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Enlaces Químicos
Un enlace químico
corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos
iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos
principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces
covalentes coordinados o dativos.
Los enlaces se
producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin
importar el tipo de enlace que se forme. No cualquier electrón puede formar un
enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo).
A estos electrones se les llama electrones de valencia.
- Enlace iónico: Un enlace iónico se puede
definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión
electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento
electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea
la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte será
el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a
través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad
es superior a 1.7.
Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal
de mesa).
Na = Gris; Cl = Verde
Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace
Iónico.
- Enlace Covalente: El enlace covalente es
la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un
electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar
dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace
covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos
compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que
lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0).
Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener
un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde
se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son solubles en
agua y otros solventes polares, entre otras características.. Por su
parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes
apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de
electronegatividad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes
apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de
electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí,
como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro
Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: - a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano.
El color blanco indica una escasez de electrones, de ahi vienen
respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor
densidad electrónica).
 
(a) (b)
|
Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El color blanco denota una escasez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.
(a)
|
(b)
|
Formas de escribir un enlace covalente:
La imágen superior corresponde a lo que se
llama estructuras de Kekulé, mientras que la inferior se
denomina estructuras de Lewis.
Formas de dibujar un enlace covalente en el papel.
- Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica
también como enlace covalente, algunos químicos difieren de llamarlo así
debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace covalente, los dos
átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es por eso
que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque
el par electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo,
el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar
(Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica
importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar
carente de electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón],
el Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace es muy importante para el estudio
de ácidos-bases debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es
aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico y una
base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos
sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias .En
la Imágen (a) y en imágen (b) se pueden ver dos
ejemplos de sustancias con un enlace dativo.
Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo naranja):
a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.
(a)
|
(b)
|
Formas de escribir un enlace dativo: en este caso se usó de ejemplo el ión hidronio. Por lo general se suele utilizar la estructura de Kekulé normal (superior), aunque muchos prefieren usar esa especie de estructura de Kekulé modificada (centro), ya que denota la presencia de un enlace con carácter distinto (en la imágen superior se podría pensar que los 3 enlaces son de la misma naturaleza). La estructura de Lewis (inferior) es poco usual, aún así es muy útil para ver comportamientos de solubilidad o ácido-base.
Formas de
escribir un enlace covalente coordinado en el papel.
Regla del
octeto.
El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.
Los
elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones
con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo
que se conoce como la regla del octeto.
|
Enlace
ionico
Caracteristicas:
- Está
formado por metal + no metal
- No
forma moléculas verdaderas, existe como un agregado
de aniones (iones negativos) y cationes (iones
positivos).
- Los metales
ceden electrones formando por cationes, los no metales
aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces iónicos tienen las
siguientes características:
- Son
sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
- Son
buenos conductores del calor y la electricidad.
- Tienen
altos puntos de fusión y ebullición.
- Son
solubles en solventes polares como el agua
 |
 |
 |
Disposición
de los iones en un cristal de cloruro de sodio
|
Modelo
de esferas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diámetro de un
ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio
|
El
cloruro de sodio es un sólido cristalino de forma cúbica que tiene un punto
de fisiòn de 808 grados C
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FORMACION DE ENLACES IONICOS
Ejm: NaF
Na: metal del grupo IA
|
 |
ENLACE IONICO
|
F: no metal del grupo VIIA
|
Para explicar la formación del enlace escribimos la
configuración electrónica de cada átomo:
11Na:
|
1s2, 2s2, 2p6, 3s1
|
Electrones de valencia
|
= 1
|
9F:
|
1s2
 , 2s2, 2p5 |
Electrones de valencia
|
= 5 +2 = 7
|
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último
nivel seria el 2, y en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un
cation (ion positivo)
|
|
El flúor con 7 electrones de valencia, solo
necesita uno para completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio
se forma un anión (ion negativo)
|
|
La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:
[Na]
|
1+
|
..
[:F:] .. |
1-
|
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA
METAL + NO METAL
|
|
IONICO
|
No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.
:Mg
|
..
:Br: . |
El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada
Br acepta uno para completar el octeto.
|
||||||||
|
|
Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno
de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones
en un nivel más bajo.
Ejercicio: Dibuje la
estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace.
Escribe sobre la línea el nombre del compuesto.
a) K2S _________________________
b) Cs2O ________________________
c) CaI2 _________________________
d) Al2O3 ________________________
Enlace
covalente
Caracteristicas:
- Está
basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni
pierden electrones, COMPARTEN.
- Está
formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
- Pueden
estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los
elementos que se unen.
Las características de los compuestos unidos por
enlaces covalentes son:
- Los
compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la
materia: sólido, liquido o gaseoso.
- Son
malos conductores del calor y la electricidad.
- Tienen
punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
- Son
solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc.,
e insolubles en solventes polares como el agua.
FORMACION
DE ENLACES COVALENTES
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.
..
:Cl: . |
El cloro es un elemento
del grupo VII A.
|
El átomo de cloro solo necesita un electrón para completar
su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón
desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se
representa mediante una línea entre los dos átomos.
..
: Cl .. |
-
|
..
: Cl .. |
La línea roja representa un enlace covalente
sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos átomos.
O2 : La molécula de oxigeno también es
diatómica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es:
..
: O . . |
Al oxigeno le hacen falta dos electrones para
completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos
deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones
disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.
Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los
dos átomos.
..
: O .. |
-
|
..
: O |
Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada átomo
alrededor. Observamos que el oxigeno de la izquierda está completo, mientras
que el derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno
de la izquierda, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y
de esa forma los dos quedan con 8 electrones.
..
: O |
=
|
..
O: |
La molécula queda formada por un enlace covalente
doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.
N2: El nitrógeno, otra molécula diatómica,
está ubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x
2 átomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8
electrones.
..
: N |
-
|
..
N: |
Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones,
por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro átomo
formándose un triple enlace.
: N
|
=
|
N :
|
La molécula queda formada por un enlace covalente triple,
4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3
elementos o más, siempre debe seleccionarse un átomo como central para hacer el
esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas:
|
|
|
|
|
|
Ejms:
CO2 (dióxido de carbono)
TRES NO METALES
|
|
COVALENTE
|
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones=
|
4 electrones
|
O 2 x 6 electrones=
|
12 electrones +
|
16 electrones
|
El carbono es el átomo central, por lo que se gastan
cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.
En esta estructura, ambos oxigenos han completado su
octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se
coloca en el enlace C-O formándose dos dobles enlaces.
La estructura está formada por 2 enlaces covalentes
dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.
[NO3]
|
1-
|
(ion nitrito)
|
Electrones de valencia totales:
N 1 x 5 e- =
|
5
|
|
O 3 x 6 e- =
|
18 +
|
|
23 e-
|
+ 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones
|
El nitrogeno es el átomo central, por lo que se
ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxígenos.
Al nitrogeno le falta un par de electrones, por los
que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble
enlace.
El doble enlace podria colocarse en tres posiciones
distintas, pero la mas correcta es la central por ser mas simetrica.
Tipos de enlaces covalentes
Los enlaces covalentes se clasifican en:
- COVALENTES
POLARES
- COVALENTES
NO POLARES
- COVALENTES
COORDINADO
Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra
los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta
valor para los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla
periódica.
La
diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un
enlace.
|
Cuando se enlazan dos átomos iguales, con
la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es
covalente no polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos
átomos.
El criterio que se sigue
para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegatividad,
en términos, generales es el siguiente:
Diferencia de electronegatividad
|
Tipos de enlace
|
Menor o igual a 0.4
|
Covalente no polar
|
De 0.5 a 1.7
|
Covalente polar
|
Mayor de 1.7
|
Iónico
|
Casi todos los compuestos
contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de
lo covalente no polar y lo iónico puro.
|
Por tanto, en el enlace covalente polar los
electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un
extremo de la molécula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente
negativo. Esto se indica con la letra griega delta (d).
Ejemplo: La molécula de HCl.
Atomos
|
H
|
Cl
|
Electronegatividad
|
2.2
|
3.0
|
Diferencia de
electronegatividad
|
3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo
tanto el enlace es covalente polar.
|
|
d+ d-
H – Cl
El átomo más electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso el hidrógeno la carga parcial positiva.
Ejercicio
resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los
siguientes enlaces como polar, no polar o iónico.
Enlace
|
Electronegatividades
|
Diferencia de electronegatividad
|
Tipo de enlace
|
|
N -O
|
3.0
|
3.5
|
3.5 - 3.0 = 0.5
|
Polar
|
Na -Cl
|
0.9
|
3.0
|
3.0 - 0.9 = 2.1
|
Ionico
|
H - P
|
2.1
|
2.1
|
2.1 - 2.1 = 0
|
No polar
|
As -O
|
2.0
|
3.5
|
3.5 - 2.0 = 1.5
|
Polar
|
Observe
que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no
tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.
|
Enlace
covalente coordinado.-
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:
Se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo átomo. Ejemplo:
Para el ion amonio
|
|
tres de los enlaces son covalentes típicos, pero
en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno,
por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.
|
Un enlace covalente coordinado en nada se puede
distinguir de un covalente típico, ya que las características del enlace no se
modifican.
Ejercicios propuestos de enlaces.-
I. En los siguientes compuestos, identifique el
tipo de enlace.
1) HNO3
|
2) MgBr2
|
3) H3PO4
|
4) HCN
|
5) Al2O3
|
II. Complete la siguiente tabla.
Enlace
|
Electronegatividades
|
Cargas parciales
(solo en covalentes polares) |
Tipo de enlace |
|||
-----
|
-----
|
Diferencia.
|
d+
|
d-
|
||
C - O
|
||||||
Ca - F
|
||||||
N - H
|
||||||
Br - Br
|
||||||
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