5. enlace químico y forma molecular flores

7/26/2019 5. Enlace Químico y Forma Molecular Flores

http://slidepdf.com/reader/full/5-enlace-quimico-y-forma-molecular-flores 1/38


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:

26 QUIMICA



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



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.

128 QUIMICA



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

FORMA MOLECULAR 29



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



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 .

ENLACE QUIMICO FORMA MOLECULAR 131



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.

132 QUIMICA



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

ENLACE QUIMICO

FORMA MOLECULAR 133



(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:

34 QUIMICA



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:




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)

136 QUIMICA



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 + .




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



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+




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



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



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


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




[ 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



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.




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



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



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



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 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


http://slidepdf.com/reader/full/5-enlace-quimico-y-forma-molecular-flores 27/38I I

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


100



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



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




.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



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



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



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




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



6nVOAVnN

.

s

-

s

-W

-

u

-Oom

l

s

·mA

0S

-0

-

u

-}

}

sm

ym

s

-

O

9

a

o

o

-

u

s

u

-

-

a

H

'om

-

-

o

-

u

SOQOS



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



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



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

5. enlace químico y forma molecular flores

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