UNIVERSIDAD DON BOSCO DEPTO. DE CIENCIAS BASICAS

UNIVERSIDAD DON BOSCO
DEPTO. DE CIENCIAS BASICAS
QUIMICA GENERAL Y QUÍMICA I
CICLO I-2009
DISCUSIÓN DE PROBLEMAS No. 3
UNIDAD 3:
ENLACE QUÍMICO
OBJETIVOS: Al resolver esta discusión de problemas, el estudiante:
 Diferenciarán entre los diversos tipos de enlaces interatómicos: iónico, covalente no polar, covalente polar,
covalente dativo y covalente múltiple.
 Explicará los enlaces por medio de la estructura de Lewis.
 Formará compuestos ionicos binarios.
 Utilizando una tabla de electronegatividades, determinara el tipo de enlace interatómico presente en la molécula.
 En una molécula determinará el número de enlaces sigma y pi.
 De un listado de compuestos diferenciará los enlaces intermoleculares: puente de hidrógeno y fuerzas de Van der
Waals.
 Diferenciará las funciones químicas inorgánicas.
 Escribirá la fórmula de compuestos químicos, utilizando la tabla de valencias.
1.
2.
Establecer la diferencia que existe entre:
a) Enlace iónico y covalente.
c) Enlace simple, doble y triple.
e) Molécula polar y apolar
g) Enlace covalente polar y dativo
i) Enlace interatómico e intermolecular
k) sal oxisal y sal haloidea
m) ácido oxácido y ácido hidrácido
b) Orbital atómico y molecular
d) Enlace polar y no polar
f) Enlace sigma y pi
h) Valencia y número de oxidación
j) Compuesto iónico y covalente
l) óxido básico y óxido ácido
n) hidruro iónico e hidruro molecular
Determine si cada una de las proposiciones es cierta o falsa. JUSTIFIQUE LAS FALSAS.
a) Los compuestos iónicos presentan elevadas propiedades físicas como producto de
elevadas fuerzas de atracción entre los iones.
______
b) En un enlace covalente se compartan electrones entre átomos de igual o
cercana electronegatividad
______
c) Entre enlaces sigma y pi; los sigma se forman primero y son los que determinan
la forma de la molécula.
______
d) Los enlaces Pi no son tan fuertes como los sigma, pero afectan la forma de
la molécula.
______
e) Un enlace covalente triple es aquel en que los tres átomos comparten un
par de electrones.
______
f) Los elementos IA y IIA pierden electrones “s” en sus reacciones para formar iones
monoatómicos +1 y +2; el aluminio pierde 2 electrones “s” y un electrón “p” para
formar el ión Aluminio +3.
______
g) Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces simples por el aumento de
la densidad electrónica, razón por la cual los múltiples son menos reactivos.
______
h) Los no metales presentan número de oxidación positivo cuando se unen a
elementos más electronegativos.
1
______
i) Si al formar un enlace se transfieren tres electrones, se establece un enlace
iónico múltiple.
______
j) Los metales son conductores porque poseen electrones deslocalizados
________
k) El enlace por puente de hidrógeno se da en las moléculas que contienen
hidrógeno y los elementos más electronegativos.
________
l) Las fuerzas de Van der Waals son mas fuertes que los enlaces por puente de
hidrógeno.
_________
3.
Determinar el número de enlaces sigma y de tipo “pi” que se forman en cada una
de las estructuras siguientes:
a) N  N
b) H2C = CH2
c) O = C = O
d) O – N = O
e) O = O
f) H – C  N
4.
Con base en la tabla de electronegatividades (página 83 del manual de laboratorio) y dados los
siguientes enlaces:
Al – S
P – Cl
Mg - Cl
K–F
H–H
Na - Cl
P–O
Li – S
Cl – Cl
Na – Br
S–O
4.1)
Ordenarlos en forma creciente respecto a su carácter polar
4.2)
En cuales prevalece el carácter iónico.
4.3)
Cuáles son NO POLARES.
5. De los compuestos siguientes, clasificar como polares o no polares:
a) H2O
b) CF4
c) Br2
d) F2
e) CO2
K – Br
f) NH3
6. Conteste en forma breve y correcta.
6.1 ¿Qué tipo de elementos participan en la formación de un enlace iónico?
6.2 ¿Qué tipo de elementos forman enlaces covalentes, preferentemente?
6.3 ¿Qué propiedad de los elementos define la polaridad de un enlace?
6.4 Escriba la capa de valencia para los elementos del grupo 1 A, grupo 2 A. y 3A
7. Escriba las estructuras de lewis de los siguientes compuestos:
a) Na2O
b) Ca Cl2
c) NH3
d) CO2
e) CH4
f) H2 O
8. Indicar el tipo de fuerza intermolecular que existe entre los siguientes pares de compuestos.
a) HBr y H2S
b) I2 y NO3c) NH3 y C6H6
9- ¿Cuáles son los elementos que pueden formar puente de hidrógeno?
10. ¿Cuáles de las siguientes especies pueden unirse entre si por puente de hidrógeno?
a) C2H6
b) HI
c) KF
d) BeH2
e) CH3COOH
2
11. ¿Cuáles de los siguientes compuestos pueden formar puentes de hidrógeno con el agua?
a) CH3OCH3
b) CH4
c) Fd) HCOOH
e) Na+
12. Escriba un concepto y dos fórmulas de compuestos, de cada función química. (Ver resumen de
funciones químicas inorgánicas)
8.1 Oxido ácido
8.2 Acido oxácido
8.3 Oxido bácico
8.4 Acido hidrácido
8.5 Hidróxido
8.6 Hidruro metálico
8.7 Hidruro molecular
8.8 Hidruro iónico
8.9 Sal haloidea
8.10 Sal oxisal
13. Completar, escribiendo el compuesto formado, en el siguiente cuadro resumen
METAL IA
LITIO (Li)
OXIDOS
HIDROXIDOS
HIDRUROS
SODIO (Na)
POTASIO (K)
RUBIDIO (Rb)
CESIO (Cs)
14- Completar, escribiendo el compuesto formado, en el siguiente cuadro resumen
METAL 2A
BERILIO (Be)
OXIDOS
HIDROXIDOS
HIDRUROS
MAGNESIO Mg)
CALCIO (Ca)
ESTRONCIO (Sr)
BARIO (Ba)
PARA LOS SGUIENTES PUNTOS, UTILICE LA TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN
(VALENCIAS) Y LA TABLA DE LOS RADICALES DE ÁCIDOS.
15. Escribir la fórmula de cada uno de los hidruros moleculares que forman los elementos siguientes:
(Use tabla de números de oxidación)
a) Halógenos
b) Boro
c) Azufre
d) Fósforo III
e) Arsénico
f) Oxígeno
g) Teluro
16. Escribir la fórmula para todos los hidróxidos posibles de:
a) Hierro
b) Plomo
d) Cobre
e) Mercurio.
3
h) Selenio.
c) Estaño
f) Níquel.
17. Escribir la fórmula de cada uno de los óxidos posibles de los elementos:
a) Azufre
b) Cobre
c) Cloro
d) Oro
18. Escriba la fórmula del compuesto formado a partir de cada uno de los siguientes pares de iones:
a) Al+3 y N-3
b) V+5 y O-2
c) Fe+3 y (OH)-
d) (NH)4+ y S-2
e) Fe+3 y (SO4)-2
f) Na+ y NO3
g) Ag+3 y (CO3)-2
h) K+ y MnO4-
i) Zn+2 y PO4-3
j) H+ y SO4-2
MATERIAL DE APOYO
ENLACES QUIMICOS
ENLACE QUÍMICO. Es la fuerza de unión entre átomos o entre moléculas. La unión interatómica puede
ser: iónica, covalente y metálica; los enlaces intermoleculares son esencialmente; puente de
hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.
1. ENLACE IONICO. Se establece por transferencia total de electrones y se da entre átomos de alejada
electronegatividad (Metales y no metales). Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados
negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Los iones cargados de manera opuesta se
atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico. Los
compuestos que poseen enlaces iónicos generalmente tienen propiedades físicas elevadas, son
solubles en agua, insolubles en solventes orgánicos, cristalinos, conducen la electricidad en estado
líquido o en solución acuosa. Los enlaces iónicos más fuertes se establecen entre las familias IA, IIA con
los elementos de las familias VI A y VIIA.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la izquierda) pierde su única
valencia de electrones al cloro (a la
derecha),
resultando en
un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro
cargado negativamente (derecha).
4
2. ENLACE COVALENTE
Este enlace se tipifica porque dos átomos comparten un par de electrones, es característico de los no
metales y generalmente conlleva a la formación de moléculas. Los átomos que participan pueden ser de
igual o diferente naturaleza. Se clasifica en simple, múltiple, normal, dativo, puro y polar.
Enlace simple: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace
covalente (un par de electrones)
Enlace Múltiple: Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando
enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia)
necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de
oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos
enlaces covalentes
Enlace covalente puro o no polar es el que se da entre átomos de igual naturaleza; La
molécula H2 es un buen ejemplo del enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2
tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan
son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar.
Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar;
otro ejemplo es el enlace entre dos átomos de cloro para formar Cl2.
Enlace covalente polar. Si los átomos que se enlazan son diferentes (electronegatividades
distintas) se forma un enlace polar. La polaridad va a depender de la diferencia de las
electronegatividades de cada elemento: a mayor diferencia, el enlace es más polar.
Enlace covalente dativo. Es cuando el par de electrones par realizar en enlace es
proporcionado por un elemento.
3. ENLACE METÁLICO. Este tipo de enlace se caracteriza porque los electrones de valencia son
comunes a todos los átomos. Debido al carácter electropositivo de los metales, los electrones se
hallan en completa deslocalización y movimiento infinito, por lo que los metales se caracterizan en su
capacidad para conducir el calor y la electricidad; además son lustrosos, maleables, dúctiles, de
carácter alcalino, reaccionan con ácidos liberando hidrógeno. En los metales los electrones de
valencia envuelven a los núcleos en una nube electrónica permanentemente deslocalizada.
4. PUENTE DE HIDRÓGENO. Es un enlace intermolecular. Se establece entre moléculas que tiene en
su estructura “H” y cualquiera de los átomos F-O-N. es un tipo de atracción electrostática y tiene como
condición indispensable, que exista un enlace directo entre el hidrógeno y el átomo en consideración.
Entre las consecuencias directas del puente de hidrógeno se pueden mencionar: polaridad molecular,
formación de redes moleculares, elevación del punto de ebullición, fijación de macromoléculas y
solubilidad en agua.
5. FUERZAS DE VAN DER WAALS. Es un tipo de atracción entre dipolos permanentes y/o inducidos.
Es el más débil de todos y puede resultar de las siguientes interacciones: dipolo – dipolo, dipolo –
dipolo inducido y dipolos inducidos. Estas interacciones no son profundas, no implican solapamientos
electrónicos y se caracterizan por ser momentáneas, superficiales y de corto alcance. Las sustancias
que lo poseen, generalmente tienen bajos puntos de fusión y ebullición, los líquidos son volátiles y los
sólidos generalmente son blandos y de consistencia cerosa; algunos de ellos subliman.
5
CUADRO RESUMEN ENLACE QUÍMICO
TIPO DE
ENLACE
Naturaleza
del enlace
Fuerte
atracción
electrostática
entre iones
Condiciones
generales de
formación del
enlace
Propiedades de
las sustancias
asociadas al
Ejemplos
tipo de enlace
Puntos de fusión
y ebullición
elevados.
Conductores en
1. IONICO
estado líquido y
en solución
acuosa
Se da por
Compartimiento de
Puntos de fusión
Compartimien uno, dos o tres pares elevados.
to de pares
de electrones
Cuerpos duros.
de electrones formando enlaces
Insolubles en
sencillos, dobles o
casi todos los
triples. Se forma
solventes.
2. COVALENTE
entre átomos de no
Generalmente,
metales con
mal conductor
electronegatividades del calor y la
iguales o diferentes. electricidad
3. METÁLICO
4. PUENTE DE
HIDRÓGENO
(Dipolo-Dipolo)
5. DIPOLODIPOLO
INDUCIDO
6. FUERZAS
DE
DISPERSIÓN
Transferencia total de
electrones entre
átomos metálicos y
no metálicos de
amplia diferencia de
electronegatividad
Atracciones
entre iones de
metal y la
nube
electrónica.
Se unen por la
atracción entre las
cargas positivas de
los iones metálicos y
las cargas negativas
de los electrones
móviles.
Son fuerzas
electrostáticas
entre
moléculas
Son fuerzas
entre
moléculas.
Se da entre
moléculas formadas
por Hidrógeno y
alguno de los
elementos del grupo
F. O. N.
Se da entre una
molécula polar y otra
no polar
Son fuerzas
entre
moléculas.
Existe entre
moléculas no
polares.
Blando a duro.
Dúctiles y
maleables.
Punto de fusión
alto o bajo.
Buen conductor
del calor y
electricidad.
Entre moléculas
polares
Explica la
solubilidad de no
polares en agua
Es la fuerza de
atracción más
débil.
6
NaCl
CaH2
SrBr2
KI, MgO
C (diamante)
SiO2 (cuarzo)
Todos los
elementos
metálicos
Ejemplos: Na
Mg, Fe, Cu,
etc
H2O --- H2O
HF ---- HF
NH3 ----NH3
Carbohidratos
y
Proteínas.
H2O ---- I2
I2 --- I2
O2 --- O2
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para
representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento
del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Las estructuras de Lewis para los
elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica se muestran a continuación.
Las Estructuras de Puntos de Lewis
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los
electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de
puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Las estructuras de Lewis
para el H2 y el O2 son:
H2 H:H
H-H
or
O2
7
FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
FUNCIÓN QUÍMICA:
Grupo de sustancias que poseen comportamiento físico y químico
semejantes.
GRUPO FUNCIONAL:
Átomo o grupo de átomos responsable del comportamiento
de una sustancia.
ÓXIDO
:
Son compuestos binarios formados al combinar el oxigeno
con un elemento.
ÓXIDO ÁCIDO
:
Combinaciones binarias de un NO METAL con oxígeno. Se
les conoce como anhídridos.
ÓXIDO BÁSICO
:
Combinación de un METAL con oxigeno, forma bases al
disolverse en agua.
HIDRURO
:
Son compuestos binarios que resultan de la combinación del
hidrógeno con un elemento.
HIDRURO IÓNICO
:
Son las combinaciones del hidrogeno con los metales del grupo 1 A y 2A
HIDRURO METÁLICO:
Combinación del hidrógeno con los metales de transición.
HIDRURO MOLECULAR:
Son compuestos binários formado por hidrogeno com un no metal o
semi metal. Se nombran como halogenuros de hidrogeno.
BASE O HIDRÓXIDO:
Son compuestos ternarios que contienen hidrógeno, oxígeno y un metal.
ÁCIDO HIDRÁCIDO:
Son las soluciones acuosas de hidruros moleculares.
ÁCIDO OXÁCIDO
:
Son compuestos ternários que resultan de la combinación de un óxido
ácido con agua.
SALES
:
Son los compuestos que resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido.
Son producto de la reacción entre ácidos y bases.
SAL HALOIDEA
:
Si proviene de un ácido hidrácido
SAL OXISAL
:
Si se origina de un ácido oxácido.
8
SÍMBOLOS Y NUMEROS DE OXIDACION (VALENCIAS) DE LOS ELEMENTOS MÁS FRECUENTES
NO METALES
Elementos
Hidrógeno
Flúor
Cloro
Bromo
Yodo
Oxígeno
Azufre
Selenio
Teluro
Nitrógeno
Fósforo
Arsénico
Antimonio
Boro
Carbono
Silicio
METALES
Símbolos
Valencias
H
F
Cl
Br
I
O
S
Se
Te
N
P
As
Sb
B
C
Si
1
Elementos
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Amonio
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Bario
Radio
Cinc
Cadmio
Cobre
Mercurio
Aluminio
Oro
Hierro
Cobalto
Níquel
Estaño
Plomo
Platino
Iridio
Bismuto
Cromo
Manganeso
1,3,5,7
2
2,4,6
1,3,5
3,5
3
2,4
9
Símbolos
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
+
NH4
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Zn
Cd
Cu
Hg
Al
Au
Fe
Co
Ni
Sn
Pb
Pt
Ir
Bi
Cr
Mn
Valencias
1
2
1,2
3
1,3
2,3
2,4
3, 5*
2,3, 6*
2,3,4, 4*,6*,7*
RADICALES DE ÁCIDO
FÓRMULA
NOMBRE
FÓRMULA
NOMBRE
Cromato
Acetato
CrO4-2
HCO3-
Bicarbonato
Cr2O7-2
Dicromato
CO3-2
Carbonato
Cl-
Cloruro
HCO2-
Bicarbonito
F-
Fluoruro
CO2-2
Carbonito
Br-
Bromuro
OCN-
Cianato
I-
Yoduro
HSO4-
Bisulfato
ClO3-
Clorato
HSO3-
Bisulfito
ClO4-
Perclorato
SO4-2
Sulfato
ClO2-
Clorito
SO3-2
Sulfito
ClO-
Hipoclorito
PO4-3
Fosfato
SO2-2
Hiposulfito
HPO4-2
Bifosfato
MnO4-
Permanganato
OH-
Hidroxilo
OBr-
Hipodromito
CN-
Cianuro
BrO3-
Bromato
C2O4-2
Oxalato
IO3-
Yodato
SCN-
Tiocianato
PO3-3
Fosfito
NO3-
Nitrato
AsO4-2
Arseniato
NO2-
Nitrito
O-2
Óxido
HC2O4-
Bioxalato
S2O3-2
Tiosulfato
S-2
Sulfuro
HS-
Bisulfuro
N-3
Nitruro
IO-
Hipoyodito
CH3COO
-
10