DepartamentodeCiencias/Química

ENLACE QUÍMICO

Se define como enlace a la fuerza o energía que mantiene unido a dos átomos. Al estar unidos entre sí, alcanzan mayor estabilidad energética, similar a la configuración electrónica de un gas noble. La manera como se unen éstos átomos depende en cierta medida de la diferencia de electronegatividad que ellos presenten.

El enlace químico es el concepto básico que permite describir la estructura de la materia y sus distintos estados de agregación: sólido, líquido y gas. Sin él no podría explicarse por qué se forman las moléculas, así como tampoco cuáles son sus propiedades ni qué factores determinan su geometría o estructura, además de la particular manera en que ellas reaccionan formando especies nuevas. La verdad es que la mayoría de las especies químicas son moléculas o entidades formadas por 2 o más átomos unidos (enlazados). Muchos elementos químicos no-metálicos como nitrógeno, fósforo, azufre y oxígeno también se encuentran formando entidades moleculares elementales asociadas a los estados de agregación anteriores.

Ø Estabilidad electrónica

Cuando dos especies químicas están unidas por un enlace, logran tener una configuración electrónica de un gas noble (He, Ne, Ar,Kr, Rn, etc.) la cual les da más estabilidad , y para lograr esto los átomos están dispuestos a ceder, recibir, compartir electrones de su último nivel de energía que le llamamos nivel de valencia. A estos electrones se les llama electrones de valencia.

Los átomos, iones y moléculas se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir “máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera una forma molecular estable con geometría definida.

Ø Estructura de Lewis Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia presente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya que predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.

Por ejemplo, si recordamos la configuración electrónica de un gas noble sabremos que todos ellos completan 8 electrones en su nivel de energía más externo, ocupando estos 8 electrones en orbitales del tipo “s” y “p”. A estos electrones se les denomina octeto de Lewis y se les representa con puntos “.” o “x” en torno al símbolo del elemento químico.

Por ejemplo, el cloro posee 17 electrones, distribuidos en 3 niveles de energía, pero sólo ubica 7 de esos electrones en el tercer nivel de energía (2e- en el orbital 3s y 5e- en orbitales 3p) con lo que el cloro en estado neutro no alcanza a completar su Octeto de Lewis ya que le faltaría 1 electrón. Para lograr la configuración más estable el Cloro está dispuesto a captar o compartir un electrón.

Guía Nº5 de Química Iº medio

NIVEL: 1° Medio ANEXO: CENTRAL Y ORIENTE

ASIGNATURA: Química DOCENTE: Constanza Méndez Cofré

FECHA DE ENVIO: 30 de abril CORREO DOCENTE: constanza.mendez@sanignaciodetalca.cl

HORARIO DE CONSULTA: 10:00 a 12:00 hrs.

CONTENIDO:EnlaceQuímico.OBJETIVODEAPRENDIZAJE:Comprenderelconceptodeenlacequímico;iónicoymetálico,atravésdelaestabilidadelectrónica.

INSTRUCCIONES:Lealaguíayluegorespondalasactividadesquesiguen.LINKSDEPROFUNDIZACIÓN:https://www.youtube.com/watch?v=NgD9yHSJ29I&list=PLqOO1COTFHBtV_jPHcG_6ys0yN-_eANLJ&index=9

Fig.1 Ejemplos de estructuras de Lewis de algunos elementos químicos

Ø Regla del octeto y del dueto

Cuando los átomos forman enlaces, deben completar su último nivel, ya sea cediendo, captando o compartiendo electrones, así adquirirán la configuración electrónica del gas noble más cercano. Cuando se completa con ocho electrones se dice que cumplió con la regla del octeto. Existen otros átomos que completan su último nivel con sólo dos electrones, se dice que cumplen con la regla del dueto. Estos son: hidrógeno, litio y berilio.

Ø Electronegatividad

Recordando la guía anterior, la electronegatividad es una propiedad periódica magnética que clasifica los elementos químicos según su capacidad de atraer a los electrones hacia si mismo, por eso se utiliza como criterio para clasificar los enlaces entre covalentes o iónicos.

Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia del átomo menos electronegativo, quedando como un anión estable

(ion) y dejando al otro como catión. En la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no-metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal y un no-metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no-metales será covalente.

Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como polar, apolar o coordinado (enlace dativo).

Dadas las electronegatividades de los elementos (al interior de la tabla periódica), se puede determinar referencialmente, el tipo de enlace químico. Se debe restar el valor mayor menos el menor y se clasifica según la tabla de arriba.

Por ejemplo, en la molécula de agua (H2O), el valor de la electronegatividad para hidrógeno es 2,1 y para oxígeno es 3,5. Se restan: ΔEN = 3,5 – 2,1 = 1,4.

Como el valor de ΔEN está entre 0 y 1,7, el enlace en H2O es covalente polar.

Diferencia de electronegatividad (ΔEN)

Tipo de enlace

ΔEN = 0 Covalente apolar 0 < ΔEN < 1,7 Covalente polar ΔEN ≥1,7 Iónico

Fig. 2 Tabla periódica con valores de electronegatividades

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es una fuerza que se encarga de mantener unidos a los átomos en una sustancia metálica. En la mayoría de los casos, la capa de electrones más externa de cada uno de los átomos metálicos se superpone con una gran cantidad de átomos que se encuentran alrededor. Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo

característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y la ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.

Ø Teoría de bandas

La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionados a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y se

denominó “teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con sus orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras más simples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la formación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas (iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a temperaturas altísimas.

Ø Teoría del mar de electrones

Es también llamada teoría del gas electrónico y constituye una idea simple del enlace. Dice que la estructura metálica se encuentra conformada por cationes hechos de metal que se encuentran sumergidos en un mar de electrones, y que son estos electrones de valencia los del átomo de un metal y que, además, tienen la capacidad de evitar las diferentes repulsiones electrostáticas que pueden darse entre iones de carga positiva. Explica la conductividad de los metales en la capacidad de movimiento que tienen los electrones. El

inconveniente de la teoría es que no logra explicar de forma cuantitativa las conductividades.

Propiedades de compuestos con enlace metálico Ø Los enlaces metálicos suelen ser solidos a temperatura ambiente, exceptuando el mercurio. Ø El punto de ebullición y fusión de los enlaces es muy variado, esto porque los enlaces son muy fuertes. Ø Tienen la propiedad de tener un brillo metálico. Ø No son frágiles, pero sí poseen gran flexibilidad y además son dúctiles. Ø Tienen una buena conductividad de calor y electricidad. Esta propiedad se debe a que los electrones tienen

la capacidad de actuar libremente en sus movimientos. Ø Suelen ser encontrados como sólidos a temperatura ambiente. Ø Son bastante solubles en estado fundido.

Ejemplos de moléculas con enlace metálico: Zinc, cobre, plata, mercurio, platino, oro, níquel, titanio, etc.

ENLACE IÓNICO

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.

Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del cloruro de sodio (NaCl).

En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A, (electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y VII-A (electronegativos) formarán siempre enlace iónico. Los compuestos iónicos suelen ser llamados “sales”.

Propiedades de los compuestos con enlace iónico: Ø Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo general mayores de 400°C), así que a temperatura

ambiente son sólidos. Ø La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua e insoluble en disolventes no polares,

como el hexano C6H14. Ø Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga

(iones). Ø En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos).

Ejemplos de moléculas con enlace iónico: Cloruro de sodio (NaCl), bromuro de potasio (KBr), óxido de magnesio (MgO), sulfato de cobre (CuSO4), fluoruro de litio (LiF), etc.

ACTIVIDADES I.- Desarrolle los siguientes ejercicios. 1. Represente la estructura de Lewis para (use su tabla periódica):

Nitrógeno

Litio Azufre Rubidio

Carbono

Cobre Magnesio Flúor

2.- Calcule la variación de electronegatividad de los siguientes compuestos y determine el tipo de enlace químico. Use los datos que se entregan en la tabla. Recuerde que:

Valores de electronegatividades

Hidrógeno (H) = 2,1 Sodio (Na) = 0.9 Potasio (K) = 0,8 Carbono (C ) = 2,5 Cloro (Cl) = 3,0 Oxígeno(O) = 3,5

Bromo (Br) = 2,8

II.- Cuestionario. Responda las siguientes preguntas, después de realizar lectura de la guía. 1. ¿Qué es un enlace químico? 2. ¿Cuál es el objetivo del enlace entre dos o más átomos? 3. ¿Cómo se representa la estructura de Lewis? 4. Explique qué es la regla del dueto y del octeto. 5. Defina enlace metálico a través de la teoría de bandas y del mar de electrones, indique propiedades y ejs. 6. Defina enlace iónico, indique propiedades y ejemplos.

Diferencia de electronegatividad (ΔEN)

Tipo de enlace

ΔEN = 0 Covalente apolar 0 < ΔEN < 1,7 Covalente polar ΔEN ≥1,7 Iónico

Compuesto ∆E.N. Tipo de enlace

H2O

NaCl

CH4

HCl

Cl2

KBr

III.- Selección múltiple. Encierre en un círculo la alternativa correcta. 1.- ¿Cuál de las siguientes alternativas corresponden a la definición de “electrones de valencia”? “ Se refiere a los electrones que …

a) se encuentran más cercanos al núcleo b) se encuentra en el primer nivel de energía c) no intervienen en en el enlace químico d) se encuentran en el último subnivel de energía e) se encuentran en el último nivel de energía.

2.- De la estructura de Lewis del elemento oxígeno, se

puede concluir que:

a) Posee cuatro electrones de valencia b) Presenta seis electrones de valencia c) Se encuentra en estado gasesoso d) Tiene la capacidad de perder electrones e) Puede formar enlaces covalentes

3.- Con respecto a los compuestos iónicos, es correcto

afirmar que:

I. Son sólidos cristalinos de elevado punto de fusión II. No conducen la electricidad

III. Son solubles en solventes apolares IV. Es la unión de metales

Es o (son) correcta(s):

a) Sólo Ib)Sólo I y II c) Sólo I, II y III d) Sólo II, III y IV e)I, II, III y IV

4.- Para que dos átomos "A" y "B" se unan mediante un

enlace iónico es necesario que:

a) La afinidad electrónica del elemento menos electronegativo sea muy elevada.

b) Que se transfieran electrones del elemento más electronegativo al menos electronegativo.

c) Que la electronegatividad de ambos elementos sea muy diferente.

d) Que el tamaño de los átomos que van a enlazarse sea similar.

e) Deben compartir electrones para alcanzar la regla del octeto .

5.- El FLUOR (Z =9) y el SODIO (Z = 11) se unen dando

un compuesto del cual podemos decir que se forma:

a) Por transferencia de un electrón de cada átomo de sodio a cada átomo de flúor.

b) Por transferencia de dos electrones de cada átomo de sodio a cada átomo de flúor

c) Por compartición de un par de electrones procedentes uno del átomo de sodio y otro del átomo de flúor.

d) Por compartición de dos electrones procedentes ambos del átomo de sodio

e) Se forma un compuesto liquido.

6. Con respecto a un enlace es correcto afirmar que: I. En un enlace los átomos tienden a alcanzar en su

último nivel la configuración de un gas noble II. Un átomo puede ceder, captar o compartir electrones

con otro átomo para alcanzar la configuración de gas noble

III. Los átomos forman enlace a través de sus electrones más internos

IV. El enlace puede ser iónico, covalente y metálico Es o son correctas a) Sólo I b)Sólo I y II c) Sólo I, II, y III d)Sólo I, II y IV e)todas

7.- Respecto a los compuestos iónicos, es incorrecto afirmar que A) son altamente solubles en agua. B) en estado fundido son muy buenos conductores de la corriente eléctrica. C) presentan en estado sólido un alto punto de fusión. D) en solución acuosa se disocian generando iones. E) los compuestos iónicos son moléculas apolares.

8.- Si la sal común, cloruro de sodio (NaCl) se agrega al agua, ésta se: A) disuelve y se disocia B) disocia en iones sin disolverse C) disuelve sin disociarse D) descompone en sus elementos E) cristaliza

9. Si cierto elemento pertenece al grupo IIA del sistema periódico, al formar un enlace lo más probable es que: a) Gane 6 electrones b) Pierda 2 electrones c) Gane 2 electrones d) Comparta 2 electrones e) Pierda 6 electrones

10.- A continuación se muestra la electronegatividad (EN) de los elementos A, B, C y D A = 4,0 B = 2,0 C = 3,0 D = 0,3 Con esta información, ¿cuál de los siguientes pares forman enlace covalente? A) A y B B) B y C C) C y D D) B y D E) A y D