ENLACE QUÍMICO

Ing. Jorge Torres Ugaz

A través de las reacciones químicas, los átomos

tienden a llegar a estados más estables con menores

niveles de energía. Los átomos reaccionan

químicamente perdiendo, ganando o compartiendo

electrones. Surgen así, fuerzas por interacciones de

transferencia y distribución de electrones. A las

fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los

distintos compuestos y a las moléculas entre sí se les

llama ENLACES QUÍMICOS.

Una primera aproximación para interpretar el enlace

A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

ESTRUCTURA DE LEWIS

Consiste en un símbolo químico que representa al núcleo y los

electrones de la capa de valencia del átomo. Puntos o aspas,

situados alrededor del símbolo representan a los electrones de

valencia o electrones más externos. Ejemplo: para el cloro y el boro,

que posee 7 y 3 e–, respectivamente en la capa de valencia, se tiene:

17Cl : [Ne]3s2 3p5 y cuya estructura de Lewis es:

 

5B : [He]2s2 2p1 y cuya estructura de Lewis es:

 

REGLA DEL OCTETO

Propuesta por G.N. Lewis. Los elementos cuando se combinan

para formar los compuestos, tratan de adquirir 8 e– en su capa

externa. Actualmente sabemos que esa cantidad de e– se debe

a la configuración de gas noble que le da más estabilidad a

cada uno de los elementos de combinación.

 

Todos los Gases Nobles, excepto el helio, tiene una capa

externa de ocho electrones, s2p6. Esta estructura

excepcionalmente estable, hace a dichos elementos,

químicamente inertes. Así, por ejemplo, la molécula de HClO.

1. Compuestos con número impar de electrones

Si el número de electrones de valencia en una

estructura de Lewis es impar, debe haber electrones

desapareados en alguna parte de la estructura.

Ejemplo: NO, NO2.

2. Elementos con deficiencia electrónica

Especies con octetos incompletos se limita a

algunos compuestos del berilio, boro y aluminio.

Ejemplo: BF3, Al Cl3, Be Cl2

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

3. Octetos expandidos

Las moléculas con octetos expandidos en algunos

elementos del periodo 3º del bloque “p”. Por

ejemplo: PCl5, SF6, SbCl5, etc.

Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del

octetoMetales: baja electronegatividad, baja energía de ionización. Tienden a perder electrones.

No metales: alta electronegatividad. Tienden a ganar electrones.

Según el tipo de átomos que se unen:

Metal – No metal: uno pierde y otro gana electrones (cationes y aniones).

No metal – No metal: ambos ganan electrones, comparten electrones.

Metal – Metal: ambos pierden electrones.

ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS

Para ello seguimos los siguientes pasos:

1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos

químicos para mostrar que los átomos están unidos entre sí. Para

compuestos sencillos es relativamente fácil. Para compuestos complejos,

requiere tener la información adecuada. En general el átomo menos

electronegativo ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor por lo

general ocuparán las posiciones terminales en las estructuras de Lewis.

2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes. Para aniones

poliatómicos agregue el número total de cargas negativas (Por ejemplo

para el ión se agregan 2 electrones por que la carga 2– indica que hay

dos electrones más, además de los que aportan los átomos neutros). Para

cationes poliatómicos, se resta el número de cargas positivas del total.

(Así para el se resta un electrón por que la carga 1+ indica la pérdida de

un electrón del grupo de los átomos neutros).

3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada

uno de los átomos que lo rodean. Complete los octetos de los

átomos enlazados al átomo central. (Téngase presente que la

carga de valencia de un átomo de hidrógeno se completa con sólo

2 electrones). Los electrones pertenecientes al átomo del centro o

a los átomos que lo rodean deben quedar representados como

pares libres si no participan en el enlace. El número total de

electrones es el que se determinó en el paso 2.

4. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue

dobles o triples enlaces entre éste átomo y los que lo rodean

usando los pares libres de estos últimos.

Ejemplo 1: Escriba la estructura de Lewis para el trifluoruro de

nitrógeno (NF3)

 

Paso 1: El átomo de nitrógeno es menos electronegativo que el flúor,

así que la estructura básica es:

 

F N F

F

 

Paso 2: Las configuraciones electrónicas de valencia del N y F son:

N = 2s22p3 y F = 2s22p5, respectivamente. de manera que existe: 5 +

(3 x 7) = 26 electrones de valencia en el NF3

Paso 3: Se dibuja un enlace covalente sencillo entre el N

y cada F y se completa los octetos para los átomos de F.

los electrones que restan se colocan en el N.

Ejemplo 2: Escriba la estructura Lewis para el ión carbonato

Paso 1: La estructura básica del ión carbonato se puede deducir

reconociendo que el carbono es menos electronegativo que el oxígeno.

Por lo tanto es probable que ocupe el lugar central.

O

O C O

Paso 2: las configuraciones de las capas externas del C y O son:

2s22p2 y 2s22p4, respectivamente, y el ión en sí tiene dos cargas

negativas. Entonces, el número total de electrones es 4 + (3 x 6) + 2

= 24

Paso 3: Se dibuja un enlace covalente sencillo entre el C y cada O y se

cumple con la regla del octeto para los átomos de O:

C

Esta estructura muestra los 24 electrones

Paso 4: Aunque la regla del octeto satisface para los átomos de O, no

es así para el átomo de C. por lo tanto se debe mover un par libre de

uno de los átomos de O para formar otro enlace con el C. así, la regla

del octeto también satisface al átomo de C. Por último se verifica que

haya 24 electrones de valencia.

C 

 

TIPOS DE ENLACE

Iónico

Metálico

Covalente

Enlace iónicoEl compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal.

Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. Los compuestos iónicos no están formados por moléculas.

Enlace iónico entre Cl y Na: formación del ión Cl- y Na+

Propiedades compuestos iónicosElevados puntos de fusión y

ebullición

Solubles en agua

No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: electrólisis)

Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad)

Enlace metálicoLas sustancias metálicas están formadas por átomos de un mismo elemento metálico (baja electronegatividad).

Los átomos del elemento metálico pierden algunos electrones, formándose un catión o “resto metálico”.

Se forma al mismo tiempo una nube o mar de electrones: conjunto de electrones libres, deslocalizados, que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Los cationes se repelen entre sí, pero son atraídos por el mar de electrones que hay entre ellos. Se forma así una red metálica: las sustancias metálicas tampoco están formadas por moléculas.

Propiedades sustancias metálicasElevados puntos de fusión y

ebullición

Insolubles en agua

Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas.

Pueden deformarse sin romperse

Enlace covalente

Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos.

Electrones muy localizados.

Diferentes tipos de enlace covalente

Enlace covalente normal:◦Simple◦Múltiple: doble o triple

Polaridad del enlace:◦Apolar◦Polar

Enlace covalente dativo o coordinado

Enlace covalente normal

Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

Polaridad del enlace covalente

Enlace covalente apolar: entre átomos de idéntica electronegatividad (H2, Cl2, N2…). Los electrones compartidos pertenencen por igual a los dos átomos.

Enlace covalente polar: entre átomos de distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones compartidos están más desplazados hacia el átomo más electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de carga positiva (δ+) y zonas de mayor densidad de carga negativa (δ-)

Enlace covalente dativo o coordinado

Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo).

Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)

Molécula de SO: enlace covalente doble

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo

:S ═ O:˙ ˙˙ ˙

˙ ˙S ═ O:

˙ ˙:O ←˙ ˙˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

Propiedades compuestos covalentes (moleculares)

No conducen la electricidad

Solubles: moléculas apolares – apolares

Insolubles: moléculas polares - polares

Bajos puntos de fusión y ebullición

¿Fuerzas intermoleculares?