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Departamento de Ciencias y Tecnología Subsector: Química

Profesor: Carlos Donoso E. Nivel: Primer año Medio Año: MMXII

Guía de Apoyo nº6: Teoría Atómica

Enlace Químico y Geometría Molecular

Definición: El enlace químico es la forma en que se unen los átomos cuando forman

una molécula. Profundizando el concepto, podríamos decir que el enlace químico es la fuerza

responsable de la unión estable entre iones, átomos o moléculas que forman las sustancias.

Los enlaces químicos podemos clasificarlos en forma general en dos tipos: aquellos que

ocurren al interior de una misma molécula, llamados intramoleculares y los que

involucran moléculas diferentes entre sí, llamados intermoleculares.

Objetivos:

1.- Comprenden la importancia del enlace químico y justificar la existencia de distintas clases de enlaces. 2.- Relacionar las propiedades de los compuestos iónicos con las características del enlace iónico. 3.- Conocer la naturaleza del enlace covalente 4.- Utilizar el procedimiento adecuado para presentar las estructuras de Lewis 5.- Utilizar el método de repulsión de pares de electrones para deducir las formulas geométricas de distintas moléculas y iones.

6.- Conocer las propiedades de los metales y los modelos más conocidos de enlace metálico.

31 Configuración de Lewis1

La configuración de Lewis es una manera de representar los electrones más

externos de los átomos de cualquier elemento. Fundamentalmente se representan aquellos que pertenecen al último período, es decir, los electrones de valencia.

La forma de representarlos es muy sencilla, ya que se usan puntos, formando parejas y

puntos separados, alrededor del símbolo del elemento químico.

Es necesario en primer lugar, escribir la configuración del elemento, destacando la distribución de los electrones de ese último nivel.

Ejemplo: Tomemos al Aluminio (13Al): 1s22s22p63s23p1

En su último nivel: 3s23p1, hay 3 electrones que se distribuyen como sigue:

Llamaremos electrones apareados o antienlazantes, a aquellos electrones que forman

parejas, como por ejemplo, los que aparecen el el orbital 3s, del esquema anterior. Llamaremos electrones desapareados o enlazantes a aquellos electrones que se

encuentran solos ocupando algún orbital.

Entonces, representaremos los dos electrones juntos y el electrón separado, para al

Aluminio, de la siguiente manera:

Nota: No hay ninguna restricción para la ubicación de los puntos alrededor del símbolo

del elemento.

Veamos otro ejemplo: el Nitrógeno (7N): 1s22s22p3

El último nivel es: 2s22p3, por lo tanto, la distribución de esos 5 electrones, en el último nivel será

De esa forma, la configuración de Lewis para el Nitrógeno es:

1 Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Este químico estadounidense hizo muchas contribuciones importantes en las áreas del enlace químico, la termodinámica, los ácidos y las bases y la espectroscopia. A pesar de la relevancia de su trabajo, Lewis no fue compensado con el Premio Nobel de Química.

32 Regla del dueto y del octeto

Si hacemos la configuración de Lewis de los gases nobles, encontraremos lo

siguiente:

Al observar la configuración de Lewis para cada uno de ellos, vemos que en el caso

del Helio, presenta dos electrones apareados, mientras que para los demás, ocho electrones, en cuatro parejas.

Esto es importante dado que los gases nobles son sinónimo de estabilidad para los

elementos en la tabla periódica. Todos los elementos buscan parecerse a ellos, cediendo o captando electrones. Por lo tanto, no es extraño entender que para la formación de

enlace químico buscarán quedar rodeados por dos (en el caso de los enlaces formados por los elementos de Z más bajo) y por ocho en los demás. Esta última distribución de

electrones debe ser cumplida por los elementos del segundo periodo, pero desde el tercer periodo en adelante puede ser superada en número (a esto se denomina octeto

extendido). Hay que indicar que los elementos del grupo III-A, no alcanzan a cumplir con la regla del octeto y los compuestos que ellos forman presentarán propiedades

interesantes producto de esta falta.

Enlace Iónico

Se produce principalmente entre dos elementos con las siguientes características: uno de ellos presenta una muy baja electronegatividad, vale decir una

tendencia muy baja a captar electrones, por lo tanto, desea deshacerse de ellos. Por otro lado, el otro elemento tiene una muy alta electronegatividad, es decir tiene una muy alta

tendencia a captar electrones.

En general podemos decir, que este tipo de enlace se da entre elementos del Grupo I-A y II-A, con los del Grupo VI-A y VII-A, de la tabla periódica.

I-A II-A VI-A VII-A Li Be O F

Na Mg S Cl

K Ca Se Br

Rb Sr Te I

Cs Ba

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Propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:

Se presentan en estado sólido. Generalmente forman ordenaciones que suelen denominarse redes cristalinas. Presentan diferentes grados de dureza.

Poseen puntos de fusión y ebullición altos.

Son solubles en disolventes polares como el agua

En solución acuosa forman especies cargadas (iones positivos y negativos)

Presentan conductividad eléctrica, tanto en solución acuosa como en estado fundido

Disociación de compuestos iónicos

Si un compuesto iónico se disuelve en agua, éste se separará en sus átomos constitutivos. Pero, como ellos, para formar el enlace, deben estar en su forma iónica,

entonces se encontrarán como esas especies atómicas: cationes y aniones. Por ejemplo:

ClNaNaCl OH2

2OH

2 SK2SK 2

Cl3FeFeCl 3OH

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En forma general, diremos

nmOH

mn mXnMXM 2

Solvatación El proceso de solubilización de un compuesto iónico se produce

porque el agua realiza un proceso llamado solvatación, en que el agua como compuesto

polar rodea a cada ión, lo estabiliza y lo separa del contrario.

La molécula de agua, es una molécula polar. La importante diferencia de electronegatividades entre el hidrógeno y el oxígeno,

hace que los electrones que forman el enlace (enlace de tipo covalente), estén más cercanos al oxígeno y más alejados del

hidrógeno, de manera que generan, cargas aparentes positivas y

negativas, que se representan por δ+ o δ-.

De esta manera, las moléculas de agua se orientarán espacialmente

acercando su cara o lado positivo al anión y su cara o lado negativo, al catión. Forman

verdaderas esferas alrededor de cada ion, conocidas como esferas de solvatación. Esquemáticamente lo podemos representar como sigue:

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Enlace covalentes

Existen otras sustancias que están constituidas por átomos neutros unidos por un tipo de enlace distinto al iónico: el enlace covalente. Los átomos enlazados de esta

forma suelen constituir entidades discretas que denominamos moléculas.

En el caso de la formación de un enlace covalente, los átomos que participan en él,

tienen electronegatividades semejantes. Por lo tanto, no puede haber donación y recepción de electrones. Vale decir, no habrá un átomo que ceda su electrón y otro que lo

capte, formando de esa manera iones. Por el contrario, la única salida posible es la compartición de electrones, es decir, los electrones de valencia, fundamentalmente los

desapareados o enlazantes, de cada uno, son compartidos por ambos átomos.

Podemos dar una definición más resumida diciendo que el enlace covalente

consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. Ejemplo:

El Flúor forma una molécula diatómica que se mantiene unida por un enlace covalente. Veamos

La configuración del Flúor (9F) es 1s22s22p5. El último nivel tiene 2s22p5, luego la

distribución de los electrones en el último nivel es

Y la representación por configuración de Lewis será

De esta manera, ambos flúor van a compartir el electrón desapareado, formando un enlace covalente

Importante: al contar la cantidad de electrones de cada átomo de Flúor, veremos que cumple con la regla del octeto. Es decir, cada átomo está rodeado por 8 electrones.

35 Una forma de representar el enlace es, trazando una línea que una los dos electrones. De

esta manera:

Esta unión covalente la llamaremos enlace covalente simple.

La compartición de dos pares de electrones entre dos átomos se denomina enlace

doble, mientras que la compartición de tres pares de electrones se denomina enlace triple. Veamos algunos ejemplos

El Carbono (6C), tiene la siguiente configuración electrónica: 1s22s22p2 y la del Oxígeno

(8O): 1s22s22p4. Usaremos la configuración del nitrógeno, que ya fue mostrada más arriba.

La representación de los electrones del último nivel, así como la configuración de Lewis

para todos ellos es

Entonces, podemos formar los siguientes compuestos covalentes: CO, CO2, N2.

Estructura de Lewis de las moléculas poliatómicas

La confección de las estructuras de Lewis de una molécula poliatómica requiere un proceso sencillo a partir de la configuración electrónica de los átomos que participan.

El átomo central suele ser el elemento más electronegativo, es decir, el que necesita más electrones para completar su nivel de valencia.

36 Ejemplo: Determinemos la estructura de la molécula del ácido nítrico HNO3.

a.- Comenzamos por designar el átomo central, el nitrógeno, y colocar alrededor de él los

átomos de oxígeno. Luego, a uno de estos últimos se enlazará el hidrógeno.

b.- Previamente hemos determinado la configuración de Lewis para cada uno de ellos y

completamos el diagrama anterior incorporando esos electrones y ubicándolos de tal manera que se de la posibilidad de la formación de los enlaces. No olvidar que cada

enlace está formado por un electrón aportado por cada átomo.

c.- Una vez determinada la distribución de los átomos en la molécula, los tipos de enlace y los pares no enlazantes, podemos representar el resultado de cualquiera de las

siguientes maneras:

Enlace covalente dativo o coordinado o semipolar

En ciertos casos la compartición de electrones se realiza de tal modo que sólo uno

de los átomos aporta los electrones de enlace. Se conoce entonces como enlace coordinado, dativo o semipolar. Una de las razones para que este enlace se presente

entre dos átomos es que uno de ellos no tenga suficientes electrones para cumplir con la regla del octeto. El otro átomo, que tiene que tener su octeto completo, le entrega

electrones para que pueda cumplirlo.

Cuando se desea resaltar esta unión, se reemplaza la línea que representa al enlace por una flecha dirigida desde el dador al aceptor de electrones.

Ejemplo: las moléculas de SO2, SO3 tienen estas estructuras. Así también se presentan en la formación del ion hidronio (H3O+), del ion amonio (NH4

+) y la reacción entre ácidos

de Lewis (Ejemplo: AlCl3, BF3) y bases de Lewis (Ejemplo: NH3), entre otros.

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;

Propiedades de los compuestos covalentes

El enlace tipo covalente se produce entre elementos que presentan

electronegatividades semejantes, llamados también elementos no metálicos (Oxígeno, Carbono, Hidrógeno, Nitrógeno, etc.)

Si los dos átomos del enlace son idénticos o tienen electronegatividades similares, se dice que el enlace es covalente apolar (no polar). Si los átomos enlazados tienen

electronegatividades diferentes, los electrones no son compartidos por igual entre los dos

átomos y el enlace es considerado covalente polar. Entre las propiedades de esta clase de compuestos se tiene:

Los compuestos covalentes suelen presentarse en los tres estados de la materia,

por lo tanto, sus puntos de fusión y ebullición no son muy elevados.

Todos los gases que conocemos con covalentes (excepto los gases nobles) y todos

los líquidos conocidos son covalentes, con la excepción del metal líquido Mercurio.

La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes apolares.

Son malos conductores de la electricidad, incluso aislantes de ésta.

Excepcionalmente, los sólidos covalentes macromoleculares tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores del calor y la electricidad y, en

general, insolubles.

Momento dipolar

Como sabemos, en el enlace polar uno de los dos átomos, por ser más electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida. Ejemplo: La molécula del ácido clorhídrico HCl

La polaridad de un enlace puede medirse evaluando su carácter iónico parcial a partir de la diferencia de electronegatividad de los dos elementos.

El carácter iónico parcial de un elemento aumenta con la diferencia de electronegatividad de los elementos enlazados.

La medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se hace mediante la magnitud denominada momento dipolar.

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El momento dipolar es una magnitud vectorial cuyo módulo se define como el

producto de la distancia d que separa las dos cargas de igual magnitud y de signo

contrario por el valor absoluto Q de una de estas cargas. Su sentido es desde la carga positiva a la negativa.

Q d

La unidad de es el debye, D, siendo 1D = 3.34·10-30 [C·m]

Enlace metálico

Los elementos metálicos que constituyen la mayoría de los elementos conocidos,

presentan unas propiedades físicas características, muy diferentes de las propiedades de las sustancias iónicas o de las covalentes. Ello es debido al tipo de enlace entre sus

átomos: el enlace metálico.

El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas

A temperatura y presión ambiente, los metales se presentan formando cristales que suelen pertenecer a uno de estos tres tipos de estructura: cúbica centrada en el cuerpo,

cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.

Para explicar en qué consiste el enlace metálico, hay dos teorías. Una de las primeras

intentó explicar las características del enlace metálico imaginando que los electrones más externos del metal se comportaban como una nube de electrones. La otra teoría,

más moderna, utiliza los conocimientos de la mecánica cuántica para explicar cómo se produce el enlace. La primera se denomina modelo de la nube electrónica y la segunda

corresponde a la modelo de bandas. Modelo de la nube electrónica

La red cristalina metálica está formada por iones del metal, es decir, átomos que han cedido sus electrones de valencia. Estos están deslocalizados en el conjunto del

cristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de huecos existentes entre los iones; constituyen la denominada nube electrónica.

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La estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y la nube de electrones deslocalizados.

Modelo de Bandas

La aplicación de la mecánica cuántica al modelo de nube electrónica proporcionó un nuevo modelo, el modelo de bandas, que interpreta la conductividad eléctrica de los

metales de manera interesante.

Supongamos, por ejemplo, un cristal de magnesio que contiene un mol de átomos, es decir NA átomos (NA es el número de Avogadro), o lo que es lo mismo 6.02·1023 átomos de

magnesio.

Si interaccionan NA orbitales 3s, se producirán NA orbitales moleculares (un orbital

molecular es la unión de dos orbitales atómicos). Estos tienen valores de energía muy próximos y forman una banda de energía. En el caso del magnesio, esta banda está

llena, ya que el mol de átomos proporcionó 2·NA electrones de valencia, todos los que puede admitir dicha banda.

Pero los 3 orbitales atómicos 3p, vacíos, también

interaccionan y forman una banda de 3·NA orbitales

moleculares. Como los orbitales atómicos 3s y 3p tienen

energías próximas, las bandas

formadas contienen 4·NA orbitales y sólo 2·NA electrones,

se superponen.

Al aplicar un campo eléctrico, los electrones de la banda llena

3s saltan a orbitales vacantes

de la banda vacía 3p, que se constituye en banda

conductora.

40 Así, según el grado de llenado de las bandas de valencia y su diferencia energética,

podemos encontrar tres situaciones: metales conductores, metales semiconductores y aislantes.

Metales

Conductores

Poseen bandas de valencia parcialmente llenas o llenas superpuestas a bandas vacías. En ambos casos se necesita muy

poca energía para que los electrones de los orbitales llenos salten a

orbitales vacíos más energéticos. Estos electrones pueden moverse por todo el metal constituyéndola corriente eléctrica. Es el caso,

por ejemplo, del magnesio.

Metales Semiconductores

Tienen bandas de valencia llenas que no se superponen a las bandas vacías. Pero la diferencia energética es tan pequeña que

basta una mínima elevación de la temperatura para excitar los

electrones de más energía a la banda de conducción vacía. Así sucede, por ejemplo, en el silicio y el germanio.

Aislantes

La diferencia de energía entre las bandas de valencia llena o

parcialmente llena y las vacías es tan grande, por lo que el paso de los electrones de una a otra no es posible.

Propiedades de los metales

Los metales muestran unas propiedades características diferentes de las que

aparecen en los compuestos iónicos y en las sustancias covalentes. Esto es consecuencia de su peculiar tipo de enlace.

Entre estas propiedades pueden destacarse las siguientes:

Puntos de fusión y ebullición elevados, en general, siendo especialmente altos en los metales de transición y bastantes más bajos en los metales alcalinos y

alcalinotérreos.

Alta conductividad eléctrica en estado sólido, por lo que se denominan conductores de primera especie. Ello se debe a la movilidad de sus electrones de

valencia. Alta conductividad térmica.

Buenas propiedades mecánicas, como ductilidad, maleabilidad y tenacidad, tanto de los metales puros como de sus aleaciones. A causa de estas propiedades sus

aplicaciones técnicas son variadísimas. La densidad es, en general, elevada, especialmente en los metales de transición,

como consecuencia de sus estructuras compactas.

Estereoquímica

Es la parte de la química que se preocupa de la forma tridimensional de las moléculas.

Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica definida

que depende de la posición que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras de

Lewis no describen por sí mismas estas formas pero pueden determinarse con gran aproximación a partir de dichas estructuras mediante el método de repulsión de pares

de electrones del nivel de valencia, RPENV.

Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de tal modo que se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre

ellos sean las mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular.

41 Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes

Designaremos con la letra A, al átomo central de la molécula, y con la letra B, los

átomos que se enlazarán al átomo central.

Tipo de molécula

Molécula Pares

enlazantes

Ángulo de

enlace

Forma Geométrica

Nombre de La geometría

AB2 BeCl2 2 180°

Lineal

AB3 BF3 3 120°

Trigonal plana

AB4 CH4 4 109.5°

Tetraédrica

AB5 PCl5 5 90° y

120°

Bipirámide

trigonal

AB6 SF6 6 90°

Octaédrica

Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres

En este tipo de moléculas, los pares libres no forman enlaces, pero ocupan un

lugar en el espacio alrededor del átomo central, que debe tomarse en consideración para determinar la geometría de la molécula. Vamos a identificar la cantidad de pares no

enlazantes, usando la letra E.

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Tipo de

molécula

Molécula Pares

enlazantes

Pares no

enlazantes

Distribución de los pares

enlazantes y

no enlazantes

Forma

Geométrica

AB2E SO2 2 1

Trigonal plana

Angular

AB2E2 H2O 2 2

Tetraédrica

Angular

AB3E NH3 3 1

Tetraédrica

Piramidal trigonal

AB3E2 BrF3 3 2

Bipirámide

trigonal

Trigonal plana

AB4E SF4 4 1

Bipirámide trigonal

Pirámide

trigonal

AB2E3 ICl2 2 3

Bipirámide

trigonal

Lineal

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El enlace químico y la electronegatividad

Recordemos que la electronegatividad es la tendencia que presenta un átomo de un elemento de captar electrones. En 1939 Linus Pauling estableció una escala

arbitraria de electronegatividades, asignando al átomo más electronegativo, el de flúor, el valor 4.0 y, a partir de él, el de todos los demás.

La característica del enlace que une dos átomos, se puede relacionar con la diferencia de electronegatividades de los elementos involucrados en su formación.

Esta relación es la siguiente:

Si ΔEN > 1.9, el enlace será de tipo iónico

Si 0 < ΔEN 1.9, el enlace será de tipo covalente polar

Si ΔEN = 0, el enlace covalente es de tipo apolar

A pesar que el enlace covalente es un enlace en el cual los átomos que lo forman están

compartiendo sus electrones, la mayor electronegatividad de uno de ellos hace que la

nube electrónica se distorsione desplazándose hacia el átomo más electronegativo. Esto hará que, pese a ser un enlace covalente polar, presente algún grado de ionicidad.

Esto se puede calcular en forma de porcentaje, con la siguiente relación fisicomatemática:

2A B0.25 (EN EN )

ionicidad% (1 e ) 100

Por ejemplo, para el compuesto HF, tenemos que ENH = 2.1 y la ENF = 4.0. El % de

ionicidad es 20.25 (2.1 4.0)

ionicidad% (1 e ) 100 59.4%

mientras que, para el HBr, cuya ENBr = 2.8, dicho valor es:

20.25 (2.1 2.8)

ionicidad% (1 e ) 100 11.5%

Dado que una de las características de los compuestos iónicos es la capacidad de disociarse en solución acuosa, la conclusión que nos dan estos valores es la siguiente:

44 El HF se disocia de una manera más completa que el HBr. Este comportamiento explica,

por ejemplo, que el HF sea un ácido más fuerte que el HBr.

Fuerzas intermoleculares

Podemos clasificar estas fuerza en dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y de Enlace de Hidrógeno (o Puente de hidrógeno). Todas ellas son fuerzas de interacción

electrostática.

Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas dipolo-dipolo: Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos

eléctricos formados por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de

las moléculas, mayor es la fuerza atractiva.

Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Las moléculas polarizadas próximas a las

moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un

desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva.

Recordemos con el siguiente esquema el proceso general de inducción

Acercamos un cuerpo cargado a una esfera metálica eléctricamente neutra (sin tocarla nunca). Lentamente, la esfera al sentir la presencia de una carga (en este caso positiva),

comienza a reordenar sus propias cargas de manera de oponer una superficie cargada negativamente. Si alejamos el cuerpo cargado, se vuelven a ordenar las cargas en la

esfera alcanzando nuevamente la neutralidad.

Si mantenemos el cuerpo cargado (barra) cerca de la esfera, la polarización se mantiene.

45 Si llevamos este comportamiento a una molécula que es dipolar acercándose a una

molécula o átomo neutro, el comportamiento será similar. La molécula dipolar, al acercar uno de sus polos al átomo o molécula neutra, la polarizar

Fuerzas de dispersión (de London): Son las fuerzas atractivas que aparecen

entre moléculas no polarizadas. Por ejemplo, entre las moléculas de O2, las de N2 y

otras.

La existencia de estas fuerzas se explica admitiendo que en un momento dado la

molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. La distribución de la carga electrónica cambia

rápidamente, de modo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipolo instantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido. A

temperaturas bajas, la atracción entre dipolos mantiene las moléculas en estado líquido o sólido.

Enlace de Hidrógeno

Se denomina enlace de hidrógeno a un tipo especial de interacción electrostática

dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como el F, O ó el

N. El efecto del enlace de hidrógeno sobre los átomos próximos es un acercamiento de éstos.

Las energías medias de enlace de

hidrógeno son bajas. Por ejemplo, la energía del enlace

intermolecular O - - - H en el

agua es del orden de 20 kJ/mol, mientras que la del enlace

covalente O—H es del orden de 460kJ/mol. Sin embargo, son

bastante más altas que las interacciones dipolo-dipolo

normales, lo que se traduce en que las sustancias que poseen

enlaces de hidrógeno tienen

puntos de fusión y ebullición anormalmente altos.