wwwonlinechemistry: CARACTERÌSTICAS DE LOS ENLACES QUÌMICOS

Les doy una cordial bienvenida al curso de enlaces químicos. Es importante que lean el contenido que se presenta a continuación para posteriormente realizar las actividades propuestas. El material se confeccionó de una forma sencilla para que sea agradable y de fácil lectura. Los enlaces químicos son muy importantes en Química ya que por medio de ellos se forman nuevas sustancias con sus características propias. En el caso de alguna pregunta o inquietud con mucho gusto le atenderé en la dirección que más adelante se presenta.

INTRODUCCIÓN

Desde que se desarrollaron las teorías sobre la estructura atómica de los átomos, los científicos han investigado la forma en que los átomos se unen entre sí. Actualmente, se cree que los átomos se unen por medio de los electrones que se encuentran en su última capa, ya que todos los átomos tienden a tener ocho electrones en sus capas externas o últimos niveles de energía (regla del octeto). De esta forma generan fuerzas de atracción electrostática que mantienen unidos a los átomos de los compuestos, por lo que se deduce que los átomos pueden transferir o compartir sus electrones, proporcionando una distribución electrónica estable entre los átomos del compuesto.

La fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos se denomina enlace químico. Hacia 1920, W. Kossel y G. Lewis, notaron que los elementos representativos tienden a combinarse químicamente, perdiendo, ganando o compartiendo electrones.

A los electrones de la última capa se les llama electrones de valencia. Los compuestos nunca tienen parecido con los elementos que los constituyen, pues tienen propiedades características que dependerán del tipo de enlace químico que une a los átomos.

Cuando algunos elementos tienen en su capa exterior cinco, seis, siete electrones, tienden a ganar aquellos que necesitan para completar los ocho electrones en su última capa. Cuando logran esto, se convierten en iones negativos y se les denomina iones electronegativos o aniones.

Los elementos que tienen uno, dos, tres, electrones en última capa, tienden a cederlos. Cuando los ceden se convierten en iones positivos, llamados iones electropositivos o cationes.

Los elementos que tienen cuatro electrones en su capa externa tienden a perderlos o ganar otros cuatro para completar su última capa. A estos elementos se les llama metaloides y por lo general tienden a compartir sus electrones en los enlaces covalentes.

La formación de los compuestos y las moléculas depende de los niveles de energía no llenos en muchos elementos y de la energía de ionización de los átomos involucrados. La energía de ionización es la cantidad de energía necesaria para desalojar únicamente el electrón unido más débilmente al núcleo. Y, cuando un átomo gana un electrón adicional, se desprende una cantidad de energía: afinidad electrónica.

El mundo que nos rodea está formado casi en su totalidad de los compuestos y mezclas de sí mismos. Las rocas, el carbón, la tierra, el petróleo, los árboles y los seres humanos son mezclas complejas de compuestos químicos en los que hay distintos tipos de átomos enlazados entre sí. La mayoría de los elementos puros de la corteza terrestre también contienen átomos enlazados entre sí. En una pepita de oro cada átomo de oro está enlazado a otros muchos otros; en un diamante muchos átomos de carbono están enlazados fuertemente entre sí. Existen sustancias compuestas de átomos no enlazados en la naturaleza, pero no son muy abundantes.La fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos se denomina enlace químico. Hacia 1920, W. Kossel y G. Lewis, notaron que los elementos representativos tienden a combinarse químicamente, perdiendo, ganando o compartiendo electrones.

Los elementos que tienen uno, dos, tres, electrones en última capa, tienden a cederlos. Cuando los ceden se convierten en iones positivos, llamados iones electropositivos o cationes.

OBJETIVO:

1. Por sus características, clasifica las sustancias en compuestos moleculares, iónicos o sustancias con enlaces metálicos.

1. Enlace iónico: Se forma por la transferencia de uno o más electrones de valencia de un átomo con mayor tendencia a perder electrones, al átomo con mayor afinidad a esos electrones. Se forman aniones y cationes al ganar y perder electrones, respectivamente, que se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas dando lugar a la formación de un compuesto iónico. Se forma de la unión de un elemento metálico con uno no metálico. Los compuestos que se forman cuando un átomo transfiere electrones a otro se llaman compuestos iónicos.

Característica de los compuestos iónicos.

· Al entrar en solución se disocian en los iones que los forman

· Casi todos son solubles en agua.

· Todos son sólidos. Los cristales que forman son bien definidos.

· Se forman por la unión de un metal con un no metal.

· Sus puntos de fusión son altos (arriba de 300° C).

· Fundidos o en solución acuosa conducen la electricidad. De ahí que se les denomine electrolitos.

· La diferencia de electronegatividad es mayor de 1,7.

Fig 1. Enlace iónico

El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico (fig 2). En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ión de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ión de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de “vecinos próximos” de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.

Figura 2: enlace iónico

La figura 3 muestra el enlace entre el catión y el anión, para formar el cloruro de sodio.

Fig. 3

2. Enlace covalente: Se forma cuando los átomos comparten sus electrones. Los compuestos que se forman al compartir los electrones se llaman compuestos covalentes y están formados por átomos de elementos no metálicos de electronegatividades semejantes. A la unidad más pequeña de un compuesto covalente se le denomina molécula. El término “molécula”, se utiliza para los compuestos que tienen principalmente enlaces covalentes. Como no hay formación de cargas, las moléculas son eléctricamente neutras. El ejemplo más sencillo se observa en la figura 5, en donde cada átomo de hidrógeno comparte su único electrón para formar la molécula diatómica de hidrógeno, H₂

a. Enlace covalente polar: Los electrones se comparten de modo desigual entre átomos de elementos diferentes. El ejemplo es la unión entre el hidrógeno y el cloro, para formar el HCl. Como el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno, en esta molécula hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno, hay una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se encuentra polarizada; en el HCl hay un dipolo permanente. (Figura 4) Esto se representa mediante la letra griega d seguida del signo correspondiente a la carga en exceso.

Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Las moléculas que están formadas por átomos diferentes, generalmente forman enlaces covalentes polares.

A la capacidad de un átomo en una molécula de atraer hacia sí mismo a los electrones en un enlace, el científico estadounidense Linus Pauling la llamó electronegatividad y le asignó el símbolo c (letra “ji” griega. Linus Pauling propuso una teoría para estimar la electronegatividad de los átomos. Analizó una gran cantidad de información experimental y logró asignar un valor para cada uno de los elementos de la tabla periódica.

b. Enlace covalente no polar: Participan electrones que se comparten equitativamente en los átomos de moléculas diatómicas como H_2, N₂, Cl₂.

Figura 5

Figura 6

Características de los enlaces covalentes:

· Se forman por la unió de dos elementos no metálicos de electronegatividad similar.

· La diferencia de electronegatividad es menor de 1,7

· Pueden ser sólidos, líquidos o gases.

· Se basan en el principio de “igual disuelve a igual”. Los compuestos polares son solubles en solventes polares. Y los no polares en solventes no polares.

· Sus puntos de fusión son bajos.

· No conducen la electricidad en estado sólido, ni fundidos.

3. Enlace metálico. La plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ión plata. Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales. Son sólidos, con puntos de fusión altos. Reaccionan con el ácido clorhídrico.

ENLACE METÁLICO

Enlace metálico

Observación: haga click en cada uno de los títulos de los diferentes tipos de enlaces y luego a las figuras que están más abajo.

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Fuerzas atractivas en los compuestos:

En los gases, las interacciones entre las partículas son mínimas, lo que permita a las moléculas del gas moverse alejándose unas de otras. En los sólidos y líquidos, hay suficientes interacciones entre las partículas para mantenerlas cerca, aunque algunos sólidos tienen puntos de fusión bajos, mientras que otros tienen puntos de fusión altos. Tales diferencias se deben al tipo de fuerzas atractivas entre las partículas.

1. Enlaces dipolo –dipolo y puentes de hidrógeno: ocurre entre el extremo positivo de una molécula y el extremo negativo de otra molécula polar. (Fig. 4).

En otras moléculas polares ocurren dipolos fuertes cuando un átomo de hidrógeno se une a un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno, los cuales tienen altos valores de electronegatividad. A este tipo especial de atracción dipolo – dipolo se le llama puente de hidrógeno y ocurre entre el átomo de hidrógeno parcialmente positivo y un par de electrones sin compartir en otro átomo que puede ser de N, O ó F. Los puentes de hidrógeno son las fuerzas atractivas más fuertes entre moléculas polares.

2. Fuerzas de dispersión: los compuestos no polares forman sólidos, pero a temperaturas bajas. Cuando dentro de las moléculas no polares se forman dipolos temporales, ocurren atracciones muy débiles llamadas fuerzas de dispersión. Por lo general, los electrones en una molécula no polar están distribuidos simétricamente. Sin embargo en cualquier momento, el movimiento de los electrones puede hacer que más electrones estén presentes en un extremo de la molécula, que forma un dipolo temporal. Aunque las fuerzas de dispersión son muy débiles, hacen posible que las moléculas no polares formen líquidos y sólidos. Conforme aumenta el tamaño del compuesto no polar, hay más electrones que producen dipolos temporales más fuertes. Las moléculas no polares más grandes tienen puntos de fusión y ebullición más altos.

FORMAS DE LAS MOLÉCULAS

En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría molecular aproximada.

La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional. La forma de una molécula explica una parte esencial de sus propiedades como lo son la reactividad, polaridad, etc. La teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR) hace una simple adición a las ideas de Lewis que permite preveer la forma de una molécula dada: “Los pares electrónicos se repelen unos a otros, por lo que se situan lo más alejadosposible entre sí”. Esto sucede para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.

Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo centarl, localizados en lados opuestos y separdos por un ángulo de 180º.

Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.

Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.

Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.

Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Fig. 1. Moléculas del agua

Fig. 2. Moléculas de amoníaco

Fig. 3: Moléculas del fluoruro de boro.

Fig. 4 Moléculas de metano

Molécula	Estructura de Lewis	Enlaces	Pares solitarios	Geometría molecular
BeCl₂		2	0	lineal
BF₃		3	0	triangular plana
CH₄		4	0	tetraédrica
PCl₅		5	0	bipirámide trigonal
SF₆		6	0	octaédrica
SnCl₂		2	1	angular
NH₃		3	1	pirámide trigonal
H₂O		2	2	angular
SF₄		4	1	tetraedro deformado o balancín
ClF₃		3	2	forma de T
I₃^-		2	3	lineal
BrF₅		5	1	pirámide cuadrada
XeF₄		4	2	plano-cuadrada
CO₂		2	0	lineal
C₂H₄		3 (cada carbono)	0	triangular plana(en torno de cada carbono)
SOF₄		5	0	bipirámide trigonal
XeO₂F₂		4	1	balancín

Actividad: Dibuje la estructura de Lewis del CCl₄, H₂S, CO₂, PCl₃, MgCl₂. Y prediga su forma geométrica.

Debe visitar las siguientes páginas:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/covalente.htm

http://www.slideshare.net/FulviaIsabel/enlaces-qumicos-8132143

Y el siguiente video:

Video relacionado: importancia de los enlaces químicos.

TAREA:

ACTIVIDAD 1: Dibuje mapas cognitivos de a) los tipos de enlaces b) las características de los enlaces iónicos c) las características de los enlaces covalentes y d) las características de los enlaces metàlicos.

ACTIVIDAD 2: Conteste las siguientes preguntas según las propiedades descritas anteriormente.

Prediga el tipo de enlace (iónico, covalente no polar o covalente polar) que deben tener los compuestos siguientes. Explique su razonamiento.

a) Cloro gaseoso (Cl₂) b) KCl (sólido)c) Dióxido de carbono, gas d) HBr gas e) NH₃ gas f)MgBr₂ sólido g) Hidrógeno gaseoso, H₂ h) CCl₄ líquido __________

La sustancia A es un líquido que no conduce la corriente eléctrica, es inmiscible con agua y tiene un punto de ebullición de 115ºC. Indique si el enlace de la sustancia A es iónico, covalente polar, covalente no polar o metálico. . . . . ________
La sustancia B es un líquido que no conduce una corriente eléctrica en estado de fusión. Se disuelve en agua, pero la solución resultante no conduce la corriente eléctrica. Indique si el enlace de la sustancia A es iónico, covalente polar, covalente no polar o metálico. _______
La sustancia C es un sólido de brillo plateado que conduce la corriente eléctrica, pero no se puede fundir con un mechero Bunsen de laboratorio. La sustancia no se disuelve en agua, ni en líquido para encender carbón, pero sí reacciona con un ácido. Indique si el enlace de la sustancia A es iónico, covalente polar, covalente no polar o metálico. . ________
La sustancia D es un sólido cristalino blanco a temperatura ambiente, y se disuelve en agua para dar una solución que conduce la electricidad. Indique si el enlace de la sustancia A es iónico, covalente polar, covalente no polar o metálico... . . ________
La sustancia 12R es un líquido que hierve a 78º C y se disuelve en agua, pero no conduce la electricidad. Indique si el enlace de la sustancia A es iónico, covalente polar, covalente no polar o metálico... . . . . . . . . ________

CRITERIOS DE EVALUACIÓN: Los cuadros serán un 25%. Y la actividad 2 (25%) como parte de la prueba escrita de la teoría. Los cuadros y la actividad 2 deberán ser entregados el día anterior de la prueba parcial. La prueba parcial será el próximo lunes a las 10:00am, en el salón ya previamente asignado.