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ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA
2 ° UNIDAD DIDÁCTICA
ENLACE QUÍMICO
PROPÓSITO DE LA UNIDAD:
Analizar los diferentes modelos de enlace químico para interpretar cómo se unen e interactúan los átomos, moléculas e iones a nivel submicroscópico, estableciendo su relación con las propiedades físicas y químicas de las sustancias en el nivel macroscópico. Además, aplicar el nivel simbólico en la representación de fórmulas y la nomenclatura de compuestos inorgánicos. INDICE TEMÁTICO
- Introducción
- Tipos de enlaces químicos
- Símbolos de Lewis
- Regla del octeto
- Enlace iónico
- Enlace covalente
- Excepciones a la regla del octeto
- Electronegatividad
- Polaridad de los enlaces
- Momento dipolar
- Polaridad de una molécula
- Electronegatividad y número de oxidación
- Reglas para dibujar estructuras de Lewis
- Estructuras de resonancia
- Modelo TREPEV
- Fórmulas químicas y nomenclatura
- Compuestos binarios
- Compuestos ternarios
- Compuestos cuaternarios
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1. INTRODUCCIÓN En las cafeterías encontramos generalmente dos sustancias cristalinas blancas: sal de mesa y azúcar. A pesar de su aspecto tan similar, la sal y el azúcar son muy diferentes en su composición química (nivel submicroscópico). La sal de mesa es cloruro de sodio, NaCl, que consiste en iones sodio, Na+^ e iones cloruro, Cl-, la estructura se mantiene gracias a las atracciones entre los iones de carga opuesta, que llamamos
enlaces iónicos. El azúcar, en cambio, no contiene
iones; consta de moléculas de sacarosa, C 12 H 22 O 11 , en las que atracciones entre los átomos constituyentes
se mantienen gracias a los llamados enlaces
covalentes.
Una consecuencia de la diferencia entre los tipos de enlaces en la sal y el azúcar es su distinto comportamiento en agua: el NaCl se disuelve en agua para producir iones en disolución (el NaCl es un electrólito), mientras la sacarosa se disuelve en agua sin cambiar su estructura, ni liberar iones, (la sacarosa no es un electrólito).
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de los enlaces químicos
que mantienen unidos sus átomos. Uno de los aspectos más relevantes de la química es la búsqueda de explicaciones del cómo y el por qué se unen los átomos. La forma en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué determina el tipo de enlaces en cada sustancia, y cómo es que las características de esos enlaces originan diferentes propiedades físicas y químicas? En esta unidad exploraremos el fascinante mundo de los enlaces químicos, centrándonos en los distintos tipos de enlaces como el iónico, covalente y metálico. Veremos como influyen los enlaces químicos en las propiedades de las sustancias y en la formación de compuestos; examinaremos las relaciones entre la estructura, la configuración electrónica, las fuerzas de enlace químico y los tipos de enlaces. También veremos cómo las propiedades de las sustancias iónicas y covalentes surgen de las distribuciones de la carga electrónica dentro de los átomos, iones y moléculas.
2. TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS Siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a otros, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Hay tres tipos generales de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos. En la figura al inicio de la unidad, se muestran ejemplos de sustancias en las que encontramos estos tipos de fuerzas de atracción.
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Actividad 1: En forma individual completen el cuadro con las estructuras de Lewis faltantes.
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4. REGLA DEL OCTETO Las primeras ideas acerca del papel que juegan los electrones en la formación de los enlaces químicos, fueron las de Kossel y Lewis. Sus interpretaciones fueron más o menos complementarias, Walter Kossel en 1916, quien subrayó el fenómeno de la transferencia electrónica y Gilbert Newton Lewis en 1913, la compartición de electrones, pero ambos partieron de la misma premisa: la observación de que las configuraciones electrónicas de los gases nobles son extremadamente estables y la hipótesis de que los átomos tienden a adquirir dicha configuración cuando pierden, ganan o comparten electrones. Como los gases nobles, a excepción del helio, tienen ocho electrones en su capa de valencia, la teoría de Lewis se conoce como teoría del octeto.
Los átomos al reaccionar tienden a ganar, perder o compartir electrones
para completar su capa de valencia con ocho electrones, adquiriendo así
una configuración electrónica similar a la de los gases nobles, lo que les
confiere mayor estabilidad
El químico alemán Walter Kossel propuso que esta estructura electrónica estable de 8 electrones, se
logra cuando los átomos ceden o aceptan electrones
y el norteamericano Gilbert Newton Lewis cuando
los átomos comparten electrones.
Cuando se forma un compuesto químico, los átomos de los elementos implicados adquieren la configuración electrónica de un gas noble. La explicación más sencilla de porque los átomos se unen para formar diversas sustancias consiste en suponer que los átomos se combinan para alcanzar una estructura más estable, por ello se puede considerar al enlace químico como incremento de estabilidad. La diversidad de propiedades de los compuestos químicos hace que sea difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias existentes. No obstante, se ha intentado sistematizar las sustancias en tres grandes grupos, que se corresponden con los tres tipos de enlace químico que ya hemos mencionado. Es importante remarcar la existencia de muchos compuestos en los que están presentes átomos rodeados por menos o más de ocho electrones, lo que trajo más tarde la necesidad de reformular la regla del octeto, ya que presenta limitaciones, como la de no funcionar para todos los elementos representativos y los elementos de transición y
transición interna, debido a la existencia de orbitales d y f, respectivamente.
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5. ENLACE IÓNICO Se produce entre un elemento muy electropositivo (tiene tendencia a ceder electrones) y otro muy electronegativo (tiene tendencia a recibir electrones). Esta transferencia de electrones origina los iones negativos (aniones) y positivos (cationes), con cargas eléctricas de distinto signo, que se atraen por acción de fuerzas electrostáticas y mantienen unidos a los iones. Es decir, en este modelo se considera que existe una transferencia de electrones entre los átomos, el átomo que pierde electrones queda cargado positivamente (metal) y el que los gana queda cargado negativamente (no metal). Por ejemplo, veremos la formación del NaCl (cloruro de sodio). El Na, elemento electropositivo, tiende a ceder un electrón quedando con la configuración del gas noble más próximo a él, el Ne. El sodio (Na) se transforma en el catión sodio (Na+). Por su parte el cloro, elemento electronegativo, recibe el electrón que cede el sodio, completa su octeto electrónico y toma la estructura externa del Ar, transformándose en el anión cloruro (Cl-).
Cuando el sodio metálico, Na( s), se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl 2 ( g), ocurre
una reacción violenta. El producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio,
NaCl(s). Para escribir la reacción química balanceada de formación del cloruro de sodio,
se debe considerar que el cloro es una molécula diatómica, y por lo tanto la reacción quedaría de la siguiente manera.
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Los iones formados se atraen hasta un cierto límite, pues deben soportar una repulsión originada por la carga electrónica exterior de los mismos iones. Estas fuerzas de atracción y repulsión se extienden en el espacio en todas direcciones, con lo cual cada ion se rodea de iones de signo opuesto. No se forman moléculas sino un ordenamiento en forma de red cristalina. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) adquiere una estructura de red cúbica donde cada ion está rodeado de seis iones de signo opuesto, con seis iones sodio y cloruro alternados en los vértices. Debería escribirse (Na+)n(Cl-)n pues no existen moléculas pero por comodidad se escribe NaCl y al peso molecular se lo denomina peso fórmula. Preguntas que surgen sobre el enlace iónico entre el cloro y el sodio
1. ¿Un ion de sodio se enlaza solamente al ion cloruro que le donó su electrón?
Falso. Un ion positivo será atraído por cualquier ion negativo vecino, ya que no importa cómo las partículas adquirieron su carga. La atracción electrostática depende solamente de la cantidad de carga, y de la distancia entre los dos objetos cargados.
2. ¿Un átomo de sodio puede formar sólo un enlace iónico, porque tiene un electrón
en su capa de valencia?
Falso: un ion de sodio se puede enlazar fuertemente a tantos iones cloruro como pueda empacar con eficacia alrededor de él en una red cristalina regular.
3. ¿Los iones sodio al unirse con los iones cloruro forman la molécula de cloruro de
sodio?
Falso: No se forman moléculas, se forman redes de iones o estructuras cristalinas. La fórmula NaCl representa la celda unitaria o la mínima porción representativa del cristal de cloruro de sodio. En el NaCl habrá seis iones cloruro enlazados fuertemente a cada ion de sodio y seis iones sodio enlazados fuertemente a cada ion cloruro. Propiedades de los compuestos iónicos Las propiedades macroscópicas de los compuestos iónicos pueden explicarse por el acomodo de los iones en la red cristalina. La estructura cristalina le confiere estabilidad al sistema. Algunas de estas propiedades son: 1º) En estado sólido los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica, ya que las cargas se encuentran totalmente fijas en la red cristalina, mientras que, si ésta se rompe, ya sea mediante la fusión o la disolución, los iones adquieren movilidad y pueden transportar la carga de una terminal eléctrica a la otra. En general, los compuestos iónicos al fundirse o disolverse en un solvente adecuado (agua), se separan en sus iones y cada uno de ellos se rodea de moléculas del solvente (solvatación), teniendo la particularidad de conducir la corriente eléctrica. En general, los elementos ubicados en los grupos extremos
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Otros ejemplos de unión iónica Ecuación de formación 2 Li(s) + F 2 (g) 2 LiF(s) Fluoruro de litio Existen casos de metales que para completar el octeto deben perder 2 electrones, y no metales que precisan ganar 2 electrones, tal el caso del sulfuro de calcio: Ecuación de formación Ca(s) + S (^) (s) CaS (^) (s) Finalmente, el caso del óxido de aluminio. Ecuación de formación 4 Al(s) + 3O 2 (g) 2 Al 2 O 3 (s)
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Número de oxidación de los iones El número de electrones perdidos o ganados por cada átomo, en un enlace iónico, es igual al número de oxidación del elemento. En los ejemplos vistos, por ejemplo, en el cloruro de sodio el número de oxidación del sodio es +1, el del cloro es – 1 ; en el bromuro de magnesio, el del magnesio es +2 y el del bromo es – 1 y en el caso del óxido de aluminio, el número de oxidación del aluminio es +3 y el del oxígeno - 2.
El número de oxidación indica el número de electrones que un átomo da, recibe
o comparte. Los números de oxidación poseen un valor y un signo, pero
solamente en los compuestos iónicos ese signo indica transferencia completa de electrones (ya veremos qué pasa en los compuestos covalentes). Te invitamos a mirar un video repasando los principales conceptos de ENLACE IÓNICO. Haz clic aquí
6. ENLACE COVALENTE No siempre los átomos se unen entre sí por transferencia de electrones. También se pueden unir compartiendo pares de electrones para adoptar la configuración electrónica del gas noble más próximo. Tal es el caso de la molécula de H 2. Por tratarse de una molécula formada por átomos iguales, no es posible pensar que un átomo transfiera un electrón a otro; en este caso los átomos comparten un par de electrones formado por el aporte de un electrón de cada uno de los átomos. Adquieren de tal manera la estructura del gas noble más próximo al hidrógeno: el Helio. Cada par de electrones compartidos se representa también con una línea, por lo cual la molécula de hidrógeno molecular se puede escribir de tres maneras diferentes, se utiliza la forma que convenga según los fines que se persiga:
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Como muestra la figura, ambos átomos han completado su octeto, adquiriendo una estructura electrónica similar al gas noble más próximo en la Tabla periódica. Otros ejemplos de las muchas moléculas que presentan unión covalente son el agua (H 2 O), el dióxido de carbono (CO 2 ) y metano (CH 4 ), como pueden observarse a continuación. Molécula de agua Molécula de dióxido de carbono Molécula de metano He aquí un video sencillo y didáctico que explica la formación de enlaces covalentes. Te aconsejamos mirarlo. Haz clic aquí Actividad 2: En forma individual dibuja la estructura de Lewis del compuesto que se forma cuando un átomo de azufre se une a un átomo de oxígeno. ¿Has unido los átomos con una unión covalente simple, doble o triple? Enlace covalente coordinado o dativo Hasta aquí hemos visto que se pueden formar enlaces covalentes simples (cada átomo aporta un electrón para formar la unión), covalentes dobles (cuando se comparten dos pares de electrones entre dos átomos, un total de cuatro electrones compartidos) y enlaces covalentes triples (cuando se comparten 3 pares de electrones entre dos átomos). En algunos compuestos se observa otra forma de unión covalente, en la cual el par de electrones que comparten es aportado por uno solo de los átomos.
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Para comprender este tipo de unión, procederemos a analizar el caso del azufre, que tiene la propiedad de formar tres óxidos: monóxido de azufre (SO), dióxido de azufre (SO 2 ) y trióxido de azufre (SO 3 ). En el monóxido de azufre (SO), como el azufre y el oxígeno tienen seis electrones en su órbita externa, proceden a compartir dos pares de electrones para completar su octeto externo, formando una unión covalente doble. Una unión covalente doble Como al azufre le quedan dos pares de electrones sin compartir, puede utilizar uno de ellos para unirse a otro oxígeno, formándose el dióxido de azufre: En este compuesto se observan una unión covalente doble representada con guion doble y otra unión covalente coordinada, representada con una flecha. Al azufre aún le queda un par de electrones libres que puede compartir con otro átomo de oxígeno, formando el trióxido de azufre (SO 3 ): En este caso hay una unión covalente doble y dos uniones covalentes coordinadas. Todas las uniones en que se comparten electrones reciben el nombre de covalentes, pero cuando el par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos, se las distingue con la denominación de unión covalente coordinada o dativa. El átomo que aporta el par electrónico que se comparte se llama dador y el átomo que acepta compartirlo se denomina aceptor. Gráficamente se representa con una flecha.
7. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO La regla del octeto es tan sencilla y útil para introducir los conceptos básicos de los enlaces que podríamos suponer que siempre se obedece. No obstante, ya se han mencionado previamente algunas de sus limitaciones al tratar con compuestos iónicos de los metales de transición. La regla del octeto falla también en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales:
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA b. Octeto incompleto Un segundo tipo de excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ion poliatómico. Ésta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, consideremos el trifluoruro de boro, BF3. Para el hidruro de berilio (BeH2), la estructura de Lewis es la siguiente. Solo cuatro electrones rodean al berilio, y no satisface la regla del octeto: c. Moléculas con número impar de electrones En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas, como ClO 2 , NO y NO 2 , el número de electrones es impar. Es imposible aparear totalmente estos electrones y tampoco puede lograrse un octeto en torno a todos los átomos. Por ejemplo, el NO (óxido de nitrógeno), el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el oxígeno tiene 6 electrones. Cuando se forma el óxido de nitrógeno, la suma de los electrones de valencia de los dos átomos es igual a 11, un número impar. Al arreglar la estructura de Lewis de esta molécula, nitrógeno y oxígeno comparten cuatro electrones, formando un doble enlace covalente, el oxígeno queda con ocho electrones y el nitrógeno con siete.
8. ELECTRONEGATIVIDAD
Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones en
una unión covalente
El átomo que atrae con mayor intensidad al par electrónico es el más electronegativo. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período en la Tabla periódica, coincidiendo con la disminución del carácter metálico de los elementos.
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA La electronegatividad al igual que la afinidad electrónica, aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. De forma tal, que el elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo es el francio. La electronegatividad es una propiedad molecular que se manifiesta cuando los átomos se encuentran unidos y es importante para predecir el tipo de enlace formado. Los átomos de elementos con diferencias de electronegatividad grandes tienden a formar enlaces iónicos, dado que los elementos menos electronegativos donan su(s) electrón(es) al átomo del elemento de mayor electronegatividad. Los átomos de elementos con electronegatividades similares tienden a formar entre sí enlaces covalentes no polares y polares, ya lo veremos con más detalle. Linus Pauling fue el primero en idear una escala numérica de electronegatividades y asignó un valor de 4.0 al flúor como el elemento más electronegativo. A continuación, se presenta la tabla de electronegatividades de Pauling.
9. POLARIDAD DE LOS ENLACES Cuando dos átomos idénticos forman enlaces, como en el Cl 2 o el N 2 , los pares de electrones se deben compartir equitativamente. En compuestos iónicos como NaCl, en cambio, prácticamente no se comparten electrones. El NaCl se describe mejor como
compuesto por iones de Na+^ y Cl-. Efectivamente, como hemos visto, el electrón 3 s del
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA Enlace covalente polar Se dice que un enlace covalente es polar, cuando al unirse átomos diferentes, la diferencia de electronegatividad varía entre 0,4 y 1, Un ejemplo de ello, son las moléculas heteronucleares: H 2 O, HCl, NH 3 , HBr, CH 4 , CO, CO 2 entre otras. NH 3 H 2 O SO 2 En este tipo de enlace el par de electrones compartido queda más cerca del átomo más
electronegativo, originándose así un dipolo, esto es, el átomo más electronegativo
quedará con una carga parcial negativa (δ-) y el átomo menos electronegativo quedará con una carga parcial positiva (δ+). Por ejemplo, en el caso del HCl (cloruro de hidrógeno), al ser el cloro mucho más electronegativo que el hidrógeno, la molécula resultará polar; lo que puede representarse de la siguiente manera:
10. MOMENTO DIPOLAR La diferencia de electronegatividad entre el H y el Cl da pie a un enlace covalente polar en la molécula del HCl. Por tanto, hay una concentración de carga negativa en el átomo
ANALISIS CLÍNICOS – FCS – UNaF - UD N° 2 – ENLACE QUÍMICO - TEORÍA más electronegativo, el Cl, y el átomo menos electronegativo, el H, queda en el extremo positivo de la molécula. Una molécula como la del HCl, en la que los centros de carga positiva y negativa no coinciden, es una molécula polar. Por tanto, no sólo describimos los enlaces como polares y no polares; también describimos así moléculas enteras. Podemos indicar la polaridad de la molécula de HCl de dos formas: Como vimos en la sección anterior, δ- y δ+. indican las cargas parciales positiva y negativa en los átomos de H y Cl En la notación de la derecha la flecha denota el desplazamiento de la densidad electrónica hacia el átomo de cloro. El extremo cruzado de la flecha puede verse como un signo más que designa el extremo positivo de la molécula. La polaridad contribuye a determinar muchas de las propiedades de las sustancias que observamos en el nivel macroscópico, en el laboratorio y en la vida cotidiana. Las moléculas polares se alinean unas respecto a otras y respecto a los iones. El extremo negativo de una molécula y el extremo positivo de otra se atraen mutuamente. Asimismo, las moléculas polares son atraídas hacia los iones. El extremo negativo de una molécula polar es atraído hacia un ion positivo, y el extremo positivo es atraído hacia un ion negativo. Estas interacciones explican muchas propiedades de los líquidos, los sólidos y las soluciones, como veremos en otras unidades.
¿Cómo cuantificamos la polaridad de una molécula como la del HCl?
Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signo opuesto están separadas cierta distancia, se establece un dipolo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se
llama momento dipolar, denotado con μ (mu). Si dos cargas de
igual magnitud, Q+ y Q-, están separadas una distancia r, la
magnitud del momento dipolar es el producto de Q y r
El momento dipolar aumenta al incrementarse la magnitud de la carga separada y al aumentar la distancia entre las cargas La medición de los momentos dipolares de las moléculas nos puede proporcionar información valiosa acerca de las distribuciones de carga en las moléculas. El momento dipolar generalmente se mide en Debyes (unidad de medida). Obsérvese los valores de distancia de enlace, diferencia de electronegatividad y momento dipolar de los halogenuros de hidrógeno en la siguiente tabla:
