________________________________
3. Consulta la tabla de electrovalencias para dar respuesta
a los siguientes ejercicios:
• Encierra con una línea continua las sustancias que en
estado líquido conducen la corriente eléctrica:
NaCl
CO2
NH3
K2S
HCl
CaO
Cu2S
CH4
Cu2O
AlCl3
• Indica el porcentaje de electrovalencia (carácter iónico)
y escribe si el tipo de enlace que forma es covalente no
polar, covalente polar o electrovalente.
%
Enlace
a) C H ______________
______________
¿A qué se llama enlace químico?
b) Li Br ______________
______________
______________________________________
c) S O ______________
______________
2. Contesta brevemente:
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a) Na0 + F0 → Na0F0
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Lo que aprendí
d) C O ______________
______________
k) Cl O ______________
______________
e) Fe O ______________
______________
l) I O ______________
______________
f ) K Cl ______________
______________
g) Mg O ______________
______________
h) H O ______________
______________
i ) N H ______________
______________
j) K F ______________
______________
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141
141
• Representa con estructuras de Lewis los siguientes
agregados atómicos:
a)
CH4
b)
CO2
c)
FeS
d)
Cu2O
e)
Cl2
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