5. enlace químico y forma molecular flores
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http://slidepdf.com/reader/full/5-enlace-quimico-y-forma-molecular-flores 2/38Al estudiar varias moléculas de un mismo compuesto se encontró que cada áto
mo se halla colocado en idéntica posición y distancia en relación con los demás.
ENL ES QUIMI OS
Las respuestas se deben buscar en el estudio de la estructura de las moléculas
y en función de algunos principios generales.
a) La existencia de especies poliatómicas estables, ya sean elementales o com
puestas, lo que implica que los átomos pueden interactuar entre sí para for
mar agregados que tienen menor energía que los fragmentos separados.
b ) Las fórmulas observadas de los distintos compuestos.
c) Por qué se presentan algunos elementos como moléculas poliatómicas.
d] Por qué durante las reacciones químicas se rompen enlaces en favor de la
formación de otros.
e) Qué determina que una enzima catalice determinada reacción.
f) Qué hay en la estructura de la molécula de algunos compuestos como el agua,
que les da un punto de ebullición relativamente alto, etcétera.
las moléculas. El enlace o puente de hidrógeno es la unión de dos átomos electrone
gativos por medio de un hidrógeno que sirve de puente entre ambos, unido a uno
covalentemente ya otro por fuerzas electrostáticas. Las fuerzas dipolo-dipolo se pre
sentan en moléculas polares que se atraen entre sí, porque el polo positivo de una
queda cercano al negativo de otra.
El hecho de que moléculas no polares, donde no existen dipolos, puedan licuar
se, ha hecho pensar en la existencia de las llamadas fuerzas de dispersión que se
originan por el movimiento electrónico que por un instante genera un dipolo, distri
buyendo la nube electrónica más de un lado que del otro y en el instante siguiente
cambian las posiciones de los polos.
Las propiedades y el comportamiento de las moléculas están íntimamente re
lacionados con la distribución que ocupan en el espacio los átomos dentro de ella.
De acuerdo con la geometría molecular, la forma de las moléculas puede ser: lineal
angular, trigonal, piramidal, etcétera.
Las propiedades de una substancia dependen de la naturaleza de sus unidades
estructurales y del enlace entre ellas, y se consideran cuatro tipos: compuestos ióni
cos Nael, MgO, etc.), compuestos moleculares H
O
coi
H
0, NH
3,
etc.), subs
tancias macromoleculares e, Si02 y metales Na, Fe, Au, etc.).
En las condiciones de nuestro planeta, la gran mayoría de los elementos rara
vez se presentan como átomos aislados, por lo general lo hacen en forma de átomos
enlazados. Por ejemplo: el oxígeno, el hidrógeno, los halógenos, etc., son moléculas
diatómicas, el carbono en el diamante o en el grafito y el fósforo rojo son macromo
léculas constituidas por miles de átomos unidos en forma de red.
Sin embargo, las moléculas pueden separarse en átomos aislados o cambiar un
cierto ordenamiento de enlaces por otro. Asimismo, el estudio de la química debe
proveer una teoría que explique satisfactoriamente:
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Regla del octeto
Enlace químicoes la fuerza entre átomos o grupos de átomos suficientemente
fuerte para permitir que el conjunto se reconozcacomouna entidad. La formación
del enlace depende de la configuraciónelectrónica de los átomos.
En 1916 Kossel indicó que los átomos al entrar en reacción química tienden
a adoptar la configuraciónelectrónicadelgas nobleinmediato por transferencia de
electrones de un átomo a otro.
Este conceptosellamóposteriormente regl del octeto o regladelocho ya que
el hechode adoptar la configuracióndel gas nobleequivale a tener 8 electrones en
el nivel externo excepto en el caso de parecerse al helio que tiene sólo dos.
El sodio se encuentra situado entre los gases nobles lONey lSArYcuando se
ENL ES INTER TOMI OS
Esto obligaa pensar enla existencia de una fuerzadirectriz quedisponela po-
siciónque debe ocupar cada átomo para que la moléculaadquiera su configuración
característica y que da lugar a la formaciónde un ligamento entre los átomos que
es lo que se conocecomo enl ce quimico El descubrimiento de los gases nobles y
elde su muy baja reactividad química fue fundamental para comprender la fuerza
del enlace químico.
Los átomos se unen para adquirir una configuraciónelectrónica estable que
es la del gas noble inmediato y para eso pierden ganan o comparten electrones de
valencia.Durante elprocesodeformacióndeun enlaceselibera energía que es nece-
sario agregar cuando se quiere romper el enlace.
Losdiferentescambioselectrónicosproducendistintos tipos deenlaces;escon-
veniente considerar tres tipos extremos de enlaces interatómicos: iónico covalente
y metálico.
Los átomosse mantienen unidosdentro deuna moléculapor mediodelos enla-
ces interatómicos que son los que explicanlas fórmulas de los distintos compues-
tos por qué algunos elementos tienen moléculas poliatómicas las propiedades
químicas etcétera.
A su vez las moléculasse mantienen unidas mediante fuerzas intermolecula-
res que afectan las propiedades físicas pero que no tienen la fuerza para producir
conjuntos con composicionesreproducibles. Las fuerzas intermoleculares noafee-
tan las propiedades químicasde los compuestos ya que éstas dependende los enla-
ces interatómicos.
Entre las fuerzas intermoleculares se pueden mencionar las fuerzas dipolo-
dipolo las de dispersión el enlace o puente de hidrógeno etcétera.
H
\
o o
o
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 7
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Símbolo electrónico
Lewis propusó un sistema sencillo para representar las estructuras molecula
res, en donde se utiliza el símbolo del elemento en cuestión y puntos que represen
tan a los electrones de valencia. Esta representación se conoce con el nombre de
símbolo electrónico
El símbolo electrónico de un elemento está formado por el
kernel
(hueso) y los
electrones de valencia. El kernel incluye a los protones, a los neutrones del núcleo
ya los electrones de los niveles interiores y se presenta por el símbolo del elemento.
Los electrones de valencia se representan por puntos, aunque a veces se ha recurri
do a cruces, círculos, etcétera.
El símbolo electrónico del sodio es Na , donde el punto indica un electrón de
valencia y el símbolo Na (kernel) representa 11protones, 12 neutrones y 10 electro-
nes colocados en ls
s
p
6 ••
El símbolo electrónico del cloro es :9.1 ;los puntos representan a los siete elec
trones de valencia y el símbolo el (kernel) contiene 17 protones, 18 neutrones y 10
electrones colocados en ls s p6
Para dar el símbolo electrónico de un elemento se necesita determinar el núme
ro de electrones de valencia; para los elementos representativos el número de elec
trones de valencia es igual al número de grupo en la tabla periódica larga.
El símbolo electrónico del Mg, Al,
0
y Br, que pertenecen a los grupos II A,
III A, VI A y VII A, respectivamente, es: Mg Al Q: y :~r
Un átomo tiende a realizar aquellos procesos que implican menor gasto de ener
gía, por lo que el sodio efectúa el proceso de perder un electrón, dejando ocho elec
trones en su nivel externo que en este momento es el nivel 2, cumpliendo así con
la regla del octeto y pareciéndose al gas noble inmediato, que es el neón.
En 1923, G.N. Lewis, químico americano, anunció que dos átomos al combi
narse pueden cumplir la regla del octeto no sólo por transferencia de electrones sino
al compartir entre ellos par o pares de electrones . Este concepto es la
regla de Lewis
11 protones
18 electrones
11 protones
10 electrones
llNa
ls
s
p
6
3s
-le- / Na: 11 protones ~ +7e~
/ 11 electrones ~
se al Ne debe perder un electrón y quedar con carga positiva,. y para parecerse al
Ar debe ganar siete electrones y quedar con siete cargas negativas.
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13. Indique si tienden a aceptar, ceder o compartir electrones los elementos
que tienen:
a electronegatividad muy baja, como los metales
b electronegatividad muy alta, como los no metales
12. Indique para los siguientes elementos representativos el número de elec-
trones de valencia y escriba su símboloelectrónico:
a S ; b P ; c As ; d Rb ; e Ba ;
f
Si ; g Kr; h I
11. ¿Cuál es el comportamiento de los elementos que tienen cuatro electrones
de valencia?
10. Si se unen elementos que tienen cinco, seis o siete electrones de valencia,
¿tienden a ganar, a compartir o a perder electrones?
9. Si se unen elementosque tienenuno, dos, o tres electronesde valencia,¿tien-
den a ganar o a perder electrones?
8. Cuando se forma un enlaceentre dos átomos, ¿cómoadquieren la configu-
ración del gas noble inmediato?
7. De acuerdo con la regla del octeto, ¿por qué el sodiono puede formar iones
2
6. Cite la regla del octeto.
5. ¿Qué es enlace químico y de qué depende?
4. ¿Cómo afecta al contenido energético de los átomos la formación de un
enlace?
3. Mencione tres tipos de enlaces interatómicos y tres de fuerzas intermole-
culares.
2. ¿Por qué los átomos tienden a unirse?
J R I IOS
1. Expliquela diferenciaentre enlacesinteratómicosy fuerzasintermoleculares.
ENLACE QUIMICO
y
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Ion :Cl. -
La reacción entre estos dos elementos implica la transferencia de un electrón
del átomo de sodio metal) al átomo de cloro no metal) para formar iones sodio Na
y iones cloruro Cl , que tienen carga opuesta y se atraen mutuamente formán
dose un enlace iónico.
ls 2~ p63s 3p6
_ __
nivel externo
con
8
electrones
17 protones
8
electrones
7 electrones
de valencia
17 protones
17 electrones
Cl
l
A su vez, el cloro al combinarse con el sodio tiende a ganar un electrón forman
do
un
ion negativo y adquiriendo la configuración del argón,
~
2~
p 3~ 3p
que
es el gas noble inmediato.
Ion Na+
~ ~ p
~
nivel externo
con
8
electrones
protones
10 electrones
electrón
de valencia
protones
electrones
Na
De acuerdo con la regla del octeto, estos átomos al combinarse deben adquirir
la configuración del gas noble inmediato. En este caso cuando el sodio se combina,
adquiere por pérdida de un electrón la configuración del neón, que es
ls s p6
deja así ocho electrones en su último nivel energético y forma una especie química
con carga
2Na
Cl2 2NaCI
Cuando un metal reacciona con un no metal para adquirir la configuración elec
trónica del gas noble inmediato, se transfieren electrones de los átomos del metal
a los del no metal y se forma un compuesto iónico o electrovalente. Los átomos de
los metales se convierten en iones positivos o cationes por la pérdida de electrones
y los átomos de los no metales, al ganar electrones, forman iones negativos o anio
nes. Los iones formados se atraen entre sí y forman un cristal.
Enlace iónico es la unión de un metal con un no metal por transferencia de
electrones; es decir, es la unión debida a la pérdida de electrones del metal y a la
ganancia de electrones del no metal, formándose iones con carga opuesta.
Enlace iónico es la fuerza de atracción electrostática entre iones de carga opuesta
formados por transferencia de electrones.
Consideremos la reacción entre un átomo de sodio metal) que está en el grupo
I-A con un átomo de cloro no metal) que pertenece a la familia VII A.
El sodio reacciona con el cloro para formar cloruro de sodio.
Enlace iónico
3 QUIMICA
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IGUR 5 1 Cristai de cloruro de sodio Los ionesso-
~
Vil
Ion cloruro
Ion sodio
~
~
Partede un cristal
En la reacción el número total de electrones perdidos por los átomos de sodio
involucrados debe ser igual al número total de electronesganados por los átomos
de cloro y por consiguiente el número de iones de sodio obtenidos es igual al
de iones cloruro producidos
y
la fórmula NaCI da la proporción más sencilla de
iones presentes en el compuesto. Estos iones se atraen mutuamente y forman un
cristal.
Los iones se enlazancomoconjuntos y se arreglan en el estado sólidosiguien·
doun patrón tridimensional que forma una red cristalina en donde los ionespositi-
vos y negativos ocupanposicionesespecíficasde acuerdocon su tamaño y su carga.
En elcasode la red cristalina declorurodesodio ningún ionpuede considerar-
se comoperteneciente exclusivamente al otro. Por lo contrario cada ion sodio se
encuentra rodeado y equidistante de seis iones cloruro ya su vezcada ion cloruro
está rodeado y equidistante de seis ionessodio.Debidoa la disposiciónde los iones
en el cristal la repulsión de iones de la misma carga es superada por la atracción
de los iones de carga contraria que mantienen cristal junto.
Es por esto que no es posible referirnos a ninguna moléculaen particular en
elestado sólido.La totalidad del cristal constituye una macromolécula.La fórmula
NaClpara el cloruro de sodio sólidorepresenta en realidad una fórmula empírica
pues sólonos indicauna simple relaciónde iones N a iones Cl .
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4 0 1 5
=
2 5
5 }
4 0
Be
F
Na+CI
0 0 9 = 2 1
9 }
3 0
Na
I
Enlace iónico
iferencia de
electroneg a
tividad
Electronegatividad
lemento
El cloro
y
el flúor que pertenecen al mismo grupo VII A tienen un comporta
miento semejante al unirse a los metales, ambos ganan un electrón formando iones
1 ;
esto nos indica que todos los elementos de una familia en igualdad de condicio
nes actuarán en forma similar.
En general, el enlace iónico se forma entre metales de baja electronegatividad,
que tienden a ceder electrones, y no metales de alta electronegatividad, que tienden
a aceptarlos.
~F;
BeT ~F~
Debido a que el número de electrones perdidos por los átomos metálicos debe
ser igual al número de los ganados por los no metálicos, por cada átomo de berilio
se necesitarán dos de flúor para formar el compuesto iónico BeF
••
••
Le n
.F~
~F; - ion fluoruro
Configuración electrónica del 9F :
ls
s
p
5
El flúor tiene siete electrones de valencia.
ion berilio
e Be
e·
En las reacciones iónicas, debido a la pérdida o ganancia de electrones, los ele
mentos de los grupos A forman iones isoelectrónicos la misma configuración elec
trónica con un gas noble. Por lo general, estos iones tienen ocho electrones en el
nivel externo, excepto aquellos que adquieren la del helio, que es
ls
El berilio grupo II A y el flúor grupo VII A reaccionan entre sí para formar
fluoruro de berilio BeF de manera análoga al sodio y al cloro, pero con la diferen
cia de que el átomo de berilio cede dos electrones
y
el flúor acepta sólo uno.
Configuración electronica del 4Be : ls s •
El berilio posee dos electrones de valencia.
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b Los átomos de hidrógeno poseendos electrones
en el nivel externo al compartir un par de electrones
H
Atracción ~
Repulsión - -- - --
a Acercamiento de dos átomos de hidrógeno
H·+ H - H: H
Su formaciónse atribuye alhechodequepara adoptar la configuracióndelgas
noble inmediato que es el helio 182 , los dos átomos de hidrógeno aportan cada uno
un electrónpara formar una parej a deelectrones que es propiedad comúnde ambos.
Ninguno de los átomos gana opierde electrones, por loque no se forman iones
sino quecomparten un par de electrones que eneste caso seencuentra equidistan-
te de los núcleos, ya que la electronegatividad de los dos hidrógenos es la misma.
H:H
nl ce cou lente no pol r
o
pol r
La molécula de hidrógeno H
2
está formada por dos átomos diatómica y se
representa, según el sistema de Lewis, como:
Enlace covalente
Cuando dos átomos se enlazan compartiendo electrones, se forma un enlace
covalenteen dondenohay transferencia de electrones. Unenlacecovalente consiste
en un par de electrones con espín opuesto¡ que es compartido por dos átomos
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(l] Esta representación electrónica de las moléculas no explica todas las propiedades de las substancias,
debiéndose recurrir a teorias más complejas como la de los orbitales moleculares.
:0· · 0· :0 ::
j
nlaces múltiples
Elenlacemúltiple sepresenta cuandodos átomoscompartenentre sídos omás
pares de electrones, obteniéndose estructuras molecularesde acuerdo con la regla
del octeto. Si los pares compartidos son dos, se obtiene un enlacedoble, si son tres
es un enlace triple.
La moléculadeloxígeno(02)tienedobleenlacecovalentenopolar.El oxígenone
cesita dos electrones para completar su octeto, debido a que tiene seis electrones
de
valencia Oi
por lo que al unirse los dos átomos deberán compartir dos pares de
electrones formandoun dobleenlacecovalente
.
Cada átomo aporta un electrónpara formar un par que comparten, completan
doasí cada uno su octeto y adquiriendola configuracióndel Neón.El par electróni
cocompartidoestá a la mismadistancia de losnúcleosdeflúor,ya que ambostienen
la misma electronegatividad.
En las moléculasde cloro (C12),nitrógeno (N2),bromo (Br2),yodo 2)y oxíge
no (02),los átomos se encuentran unidos por covalencia, son átomos de elementos
nometálicosy ambosposeenla mismaelectronegatividad. En estas circunstancias,
deberá existir una distribución electrónicauniforme en la moléculadebidoa que el
par opares compartidos seencuentran equidistantes delosnúcleos,porque suelec
tronegatividad es la misma.
nlace covalente no polaro apolar es la unión de dos átomos de no metales
deigualy alta electronegatividad por unpar deelectronesque secomparten, ambos
átomos aportan y se encuentra colocadoa la misma distancia de los núcleos.
Al unir átomos por par o pares de electrones compartidos se forman agrega
dos estables que se consideran especiesquímicas a las que se denomina
moléculas
Las substancias en las quelos átomos secombinanen moléculasse llaman
compues-
tos moleculares
:F· +·F:-+:F : F:
Deesta manera ambosátomos tienen doselectronesensu nivelexterno, confi
guración que corresponde a la del helio.Cuando los dos átomos de hidrógeno for
man un enlace covalente, los orbitales atómicos se superponen de tal manera que
la probabilidad de encontrar un electrón entre los núcleos es mayor debido a que
las nubes electrónicas se refuerzan entre sí en dicha región. Los dos electrones de
enlacedebenposeerespíncontrario,de acuerdoconel Principiode Exclusiónde Pauli
y la fuerzadel enlacecovalente se debe a la atracción de los núcleos cargados posí-
uvamente hacia la nube electrónicade enlace.
El
enlace covalente
se presenta cuando dos átomos comparten electrones, y
para quepuedan hacerlo debe haber una superporsicióno traslape de las nubes de
carga de los electrones. Dos orbitales atómicos (conun electrón desapareado) for
manun orbitalmolecularcondoselectronesapareadosquegiranendireccionesopues
tas, ya que pertenecen a los dos núcleos.
Lamoléculadel flúorformadaa partir delos átomospuederepresentarse como:
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La flecha indica la dirección en la que se desplaza el par electrónico. Esta distri
bución asimétrica del par de electrones origina que la molécula tenga una zona defi
ciente de electrones polopositivo y otra con una gran concentración polonegativo].
El enlace que se presenta entre átomos de no metales de diferentes electronegativi
dad, como en el HCl se llama enlace covalente polar.
Estos elementos se unen entre sí mediante un enlace covalente debido a que
al hidrógeno le falta un electrón para parecerse al helio y el cloro requiere también
uno para completar su octeto y adquirir la configuración electrónica del argón. Por
ser la electronegatividad del hidrógeno 2.1 menor que la del cloro 3.0 , el par de
electrones compartido estará más cerca de éste, creándose una mayor densidad elec
trónica alrededor de él que del hidrógeno. En la molécula de Hel existe una distri
bución asimétrica de las cargas negativas.
lI \ x x
Ho .Cl~-+H~Cg
nl ce cou lente pol r
Cuando los átomos de dos elementos no metálicos diferentes se unen por un
enlace covalente, el átomo más electronegativo ejerce una atracción relativamente
más grande por los electrones compartidos. Esto origina que un extremo de la mo
lécula quede parcialmente negativo y el otro parcialmente positivo.
El cloruro de hidrógeno HC~g es un compuesto covalente constituido por mo
léculas que están formadas por un átomo de hidrógeno y uno de cloro.
N
o
C;:: N:
C
O
En general, la capacidad para formar enlaces múltiples y tener ocho electrones
en el nivel externo, disminuye en un grupo de la tabla periódica al aumentar el ta
maño de los átomos. Los elementos del 2° período como C, N y O forman enlaces
múltiples, manteniendo ocho electrones; los elementos de mayor tamaño colocados
del período SOen adelante, con muy raras excepciones lo hacen manteniendo ocho
electrones, como por ejemplo el S.
N° N
O;
:
-H;
:H
El enlace covalente de los compuestos puede indicarse por guiones; cada guión
representa un enlace, es decir, un par de electrones compartido, por ejemplo:
N N
Los átomos de nitrógeno, en la molécula
N
2 deben compartir tres pares
de electrones debido a que poseen sólo cinco electrones de valencia. En la molécula
de nitrógeno los átomos están unidos por un triple enlace covalente no polar que
se representa electrónicamente, según Lewis:
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H8+
A cada hidrógeno le falta un electrón para adquirir la configuración del helio
y el átomo de oxígeno requiere dos para completar el octeto y semejarse al neón,
por lo que se unen entre sí y forman dos enlaces covalentes.
La electronegatividad del oxígeno 3.5)es mayor que la del hidrógeno 2.1).El
oxígeno atrae con más fuerza a los pares de electrones compartidos, creándose una
mayor densidad electrónica alrededor de él que del hidrógeno y formándose una car
ga parcial negativa d-)en el oxígeno y una parcialmente positiva d
en los hidró
genos. La moléculadel agua tiene una distribución asimétrica de las cargas negativas.
+ O~-+H~O~
H
nl ce cov lente pol r
es la unión de dos átomos de electronegatividad eleva
da y diferente que comparten un par de electrones que ambos aportan y que se en
cuentra más cerca del átomo más electronegativo.
Las moléculas de agua están formadas por dos átomos de hidrógeno y uno de
oxígeno unidos covalentemente.
FIGURA 5 3. Representación de la formación del enlace covalente polar en el cloruro de hidrógeno HCI).
Los átomos de hidrógeno y de cloro se interpenetran al compartir un par de electrones.
c) ó+
~
El hidrógeno y el cloro comparten un par de electrones.
H-CI:
:CI:
CI:
+
b)
Superposición de los orbitales desapareados del hidrógeno 1s) y el cloro 3p).
orbital3p
rbital 1s
+
O
;
I: .:.:
~
a)
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Cuando se coloca una molécula entre las placas de un condensador campo eléc
trico , se desvía de tal forma que el extremo negativo se orienta hacia la placa positi
va y el extremo positivo hacia la negativa, afectando la cantidad de carga que puede
mantener el par de placas cargadas eléctricamente. Como resultado, se hacen medi
ciones que permiten el cálculo del llamado momento dipolo.
ID
1 X 10-18
uesecm
3.34 X 10-30
C
X
m
Momento dipolar
En moléculas con enlaces covalentes polares, algunos átomos poseen una car
ga parcial negativa y otros una positiva. Para moléculas con más de dos átomos,
el efecto acumulativo de las cargas respectivas, ya sean positivas o negativas, pue
de considerarse como centrado en una posición. Aquellas moléculas que, como re
sultado de los enlaces polares que contienen, presentan una carga positiva 0+
centrada en un sitio y una carga negativa igual
0-
centrada en un sitio diferente,
se llaman moléculas polares y poseen un momento dipolo o dipol r Las cargas par
ciales del enlace, se indican por los símbolos 0+ y 0- para diferenciarlas de las car
gas completamente iónicas.
Si dos cargas iguales pero de signo contrario se encuentran separadas por una
distancia determinada, el producto de la carga positiva o negativa por la distancia
se llama momento dipolo.
MOMENTO DIPOLO = carga distancia
El momento dipolar se mide en unidades Debyes D ,en honor de Peter Debye,
quien fue uno de los primeros investigadores en este campo.
La unidad Debye, D, es
x lO ul
unidades electrostáticas ues
x
cm o
3.34 X 10-30
culombios C
X
m.
Los átomos unidos en los ejemplos anteriores son todos de elementos no metá
licos con diferente electronegatividad. Los pares de electrones compartidos esta
rán más cerca del elemento más electronegativo, generándose una distribución
asimétrica de las cargas negativas.
ó
ó +
~
+
t
H
0+
La molécula del amoníaco está formada por tres átomos de hidrógeno y uno
de nitrógeno que están unidos por enlaces covalentes. Cada hidrógeno requiere un
electrón para adquirir la configuración del helio, y el átomo de nitrógeno, que posee
cinco electrones de valencia, necesita tres para completar su octeto. Estos átomos
se unen entre sí compartiendo pares de electrones que están más cerca del núcleo
del nitrógeno, ya que es más electronegativo 3.0 . La densidad electrónica es
mayor en el nitrógeno que en los hidrógenos, aquél presenta una carga parcial ne
gativa
ó-
y éstos, una parcial positiva .8 + .
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1 D 1
X
10-
8
ues- cm
3.34 x 10-
3
e
x m.
Halogenuro de
Electronegatividad Diferencia de
Momento dipolo
hidrógeno
del halógeno
electronegatividad
en D
entre H y halógeno
HF
F 4.0
1.8
1.91
Hel
el 3.0
0.9
1.03
HSr
Sr
2.8
0.7
0.78
HI
I 2.5
0.4
0.38
T L 5- Momentos dipolaresde los halurosde hidrógeno
Molécula polar es aquella en donde hay una separación neta de los centros
de carga parcial positiva y negativa y presenta un momentodipolar.
Para que una moléculatenga un momentodipolar debe formar enlaces cova
lentes polares y éstos deben estar dispuestos de tal manera que resulte una distri
buciónasimétrica electrónica.El momentodipolar
u)
de un enlace dependede la
diferenciaentre los valores de electronegatividadde los dos átomos enlazadosy la
distancia entre ellos;a mayor diferenciay distancia mayor polaridad. La tabla 5-1
muestra una serie relacionadademoléculasdiatómicas cornolos haluros de hi ró-
geno en donde se observa que a mayor diferenciade electronegatividad entre los
átomos elmomentodipolar aumenta.
FIGURA 5-4. Efecto de un campo electrostático sobre la orientación de las moléculas polares.
Campo electrostático
Ausencia de campo electrostático
~I+
+
:3E;)
,--- -E;) ~
~~
<t:: ~ ......
~
Dipolo molecular
Dipolo simple
p
ó ~ó
138 QUIMleA
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2 1 5
Ó+H-- O--Hó-
centros de carga
que coinciden
Molécula no polar
es aquella cuyos centros de carga positiva y negativa coinci
de y cuyo momento dipolar total es igual a cero.
En el caso de la molécula de
CO2
su estructura debe ser lineal para que la pola
ridad de los dos enlaces carbono-oxígeno se anulen, ya que su momento dipolar de
terminado experimentalmente es cero.
Por otra parte, si la molécula del agua fuera lineal, sería no polar, porque te
niendo una estructura simétrica la polaridad de los enlaces hidrógeno-oxígeno se anu
larían una a otra y sus propiedades físicas serían totalmente diferentes.
centros de carga
que coinciden
molécula no polar
1 5 1 5
C
O __
15-
l
En moléculas que
poseen simetría
como el CO2,CC14,CH4 metano , a pesar
de existir enlaces polares, los centros de carga negativa y positiva coinciden y su
momento dipolar es cero, lo que origina
moléculas no polares
si los centros de carga no coinciden, la molécula es polar.
En el caso de moléculas poliatómicas, la polaridad total de la molécula depen
de de varios factores: la diferencia de electronegatividades entre los átomos enlaza
dos, la orientación de los enlaces en el espacio dentro de la molécula, la presencia
y orientación de los pares de electrones no compartidos y los ángulos de los distin
tos enlaces. Debe hacerse hincapié en que las moléculas son partículas tridimen
sionales que tienen una forma definida que depende del número de pares de electrones
compartidos.
El H
2
0, que tiene forma angular, y el amoníaco, con forma trigonal piramidal,
son moléculas polares porque tienen enlaces polares y su momento dipolar total es
mayor de cero. En ellas los centros 15+y 15-no coinciden.
~ ~
O ~
/
_.~_ ----- centrosd~c~rga -----
Q
_ - que no coinciden ,
15
+ H + .... Ró + - - - -
+ H Hó+
_
H
15+
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 139
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22. Dé la fórmula de dos iones que sean isoelectrónicos con los siguientes
átomos o iones.
a Kr
b
Ca
c Ar
d
Fl-
21.
¿Qué es un ion isoelectr6nico?
20. Para el cloruro de sodio sólido, ¿qué representa la fórmula NaCI?
19.
¿Por qué no es posible referirnos en el estado sólido a una molécula de
NaCl?
18. Explique cuáles son las diferencias entre enlace covalente no polar y
enlace covalente polar.
17.
Explique cuáles son las diferencias entre enlace iónico o electrovalente
y
enlace covalente.
16. Indique entre qué tipo de átomos se forma el enlace:
a iónico
b covalente no polar
c covalente polar
15. De los siguientes ejemplos indique cuáles tienen enlace íónico cuáles
covalente no polar y cuáles covalente polar.
a K
2
b
HBr
N2
d RbI
Br2
f H2S
14.
¿Por qué la fórmula BeBr4 no es correcta?
J R I IOS
No es posible medir experimentalmente la polaridad de cada una de las unio-
nes individualesde una moléculapoliatómica, pero muchas veces es posible calcular
la del momento dipolar total de la molécula que sí es susceptible de medición.
14 QUIMICA
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31.
¿En cuál de las
siguientes
especies químicas deberían romperse los en
laces iónicos para que fundiera?:
MgF d Si0
b CO2 e H20
CIF, BrF, IF, BrCI, ICI, IBr.
30. Empleando los valores de electronegatividad, clasifique en orden decre
ciente de momento dipolar a las siguientes moléculas.
29. ¿Cuál de los siguientes enlaces es más polar?:
a N-O oC-O
b S-F o O-F
e
H-C oH-Si
d O-H o O-F
e S-H o S-F
28.
Indique en las siguientes moléculas el tipo de enlace interatómico que
forman y el tipo de molécula:
CC14
b HBr
e CS
2
d C1
2
27. Considerando la simetría de la molécula, indique cuáles de los siguien
tes ejemplos son moléculas polares y cuáles son no polares.
HCI
b SiH4
e
CO2
d N
2
f NH
26.
¿Qué es molécula polar
y
qué molécula no polar?
25. ¿Cómo varía en un grupo la capacidad de formar enlaces múltiples?
24. ¿Cuándo se presenta un enlace múltiple? Dé ejemplos.
23. Identifique los iones 82 p6 d 8 •
AP
b ~-
e
Kl
d LF
e BaH
f Sc3
g Cd
2
h CP-
ENLACE QUIMICO
y
FORMA MOLECULAR 141
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Como se observa en la figura
5 5
a una diferencia de
1.7
unidades de electrone-
gatividad corresponde un enlace con aproximadamente
50
por ciento de carácter
iónico.
FIGURA 5 5 Variación del carácter iónico del enlaceen relación con la diferenciade electronegatividades
Diferenciade electronegatividades
3
.7
~
e
I
~
g
e
I
Qi
Q
tí
50
~
ro
I
O
I
~
~ 25
.
5
Q.
10 0
Los enlaces iónicos se presentan en compuestos constituidos por metales con
electronegatividad muy baja, como son los elementos de los grupos
1
A y Il A Na,
K, Cs, Ca, etc.) y por no metales con una gran tendencia a ganar electrones, como
los elementos de los grupos VI Ay VII A F, Cl, 0, etc.). En compuestos formados
por este tipo de elementos, como el NaCl, CsF, etc., los iones existen como unidades
separadas en el cristal.
Por lo contrario, un enlace covalente no polar se encuentra exclusivamente cuan-
do se unen átomos idénticos, como sucede en las moléculas de C12, H2, F 2 etc. La
nube electrónica del enlace está distribuida simétricamente alrededor de los dos nú-
cleos y los electrones de enlace se comparten en forma igual.
Sin embargo, en la gran mayoría de compuestos el enlace se encuentra entre
estos dos casos extremos. Un enlace covalente polar se puede considerar como uno
intermedio entre un enlace covalente no polar y uno iónico. A mayor diferencia de
electronegatividades entre dos elementos, el enlace entre ellos es más iónico.
Transición entre enlace iónico covalente
142 QUIMICA
7/26/2019 5. Enlace Químico y Forma Molecular Flores
http://slidepdf.com/reader/full/5-enlace-quimico-y-forma-molecular-flores 19/38 IGUR 5 6 Representación de la transición del enlace
iónico a covalente polar
Enlace covalente
Enlace covalente polarizado
Iones distorsionados
Enlace iónico
El compuesto se considera fuertemente iónicocuando la diferencia de electrone-
gatividad es mayor de 2 0 y un carácter primordialmente covalente cuando la dife-
rencia es menor de 1 5
Otro enfoque para el estudio de estos enlaces intermedios se basa en la distor-
sión de los iones los cuales aislados tienen distribuciones electrónicas esféricas Se
cree que el ion cargado positivamente atrae y deforma la nube electrónica del anión
quedando desplazada hacia el catión
Al estar los iones próximos unos a otros la carga neta del catión atrae a los
electrones del anión el cual tiene un efecto similar sobre el catión aunque más débil
debido a su tamaño mayor Esto produce una distorsión en las nubes electrónicas
de ambos iones A mayor deformación de los iones se obtienen compuestos que son
más covalentes
ENLACE QUIMICO FORMA MOLECULAR 143
7/26/2019 5. Enlace Químico y Forma Molecular Flores
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[ F F F
F
F
F
\1
CI ......
- I
Si
1- CI
S
/ I \
/ I \
I
SiFs
F F F
ICl
3
SF
F
F F
b)
tamos con más de ochoelectrones
La regla del octeto secumplecon áto
mos del segundoperíododela tabla periódica;sinembargo, loselementosdel tercer
y subsiguientes períodos tienen más orbitales disponibles en sus niveles
ele tróni-
cos externos. En algunos compuestos, estos elementos pueden formar cuatro, cin
co, seis pares de electrones cuando seunen. Por ejemplo,el fósforoenel PC15,está
rodeado de 10 electrones. Se conoceniones y moléculas comoel SiF2-s,ICI
3,
SFs,
etc., en donde el Si, 1, y S están rodeados por más de ocho electrones.
• • l • •
B: 3 :F·_ :F: B :F:
Excepcionesa la regla del octeto
Las estructuras de Lewis, basadas en la regla del octeto, son muy útiles para
representar a las moléculas;sin embargo,no puedenhacerloconvenientementepara
algunos iones o moléculas poliatómicos que tienen enlaces covalentes. Existen
ciertos iones y moléculasen los cuales los átomos tienen configuracionesdistintas
de gases nobles porque tienen menos de ochoo más de ocho electrones y son rela
tivamente estables, así comotambién hay algunas moléculasque tienen un número
imparde electronesde valencia.
al
tomos con menos electronesde un octeto
Los átomos que poseen menos
decuatro electronesdevalencia,alcompartirlospara formarenlacescovalentespue
den tener menos de ocho electrones.
El boro ~·B:),que pertenece al grupo In A y tiene tres electrones de valencia,
cuando se une al flúor para formar el trifluoruro de boro (BF3 sólo tiene seis elec
trones. Esto hace que tienda a seguir reaccionando para completar su octeto.
Cationes: La facilidad con la que un catión deforma la nube electrónica de
un anión depende de su tamaño y carga. Cuanto más pequeño y de mayor carga
positiva sea, mayor será su tendencia a distorsionar al anión.
El Li+ tiene un poder de distorsión mayor que el Na : y elMg2+,con el doble
de carga y un tamaño aproximadamente similar al del Li+, tiene un poder defor
mante mayor.
En cualquier grupo demetales de la tabla periódica, el elementoque forma el
catiónmás pequeño tiene la mayor tendencia a formar compuestos conmayor gra
do de carácter covalente.
Aniones: Cuanto más grande y de mayor carga es un anión, es más fácil
mente deformableporque loselectronesexteriores están lejosdel núcleo.Los iones
ff- y el 1- , por ser de mayor tamaño que el j y el F- , respectivamente, son
más fácilesde deformar.
Por otra parte, es más fácil distorsionar aniones altamente cargados comoel
ff- que aquellos en los que el número de electrones que sobrepasan al número de
protones es menor, comoen el Cl
1-
144 QUIMICA
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La superposición de los orbitales 1 y 2 une el átomo de nitrógeno con el del
boro formando una molécula con la fórmula H3N: BF3 en donde el boro se encuen-
tra rodeado por ocho electrones y se ha formado un enlace coordinado que no puede
distinguirse de los otros enlaces covalentes.
El enlace covalente coordinado se encuentra al formarse el ion amonio NH4+
debido a que el nitrógeno de la molécula del NH3 posee un par de electrones sin com-
partir y el ion hidrógeno H+ tiene un orbital vacío.
1. Par solitario de electrones
2. Orbital vacío
3. Enlace covalente
t
H
He: N
Q
H
nlace coualente coordinado es la unión de dos átomos por medio de un par
de electrones que se comparte pero que sólo uno de los átomos aporta.
Si ambos electrones son aportados por un átomo, el otro debe proporcionar
un orbital vacío.
Cuando se forma el BF
3,
el átomo central de boro está rodeado de seis electro-
nes y posee un orbital vacío que le permite formar un enlace coordinado con otra
molécula que tenga un par de electrones solitarios, es decir, que no han sido utilizados.
La molécula de amoníaco posee un par de electrones solitarios que puede com-
partir con el BF 3 para formar un enlace covalente coordinado.
Enlace covalente coordinado
Al tratar de representar en forma satisfactoria la estructura de diversas mo-
léculas y especies químicas tales como NH4 + , HZS04 , H P04 HCI04 , etc., por
medio de estructuras que cumplan la regla del octeto, se ha encontrado que no es
posible a menos que se recurra al concepto del
enlace coualente coordinado
En el
enlace coualente coordinado
existe un traslape o superposición de orbita-
les y un par de electrones que se comparte, pero sólo uno de los dos átomos que se
enlazan es el que aporta la pareja de electrones. A este tipo de enlace se le denomina
coordinado
para indicar su diferente método de formación, pero una vez formado
es, desde todo punto de vista, idéntico al enlace covalente y no es distinguible de éste.
c Existen moléculas o iones NO, NOz que tienen un número impar de elec-
trones de valencia. La molécula de NOz contiene diecisiete electrones de valencia
cinco del nitrógeno y doce de los átomos de oxígeno . No es factible dividir un nú-
mero impar de electrones en tal forma que cada átomo de la molécula tenga una con-
figuración de ocho electrones número par . No son muy frecuentes las especies con
electrones impares y, por lo general, son muy reactivas.
Posiblemente para formar enlaces covalentes el criterio que deba prevalecer
sea el de formar pares de electrones y no el de obtener un octeto.
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 5
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FIGURA 5-7. Representación del enlace metálico en sodio Na , e=) yen magnesio Mg+ , 2e-). Modelo de
iones positivos en un mar de electrones.
o
9
C\
J
u
0
0~
.:
~.~~
• o. o:
:
Enlace metálico
Las propiedades físicas y químicas de los metales no pueden explicarse por me-
dio de la formación de enlaces iónico o covalente. Una de las propiedades de los me-
tales es la capacidad para conducir con facilidad la corriente eléctrica. Esta facilidadd
de conducción nos indica que en los metales exíste una fuente accesible de electro-
nes, por lo que los electrones de valencia deberán estar en libertad, circulando por
ciertos niveles de energía del conjunto de átomos que forma el trozo metálico.
Actualmente se considera que un metal está formado por una red rígida de iones
positivos sumergidos en una nube o en una atmósfera de electrones libres.
l
enlace
x
H : O~
S
~
H
coordinado
xx
xx
En el H S0 el azufre se encuentra unido a cuatro oxígenos; con dos de ellos
lo hace por medio de covalencia y con los otros dos por enlace coordinado, debido
a que el azufre tiene dos pares de electrones sin compartir y cada oxígeno necesita
dos electrones para completar su octeto.
H~
e
N , enlace
/ A , coordinado
H • H
H
OH --
146 QUIMICA
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33.
Utilice las electronegatividades para ordenar el enlace formado entre los
siguientes
9
pares de elementos en orden creciente de carácter iónico:
a S O;
b Se O;
c Mg-I;
d Ca-S;
C-S;
f Ca-Cl;
g C-Cl;
h Na O;
32.
Considerandola distorsión del anión,pronostique cuál miembro de los si
guientes pares es más covalente.
a MgSe o MgCl2
b LiI o LiCI
c Al2
0
3 o Al2
S
3
d SnI
o PbCl
J R I IOS
El enlacemetálicopermite explicar la tenacidad, la alta densidad, la maleabili
dad y la ductibilidad de los metales. Aunque los iones positivos ocupan una posi
ciónestacionaria relativa enla nube deelectrones, pueden deslizarseuno sobre otro
fácilmente, por loque no sufren fracturas al martillarse para hacerse láminas muy
delgadas maleabilidad oalestirarse enhilos o alambres muy delgados ductilidad .
La alta conductividad eléctrica de los metales se debe al enlace metálico. El
hechodeque los electrones circulenpor elmetal conuna velocidadmuy grande nos
indicaque algunos de los electrones de los átomosmetálicos se encuentran en liber
tad y no pertenecena un átomo en particular sino al sólidoentero. Si uno de los ex
tremos de una pieza metálica se calienta, los electronesde esa zona se muevenmás
rápido que los electronesde la zonafría. El rápido fluir del calor en losmetales indi
ca que los electrones conmás energía de la zona caliente se mueven rápidamente y
se mezclan con los electrones menos energéticos de la zona fría. El movimientode
loselectronesdevalenciaenlosmetales y su intercambio deenergía cinéticaes aná
logo al movimiento de las moléculas de un gas.
En conclusión,un metal es una substancia queconsta de iones cargados posi
tivamente, fijos en la red metálica, con electrones que se mueven libremente a tra
vés del sólido.Los electrones libres actúan comouna fuerzade cohesión, sin la cual
los iones positivos se repelerían entre sí. Por esta razón se dice que los electrones
móviles son el enlace metálico.
El enlace metálico es fuerte. La mayoría de los metales tienen puntos de fu
siónelevados, altas densidades y estructuras en las cuales los iones positivos están
empacados demanera compacta. A diferenciadelos cristales iónicos,las posiciones
de los iones positivos pueden alterarse sin destruir el cristal, porque al moverse li
bremente los electrones generan una nube uniforme de carga negativa.
ENLACE QUIMICO
FORMA MOLECULAR 47
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Interacciones dipolo-dipolo y dipolo-iones
Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan en moléculas polares que se atraen en
tre sí, orientándose de tal forma que el polo positivo de una queda cercano al negati
vo de otra, tal como lo muestra la figura 5-8.
En una molécula, los átomos se mantienen unidos por medio de enlaces cova
lentes; la estructura y la forma molecular están determinados por las propiedades
de los átomos constituyentes y los enlaces químicos entre ellos.
El hecho de que substancias formadas por moléculas independientes se encuen
tren en estado líquido y sólido, señala que deben de existir fuerzas de atracción en
tre las moléculas. Ahora bien, la mayoría de las reacciones químicas involucran
interacciones moleculares, por lo que es importante considerar este tipo de fuerzas
intermoleculares, cuya magnitud se reflej a en propiedades como el calor de fusión,
de vaporización, solubilidad, etc. Entre las fuerzas intermoleculares se tiene: las
dipolo-dipolo, dipolo-iones, de dispersión London , enlace de hidrógeno, etcétera.
FUERZ S INTERMOLE UL RES
36. ¿Qué es enlace covalente coordinado?
37. ¿Cuándo se presenta un enlace coordinado?
38. ¿Es posible distinguir experimentalmente entre un enlace covalente y uno
coordinado?
39. De acuerdo con el enlace metálico, explique por qué los metales son:
a maleables y dúctiles
b buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor.
35. Utilice las electronegatividades para determinar en cada uno de los si
guientes pares cuál enlace es más polar e indique en qué dirección está
polarizado el enlace:
a H-C oH-Si
b O-H o O-F
c O-H o S-H
d O-F o S-F
34. Utilice las electronegatividades y establezca si los enlaces formados entre
los siguientes pares de elementos serán iónicos o covalentes:
a Na Br;
b N Br;
c P Br;
d Ba, Cl;
e
Ca,
O
f C O;
g Cl, O.
48 QUIMICA
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Las moléculas polares y los iones se atraen mutuamente. El polo positivo es
atraído por los aniones y el negativo por los cationes, se llama
interacciones di-
polo ion y tiene gran importancia en los procesos de disolución.
1
X
10-
18
ues= cm
3.34
X
10-
30 e
x m
* 1 D
Substancia
Masa Molecular
Momento dipolo
Punto de ebullición C
en Debyes D)*
28
-196
32
83
HBr
8 0 76
- 67
HI
28
0 38
35
T L
5 2
Ejemplos de momentos dipolo en substancias no polares
en compuestos polares
Entre los factores que determinan los puntos de ebullición y fusión de las subs
tancias, está el grado de interacción dipolo-dipolo, la masa y la geometría molecu
lar. A mayor fuerza dipolo-dipolo mayor será el punto de ebullición de una sustancia.
Cuando se comparan substancias no polares con compuestos polares de la misma ma
sa y forma molecular, las no polares presentan puntos de ebullición y fusión más
bajos que el de los polares.
FIGUR 5-8. Atracciones dipolo-dipolo en el He .
b)
d- d+
CI- H
d- d+
CI -
d- d+
CI -
d+ d-
H - CI
d+ d-
H - CI
d+ d-
H CI
ENLACE QUIMICO FORMA MOLECULAR 149
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Enlace o puente de hidrógeno
Cuando se comparan los puntos de ebulliciónde las combinacioneshidrogena
das de los elementos no metálicos de los grupos IV A V A VI A y VII se pone
demanifiesto la existencia deuna fuerza intermolecular mayor que la que se espera
por las interacciones dipolo-dipolo.
En la figura 5-10se observa que en los hidruros polares de los grupos V VI y
VII el punto de ebullición aumenta al aumentar la masa molecular excepto p r
los primeros miembros de estos grupos En elgrupo IV que forma hidruros nopola
res existe una relacióncasi lineal entre el aumento delpunto de ebullicióny lamasa
molecular debido a la ausencia de interacciones dipolo-dipolo.
En la serie CH SiH GeH SnH se muestra la tendencia esperada en los
puntos deebulliciónpara compuestos conmoléculasnopolares dondeel átomocen
tral de cada moléculacarecedepares de electrones libres. En esta serieel punto de
ebulliciónaumenta al aumentar el tamaño molecular.
En loscompuestosdelasotras tres seriesexisten fuerzasdipolo-dipoloqueman
tienenmuy juntas a las moléculas.Sin embargo elprimer compuesto de cada serie
HF H
2
0 NH
3
tiene punto de ebulliciónmuy alto debido a la existencia de una
fuerza intermolecular mayor llamada enl ce o puente de hidrógeno
FIGURA 5 9. Interacción dipolo ion.
Anión
Catión
150 QUIMICA
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H F
• H F •• •• ••
. : H O: H O·. H O
Estas fuerzas de atracción mayores se encuentran en compuestos en los que
el hidrógeno se enlaza por covalencia a átomos muy pequeños, muy electronegati
vos y que tienen por lo menos un par electrónico sin compartir, comoel F, O y N.
Estos compuestos presentan enlaces covalentes muy polares.
En estos compuestos, el átomo del elemento electronegativo ejerce una atrac
ción tan fuerte sobre los electrones del enlace que el átomo de hidrógeno presenta
una carga positiva parcial /
+],
que es casi igual a la de un simple protón ya que
notienepantalla deelectrones.Por lotanto, el hidrógenodeuna moléculaserá atraído
por un par deelectrones nocompartido del átomo electronegativo deotra molécula.
Esta atracción se llama
enl ce
o
puente de hidrógeno
Período
FIGUR 5 10. Variación del punto de ebullición en compuestos hidrogenados de los elementos de los grupos
IV A V A VI A Y VII A.
5
-200
HF
G
e,
o
g
.c
Q
Q
O
o
~
l
-100
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 151
100
7/26/2019 5. Enlace Químico y Forma Molecular Flores
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Fuerzas de dispersión Fuerzas de London
En el caso de moléculas no polares p O ,que tienen puntos de ebullición muy
bajos como el CH
4
N
etc., donde no existen dipolos permanentes, pero que a
pesar de eso pueden licuarse, debe presentarse algún tipo de fuerza intermolecular.
Se ha postulado la existencia de fuerzas de atracción relativamente débiles, mu
cho más débiles que las fuerzas dipolo-dipolo o enlace de hidrógeno, a las que se lla
ma fuerzas de dispersión de ondon ver figura 5-11 .
Se cree que las fuerzas de dispersión son originadas por el movimiento elec
trónico. Cuando por un instante se distribuye la nube electrónica más de un lado
que del otro, se produce un dipolo en el cual una parte de la molécula es ligeramente
más negativa que el resto, y en el instante siguiente cambian las posiciones de los
polos debido al movimiento de los electrones.
Esta molécula autopolarizada induce un momento dipolar en una molécula ve
cina. Los dipolos inducidos producen que las moléculas no polares se atraigan mu
tuamente.
Los átomos electronegativos más grandes, por tener nubes electrónicas más di
fusas, muestran poca o ninguna tendencia a formar enlaces de hidrógeno.
La energía para romper un enlace de hidrógeno es mucho más débil que la que
se necesita para romper un enlace covalente; sin embargo, es un tipo de fuerza inter
molecular bastante importante porque ejerce gran influencia en las propiedades de
un compuesto.
Si observamos la figura 5-10, encontramos que el agua tiene un punto de ebu
llición mayor que el del HF, lo que demuestra el efecto del enlace de hidrógeno en
el punto de ebullición. El flúor es más electronegativo que el oxígeno 4.0 y 3.5, res
pectivamente , pero como por cada molécula se forman en promedio dos enlaces de
hidrógeno en el agua y uno en el HF, el punto de ebullición de la primera es más
elevado porque requiere más energía para romper este tipo de atracción intermo
lecular.
El alto calor específico del agua con respecto a otros líquidos o sólidos y el que
el hielo sea menos denso que el agua líquida por la gran proporción de espacio vacío
en la estructura del hielo, se origina por la formación de puentes de hidrógeno.
La gran solubilidad de compuestos que contienen oxígeno, nitrógeno y flúor
se debe también a la formación de enlaces de hidrógeno. El amoníaco es muy soluble
en agua mediante la formación de este tipo de enlaces.
a El átomo que proporciona el par de electrones para el enlace sea relativa
mente pequeño y muy electronegativo.
b La molécula que suministra el hidrógeno para formar el enlace sea muy polar.
nlace o puente de hidrógeno es la unión de dos átomos electronegativos por
medio de un hidrógeno que sirve de puente entre ambos, unido a uno covalentemen
te y a otro por fuerzas electrostáticas.
El enlace de hidrógeno se puede presentar tanto entre moléculas idénticas
de un compuesto puro como entre moléculas diferentes, pero se requiere que:
5 QUIMICA
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Substancia
He H
Ne N
r
Kr
Xe
Número de
electrones
2
2
10
14
16 18 18
36
Punto de
ebullición
O C
-269 -253 -246 -196 -183 -186 -186 -153 -107
TABLA 5-3 Relación entre el número de electrones por molécula
y
punto de ebullición
•••
.
: • 1
.
...
.•:1
: ~.~.~. ~
\ J í~\
;(,..
Las fuerzas intermoleculares de dispersión dependen delnúmero de electrones
en la moléculay son más fuertes entre moléculasgrandes que tienen un mayor nú-
mero de electrones y poseen grandes nubes electrónicas que se distorsionan o pola-
rizan con facilidad
Estas fuerzas también existen entre moléculaspolares porque también contie-
nen electrones pero en moléculasno polares sonlas únicas fuerzas intermoleculares
que se presentan
En moléculasno polares con menos de 20 electrones existe una cierta correla-
ciónentre el punto de ebullicióny el número de electrones; aparentemente las fuer-
zas de dispersión o de London son proporcionales en intensidad con el número de
electrones por molécula ya que el punto de ebulliciónaumenta
Las fuerzasdeLondonsonmás fuertes entre moléculasgrandes quetienengran-
des nubes electrónicas que se distorsionan con más facilidad
FIGURA 5-11. Las fuerzas de London son fuerzas atractivas que se originan cuando la nube electrónica
del átomo A, al vibrar alrededor del núcleo, polariza las nubes de electrones de los átomos contiguos B
y
C.
e
~
V
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 153
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.3. ¿Cómoson los puntos de fusión y ebulliciónde las moléculasno polares
en relación con las polares?Explique su respuesta.
42. Indique el o los tipos de fuerzas intermoleculares en:
a) moléculasno polares
b) moléculaspolares
41. En qué tipo de moléculas se presentan las interacciones:
a) dipolo-dipolo
b ] enlace de hidrógeno
40. Mencionetres propiedadesde las substancias que reflejenelefecto de las
fuerzas intermoleculares.
J R I IOS
Comose ve enla tabla 5-4,las fuerzas deLondon son las principales entre mo
léculas no polares. Sin embargo, si comparamos las fuerzas dipolo-dipoloy las de
dispersión en HI, HBr y HCI,encontramos que el HI es el de mayor tamaño y el
HClel de menor, el HCIes más polar pero el HI presenta mayores fuerzas de Lon
don. El efecto sumado de las fuerzas dipolo-dipoloy de las de dispersión hace que
el punto de ebullicióndel HI sea mayor que el del HC .
* Originadas por el enlace de hidrógeno.
Momento
Energías de atracción kJ/mol
Punto de Punto de
Molécula
dipolar D
ebullición K fusión K
Dipolo-dipolo London
CO
0.12
0.0004
8.74
82
74
HI 0.38 0.025 27.9 238
HBr 0.78
0.69
21.9
206
185
HCI
1.03
3.31 *
16.8
188
158
NH
3
1.49
13.3* 14.7
240
195
H
1.84
36.4*
9.0
373
273
TABLA 5 Ejemplosdesubstanciasmolecularessencillas
susenergíasde atracción
intermolecular
154 QUIMICA
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a Moléculas o iones en los cuales un átomo central de un elemento está unido
a átomos de otros elementos.
b La forma de una molécula o ion es una consecuencia de las repulsiones de
los pares de electrones en el
nivel de valencia del átomo central
en el que
existen pares de electrones que forman los enlaces covalentes pares enla
zantes y los pares que están sin compartir pares libres o de no enlace .
e Los pares de electrones que rodean a un átomo debido a la repulsión elec·
Las moléculas son agregados tridimensionales que tienen forma y tamaño; sus
propiedades
y
comportamiento están íntimamente relacionados con la forma, que es
la distribución que ocupan en el espacio los átomos.
Es posible predecir la geometría aproximada de las moléculas o iones si se con
sideran, en términos generales, los siguientes puntos:
GEOMETRI MOLE UL R
49. Distinga entre:
a enlace covalente y fuerzas dipolares,
b fuerzas de dispersión
y
fuerzas dipolares.
48. Indique para las siguientes consideraciones cuáles son siempre válidas, ge
neralmente válidas o generalmente no son ciertas:
a Las fuerzas de dispersión existen entre todas las moléculas.
b Las moléculas no polares forman enlace de hidrógeno.
c Entre las moléculas polares existen fuerzas dipolo-dipolo.
d Las moléculas polares y los iones se atraen mutuamente.
47. Distinga entre las fuerzas intramoleculares en el CO
y las fuerzas inter
moleculares.
46. Indique el tipo de fuerzas intermoleculares que existen en:
a
b H
2
S
c H
0
45. Critique las siguientes proposiciones:
a El enlace de hidrógeno se forma en todos los compuestos que contienen
más hidrógeno.
b Las fuerzas de dispersión London sólo existen entre moléculas polares.
44. Indique cuáles moléculas forman puentes de hidrógeno:
a HBr;
b CH -OH;
c
PH ;
d H2S;
e
HF;
f CH3-NH2•
ENLACE QUIMICO
y
FORMA MOLECULAR 55
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FIGURA
5-12. Geometría de las moléculas de metano
(CH
4 , amoníaco
(NH
3 yagua
(HP).
Los pares de
enlace se representan por medio de líneas.
Fórmula
Estructura Pares
lA es el
punto-electrón
Forma
Ejemplo
de electrones
átomo X
central)
X
x x
CH4
AX
4
A Tetraedro 4 enlazantes
X/\~X
CHI
3
X
X
AX3
Pirámide
NH
3
3 enlazantes
A
x/\-- X
triangular
1 no enlazante
X
PBr3
X
X
x
•
AX2
X/ ~X
H20
2 enlazantes
X
Angular
2 no enlazantes
SCI
2
x
H
S
-_ X
En moléculas donde el átomo central tiene cuatro pares de electrones en el ni
vel de valencia, se pueden considerar los siguientes casos: i) átomo central con cua
tro pares enlazantes como el C en el CH4 en donde éstos se ubican tan separados
entre sí como sea posible asumiendo una orientación tetraédrica regular con ángu-
I
Cl- Zn - Cl- Be - F-F
Cuando una molécula está formada de sólo dos átomos AB), como el HF, HC1,
etc., su forma es lineal. Para moléculas con tres átomos
B
z
en las que se com
parten dos pares de electrones, como el BeF 2, ZnCl
z
MgCl2 etc., éstos se localizan
a los lados opuestos del átomo central, produciendo una molécula lineal. En molécu
las con cuatro átomos AB
3),
como el BF
3,
AIC1
3,
etc., en las que se comparten tres
pares de electrones, éstos se situarán en ángulos de 120 con respecto uno del otro,
generando una
lécula de forma plana
y
triangular.
d )
Los pares de electrones no compartidos y los pares de los enlaces múltiples
repelen un poco más a los otros electrones que como lo hacen los pares elec
trónicos en los enlaces simples.
156 QUIMICA
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Los factores principales que determinan las propiedades físicas de las subs-
tancias son: la naturaleza de los átomos, las moléculas o iones que integran una subs-
tancia y la intensidad de las fuerzas de enlace entre ellos.
De acuerdo con la naturaleza de las unidades estructurales de una substancia
y el enlace entre ellas, se consideran cuatro tipos de substancias:
L Compuestos iónicos o electrovalentes: NaCl, KCI, MgO, etcétera.
2. Compuestos moleculares: z
2,
CC1
4
CO
2
z 0, NHa etcétera.
3. Substancias macromoleculares: C, Si02•
4. Metales: Na, Fe, Au.
PROPIED DES FISIC S DE L S SU ST NCI S
DE ID S LOS ENL CES
los de 109.5°.
ii
Moléculas como el NH3 en las que el N tiene cuatro pares de elec-
trones en el nivel de valencia pero uno de ellos es no enlazante y ejerce una mayor
repulsión, tendrán forma piramidal triangular y el ángulo entre los pares de enlace
será un poco menor de 109.5°. iii Moléculas como el H20, en las que el átomo cen-
tral oxígeno) posee dos pares de enlace y dos de no enlace tendrán forma angular
y el ángulo entre los pares enlazantes está aún más distorsionado. iv) Moléculas co-
mo el CO que posee dos enlaces dobles y el átomo central carbono) carece de pa-
res de electrones sin compartir, tendrán forma lineal debido a que los enlaces se
localizan a los lados opuestos del átomo central.
La forma geométrica aproximada de los ejemplos anteriores se resume en la
tabla 5-5
Los ángulos de enlace observados en las moléculas diferirán de las posiciones
idealizadas en la tabla 5-5, según los tipos de repulsiones de pares electrónicos que
existan en cada caso particular.
Número de
Fórmula Geometría de átomos
Ejemplos
átomos
tipo
Fórmula Angulo de enlace
2
AB
lineal
HCI
180
3
AB
2
lineal
CO2, BeF2
180
3
AB2
angular
H20
105
4
AB3
planar triangular
BF3
120
4
AB3
Piramidal triangular
NH3
107
5
AB4
tetraédrica
CH4
109 5
~
T L
Forma de especies moleculares simples
ENLACE QUIMICO y FORMA MOLECULAR 157
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olécul pol r
Compuestos con molécula polar, como el HCl, al disolverse en el agua forman
iones y producen por lo tanto una solución conductora de corriente eléctrica; sin em
bargo, las soluciones acuosas de la mayor parte de las substancias polares son con
ductoras débiles. Tienen puntos de fusión y de ebullición un poco más elevados que
los de las substancias no polares de peso molecular equiparable.
En compuestos moleculares enlosque hidrógeno se encuentra unido aun áto
mo pequeño y muy electronegativo N, F , debido a la formación del enlace de hi
drógeno, presentan puntos de ebulliciónmuy altos a pesar de su peso molecular bajo.
Por ejemplo: el fluoruro de hidrógeno punto de ebullición 19°C , el agua punto de
ebullición 100° C y el amoníaco punto de ebullición _33° C, tienen puntos de ebu
llición anormalmente altos, comparados con los de los otros compuestos hidroge·
nados de los elementos de las familias VII A, VI A y V A.
Por lo general son solubles en disolventes polares como el agua.
Substancias moleculares
olécul no pol r
Los compuestos con molécula
nopol r
constan demoléculas que son perfecta
mente diferenciables, cuyos átomos están unidos por enlaces covalentes no polares
fuertes o por enlaces covalentes polares pero que tienen un momento dipolar total
igual a cero.
Las fuerzas entre las moléculas de estos compuestos son muy débiles y pueden
separarse con facilidad. Por lo general se presentan como gases o líquidos, o sólidos
que fácilmente subliman; son muy volátiles y tienen puntos de fusión y de ebullición
relativamente bajos. Todas las substancias que son gases a la temperatura ambien
te y prácticamente la mayoría de líquidos, son moleculares. Por ejemplo, el punto
de ebullición de hidrógeno elemental H
2
es de -253°C, el del metano CH
4
es de
-162° C, el del benceno C
H
es de 80°C. Cuando el peso molecular de la substan
cia es bastante elevado, ésta puede ser sólida a temperatura ambiente, como el yodo
elemental 12 con un punto de fusión de 113°C.
Por lo general, son solubles en disolventes no polares e insolubles en disolven
tes polares.
Compuestos iónicos o electrovalentes
Por logeneral son sólidos a temperatura ambiente, con puntos de fusión yebu
llición altos, ambos superiores a los 500°C. Esto se debe a la gran cantidad de ener
gía calorífica que se necesita suministrar para vencer las grandes fuerzas
electrostáticas atractivas entre los iones de carga opuesta y que éstos puedan tener
la libertad de movimiento característico de un líquido.
Son buenos conductores de la corriente eléctrica cuando están fundidos o en
solución acuosa. En estado sólido son malos conductores porque los iones están in
móviles. Una gran parte de este tipo de compuestos son solubles en disolventes po
lares como el agua y, en general, son insolubles en disolventes orgánicos no polares
éter, hexano, etcétera .
58 QUIMICA
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6nVOAVnN
.
s
-
s
-W
-
u
-Oom
l
s
·mA
0S
-0
-
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s
-
O
9
a
o
o
-
u
s
u
-
-
a
H
'om
-
-
o
-
u
SOQOS
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Tipo de
Tipo de
Partículas
Cristal
Fuerzas
Propiedades
Ejemplos
enlace
elementos
de atracción
lónico
Metal y no
Iones positi- lónico Atracciones Puntos de
NaCI, KN03
metal. vos y nega-
electrostá- fusión eleva- KBr, BaO
tivos.
ticas. dos, duros,
frágiles, bue-
nos conduc-
tores eléctri-
cos al estado
de fusión.
Covalente
No metales
Moléculas no Molecular
Dispersión.
Puntos de fu-
H2,C12,O2
no polar
de igual
polares.
sión muy ba-
electrone-
jos, no
gatividad. conducen la
electricidad ni
fundidos ni en
solución
acuosa.
Covalente
No metales
Moléculas Molecular
Dispersión
Puntos de fu-
S02 HBr,
polar
de diferente
polares gene- dipolo
sión bajos pero
H20, NH3
electrone-
ralmente.
dipolo
mayores que
gatividad.
los de las mo-
léculas no po-
lares,
conductores
pobres de la
electricidad.
Covalente
No metales.
Atomos. Redes
Enlaces Puntos de fu-
C
covalentes.
sión muy ele- diamante)
vados, muy
Si02
duros, no con-
ductores de
electricidad.
Metálico
Metales.
Iones positi-
Metálico
Enlaces Puntos de fu-
Au, Cu,
vos y elec-
metálicos.
sión relativa-
Fe, Ag, K
trones.
mente altos,
duros o blan-
dos, maleables
y dúctiles,
buenos con-
ductores eléc-
TABLA 5 6Tipo de substancias: propiedades relacionadas con las estructuras
Metales
Los metales se caracterizan por ser sólidos y no volátiles, con excepción de al-
gunos como el mercurio. Sus puntos de fusión se encuentran comprendidos en un
rango muy amplio, pues van desde temperaturas ligeramente superiores a la am-
biente Cs con punto de fusión de 29°C hasta de varios cientos de grados centígra-
dos W con punto de fusión de 3380°C .
Son insolubles en agua y disolventes orgánicos no polares. Excelentes conduc-
tores de corriente eléctrica, ya que la conducen aun en estado sólido. Tienen alta
conductividad térmica y reflejan con facilidad la luz.
160 QUIMICA
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58. Una especie química sólida es insoluble en agua, no conductora, y no se
funde cuando se calienta a 1000°C.¿En cuál deloscuatro tipos desubstan-
cias la clasificaría?
57. Critique cada una de las siguientes proposiciones:
a Las substancias con puntos de fusión alto tienen enlace iónico.
b Al aumentar el peso molecular aumenta el punto de ebullición.
56. Indique en cada uno de los siguientes pares cuál tiene el mayor punto de
ebullición.Explique su respuesta.
a CH
4
o SiH
4
b NaCl o CH
4
c Fe o N
d H20 o diamante;
e CaO o 12
f Hg o Si02
55. Explique por qué:
a El Si0
tiene mayor punto de fusión que el CO2.
b El NaCl tiene mayor punto de fusión que el ICl.
c El Hg es mejor conductor que el S.
d El H20 tiene mayor punto de ebulliciónque el H2S.
54. Indique cuál es el tipo de enlace o fuerza intermolecular más fuerte en:
He
b H
c CaF
2
d Na
53. Clasifique las siguientes especies en moleculares, macromoleculares o
metálicas:
a latón
b plata
c CC1
4
d diamante
e talco
CS
g bronce.
52. Clasifique en orden creciente de punto de ebullición a: Br2 IC1,C12.
51. ¿Cuálde los siguientescompuestostiene el mayor punto de ebullición:CaO
o KC1?
50. Explicar la diferencia entre:
a Substancia molecular y substancia macromolecular.
b Enlace covalente y enlace de hidrógeno.
J R I IOS
ENLACE QUIMICO
y
FORMA MOLECULAR 6
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64. Pronostique la geometría de cada una de las siguientes moléculas:
a AlBr3
b H
2
S
c
PH3
d BeH
e 4
63. En general cuál es el valor de los ángulos de enlace en moléculas cuyos
pares electrónicos enlazantes están orientados:
a en línea recta
b a los vértices de un triángulo equilátero
c a los vértices de un tetraedro regular.
62. Indique la geometría molecular de las siguientes substancias:
Hg
b HBr
c Si 4
d AICl
e PH3
61. ¿Qué son pares de electrones de no enlace?
60. Indique algunos experimentos sencillos que permitan distinguir entre una
substancia iónica y un metal.
59. Un sólido cristalino es soluble en agua y su solución conduce la corriente
eléctrica. El compuesto es:
12
b diamante
c aluminio
d NaF
62 QUIMICA