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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES

CURSO: OCTAVO BASICO Fecha: Octubre de 2016

Tema: Química Inorgánica

Profesores: Sandra Inostroza y Enrique Zambra A.

Enlace iónico y covalenteTe invitamos a estudiar el enlace químico con el siguiente recurso que hemos desarrollado para

apoyar tu aprendizaje en química. Contiene ilustraciones que apoyan el contenido.

Enlace químico

La teoría del enlace químico explica el origen de los enlaces entre dos o más átomos y permite

calcular las energías involucradas en la formación de esos enlaces. Para simplificar, puedes

reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico.

Los enlaces formados entre dos elementos cualesquiera, ocurren entre electrones,

específicamente entre electrones que se encuentran en la última capa de cada elemento. Dichos

electrones reciben el nombre de electrones de valencia.

Para ilustrar un elemento con sus electrones de valencia, se utiliza una estructura llamada

estructura de Lewis, que indica precisamente sólo los electrones de la última capa del átomo.

Por ejemplo: La estructura de Lewis para el H es: , lo que indica que tiene sólo un electrón. La

estructura de Lewis para C, el cual tiene un z=6, y, por tanto, cuatro electrones en su última capa,

es:

Ejercicio: Establece la estructura de Lewis para los elementos: Li, B, O y N.

La reactividad de un elemento depende, en términos generales, de cuántos electrones tenga para

completar su configuración electrónica, o sea para alcanzar la configuración de cualquier gas

noble, es decir con todos los orbitales completos. De acuerdo a ello, y para simplificar la cuenta de

electrones, cualquier átomo que tenga orbitales p incompletos debe cumplir con la regla del

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octeto, es decir ocho electrones en su último nivel. Para el H y He se cumple con la regla de dueto:

dos electrones en el último nivel.

El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los

electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre

sí y también entre los núcleos.

El modelo más simple es el enlace iónico. Para que un enlace sea iónico debe existir una

apreciable diferencia de electronegatividad, de modo que uno de los átomos atraiga con más

fuerza un electrón y ambos quedan cargados. De este modo, este modelo de enlace supone que

ambos iones se comportan como cargas puntuales e interaccionan de acuerdo a la ley de

Coulomb.

Este tipo de enlaces es típico de moléculas formadas por un elemento del grupo 7A (halógenos) y

un elemento del grupo 1A (alcalinos). Los halógenos son muy electronegativos porque les falta

sólo un electrón para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica de un

gas noble. Esto hace que atraigan un electrón del elemento alcalino. Los alcalinos tienen un

electrón en la última capa, y lo liberan fácilmente para cumplir con la regla del octeto. Ambos

elementos quedan cargados: el halógeno negativo y el alcalino, positivo:

Figura 1: Esquema de formación de un enlace iónico

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El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se distribuyen

espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un papel mural, pero

dispuestos de manera tridimensional.

Figura 2: Sólido cristalino ordenado producto del enlace iónico

En un compuesto iónico hay un completo balance de la carga eléctrica. Así por ejemplo, si se

dispone de iones aluminio (III) (Al+3) y óxido (O-2), la condición de electroneutralidad se puede

expresar de este modo: si en un cristal de óxido de aluminio hay iones Al3+ y iones O2-, entonces

para que exista neutralidad deberán existir dos iones Al3+ y tres iones O2- en el compuesto sólido

Al2O3.

La principal característica de un enlace covalente es que en él se comparten los electrones

desapareados de la capa de valencia, de modo que cada elemento que participa en el enlace

cumple con la regla del octeto. Este enlace es típico de moléculas diatómicas como H2. En este

caso, cada uno de los átomos posee un electrón de valencia y la interacción de ambos electrones

desapareados para formar la molécula H2 puede ser representada mediante la estructura , en la

cual se cumple la regla de dueto.

Si observamos el agua, vemos que el oxígeno tiene seis electrones de valencia, de los cuales dos

están apareados en el orbital s, mientras que el orbital p tiene electrones apareados y dos

desapareados. Estos últimos participarán en el enlace covalente que se formará con el H, que sólo

tiene un electrón de valencia.

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Figura 3: Esquema de un enlace covalente

Existen dos tipos de enlace covalentes:

1. Enlace covalente apolar, que se produce entre moléculas de similar electronegatividad como,

por ejemplo, en las moléculas de hidrocarburos, donde la electronegatividad del hidrógeno y del

carbono es similar, formando un compuesto sin polos. Las moléculas homonucleares (de igual

átomo) forman enlaces apolares, debido a que tienen igual electronegatividad.

2. Enlace covalente polar: se forma entre moléculas de diferente electronegatividad, lo que hace

que los electrones se orienten más hacia un átomo que hacia el otro; esto crea una densidad de

electrones mayor en un átomo y forma, por tanto, un polo.

3. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos comparten un par de

electrones, pero los electrones compartidos los aporta un solo átomo. Por ejemplo, la formación

de ión amonio (NH4+). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro

elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como H+, el

cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.

Figura 4: Representación de los enlaces

La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales

atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales

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tomando parte en la formación del enlace.

El enlace H-H en la molécula de H2 se forma por el traslape de los orbitales 1s de cada átomo de

hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía

potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen

entre sí, pero aumenta la atracción de los núcleos por los electrones. Esta atracción es mayor que

la repulsión, por lo que la energía potencial es negativa. El sistema es más estable cuando la

energía potencial es mínima, lo que se logra cuando existe el máximo contacto entre las dos nubes

electrónicas, y por lo tanto, ocurre cuando se ha formado la molécula de H2.

Actividad N° 1. Formación de moléculas simples utilizando la valencia del elemento y

conformando enlaces.

Grupo 1. Metano. CH4.

Grupo 2. Etano. CH3-CH3

Grupo 3. Propano. CH3-CH2-CH3

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Grupo 4. Agua. H2O.

Grupo 5. Amoniaco. NH3 :

Actividad N°2. Utilizando el simulador PHET (Construye una molécula), generaremos diversas

moléculas teniendo en consideración los electrones de valencia y los enlaces conformados.

Actividad N° 3. Conformando moléculas en el PHET (molecule shapes) podrás darte cuenta de los

ángulos que conforman el enlace químico en relación con los enlaces vecinos.

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Actividad N° 4. Polaridad que muestran las moléculas debido a la diferencia de

electronegatividad entre los átomos que se enlazan.

Observe la molécula de agua y considere la diferencia de electronegatividades y califique a la

molécula como iónica o covalente polar o covalente propiamente tal.

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Actividad Nº5. conductividad eléctrica de las sustancias iónicas y covalentes.

Apoyándonos en su aspecto y estado físico, en su solubilidad y en la conductividad de corriente eléctrica, podríamos caracterizar a las sustancias iónicas y covalentes. Lo haremos fijándonos en su conductividad eléctrica.

SUSTANCIAS A UTILIZAR

Solución NaCl saturada,