9. Enlace Químico

Impartida por:

M.C. Carmen Guillén Flores

Notas tomadas de:

Chang, Raymond: “Química”, McGraw

Hill, 2010.

Símbolos de puntos de Lewis

Gilbert Lewis propuso que los átomos se combinan para alcanzar una

configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra

cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Cuando los átomos forman un enlace químico, sólo entran en contacto

sus regiones externas, donde se encuentran los electrones de valencia.

Para reconocer los electrones de valencia se utiliza el sistema de

puntos desarrollado por Lewis.

Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un

punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.

Enlace iónico

Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden

a formar cationes; en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica

tienden a formar aniones.

Como regla, los metales alcalinos y los alcalinotérreos tienen más

probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más

aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno.

Enlace iónico

Fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico.

El enlace iónica en el LiF es la atracción electrostática entre el ion litio

con carga positiva y el ion fluoruro con carga negativa. El compuesto

es eléctricamente neutro.

Enlace covalente

Enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos.

Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces

covalentes.

En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por

los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos

átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de

enlaces covalentes en otras moléculas.

En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos sólo

participan los electrones de valencia.

Observe que para formar F2 sólo participan dos electrones de

valencia. Los demás, electrones no enlazantes, se llaman pares

libres, es decir, pares de electrones de valencia que no participan

en la formación del enlace covalente.

Estructura de Lewis

Representación de un enlace covalente, donde el par de electrones

compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos

átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de

puntos en los átomos individuales.

Regla del octeto

Un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que

se rodea de ocho electrones de valencia.

Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes.

Enlace sencillo

Dos átomos se unen por medio de un par de electrones.

Enlaces múltiples

Dos átomos comparten dos o más pares de electrones.

Enlace doble

Si dos átomos comparten dos pares de electrones.

Enlace triple

Dos átomos comparten tres pares de electrones.

Los enlaces múltiples son más cortos que los enlaces covalentes

sencillos.

Electronegatividad

En una molécula como el H2, donde los dos átomos son idénticos, cabe

esperar que los electrones se compartan en forma equitativa, es decir,

que los electrones pasen el mismo tiempo alrededor de cada átomo.

Sin embargo, en el enlace covalente de la molécula de HF, los átomos

de H y F no comparten por igual los electrones porque son átomos

distintos:

El enlace en HF se denomina enlace covalente polar.

Enlace polar

Los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo que del otro.

Electronegatividad

Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones

de un enlace químico.

Los átomos de los elementos con grandes diferencias de

electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos (como los que

existen en el NaCl y CaO) entre sí, porque el átomo del elemento

menos electronegativo cede su(s) electrón(es) al átomo del elemento

más electronegativo. Un enlace iónico por lo general une un átomo

de un elemento metálico con un átomo de un elemento no metálico.

Los átomos de elementos con electronegatividades parecidas tienden

a formar entre ellos enlaces covalentes polares porque el

desplazamiento de la densidad electrónica suele ser pequeño. En la

mayoría de los enlaces covalentes participan átomos de elementos

no metálicos.

Enlace iónico: hay transferencia de electrones.

Enlace covalente: se comparten los electrones.

La diferencia de electronegatividades se puede utilizar para predecir

el tipo de enlace que se establece entre ambos.

Así, en la molécula de hidrógeno, H--H, la diferencia de

electronegatividades es cero (2.1 – 2.1 = 0), lo que significa que los

electrones del enlace son compartidos por igual por los 2 átomos.

Enlace covalente no polar o apolar: enlace covalente entre átomos

con electronegatividades iguales o muy parecidas.

Enlace covalente polar: cuando los electrones del enlace no se

comparten por igual.

En la molécula de HCl, una diferencia de electronegatividad de 3.0

(Cl) – 2,1 (H) = 0.9 implica que el enlace es polar.

Ejemplos:

Clasifica cada uno de los siguientes enlaces como covalentes no

polares, covalentes polares o iónicos a partir de las electronegatividades

de los correspondientes elementos.

a. N — N b. O — H c. Cl — As d. O — K

e. Si — S f. Br — Br g. Na — O

Con la ayuda de una tabla periódica, ordena los siguientes

grupos de elementos en orden creciente de electronegatividad:

a. Li, Na, K b. Na, Cl, P c. Se, Ca, O

Escritura de estructuras de Lewis

Los pasos básicos para escribir estructuras de Lewis son:

1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mediante

símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí.

En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición

central. El hidrógeno y el flúor suelen ocupar las posiciones

terminales en la estructura.

2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes. En los

aniones poliátómicos, sume el número total de cargas negativas

(por ejemplo, en el CO32- añadimos dos electrones porque la carga

2- indica que hay dos electrones adicionales de los que aportan los

átomos). En los cationes poliatómicos restamos el número total de

cargas positivas (así, en el NH4+ restamos un electrón porque la

carga +1 indica la pérdida de un electrón).

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

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

átomos enlazados al átomo central. Los electrones pertenecientes

al átomo central o a los átomos que lo rodean deben quedar como

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

electrones empleados debe ser el que se determinó en el paso 2.

4. Después de terminar los pasos 1-3, si el átomo central tiene menos

de ocho electrones trate de formar enlaces dobles o triples entre el

átomo central y los átomos que lo rodean, utilizando los pares

libres de los átomos circundantes para completar el octeto del

átomo central.

Ejemplos:

CARGA FORMAL

Diferencia de carga eléctrica entre los electrones de valencia de un

átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en

una estructura de Lewis.

Como ejemplo usamos el ozono (O3):

Las siguientes reglas son útiles para escribir las cargas formales:

1. En las moléculas, la suma de las cargas formales debe ser cero

porque las moléculas son especies eléctricamente neutras. (Esta

regla se aplica, por ejemplo, para la molécula de O3.)

2. En los cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la

carga positiva. En los aniones la suma de las cargas formales debe

ser igual a la carga negativa.

Ejemplos:

Algunas veces, una especie dada puede tener más de una estructura

de Lewis. En ese caso seleccionamos la más adecuada a partir de las

cargas formales y las siguientes reglas:

• Para moléculas neutras es preferible la estructura de Lewis que no

tenga cargas formales en vez de aquella en la que haya cargas

formales.

• Son menos probables las estructuras de Lewis con cargas formales

grandes (+2, +3 y/o –2, –3 o más) que las que tienen cargas formales

pequeñas.

• Cuando existen varias estructuras de Lewis con la misma distribución

de cargas formales, la estructura más razonable es la que lleve las

cargas formales negativas en los átomos más electronegativos.

Ejemplos:

RESONANCIA

Esperaríamos que el enlace O−O en el O3 fuera más largo que el

enlace O=O debido a que se sabe que los enlaces dobles son más

cortos que los sencillos. No obstante, los resultados experimentales

indican que los dos enlaces oxígeno-oxígeno tienen la misma longitud

(128 pm). Para resolver esta discrepancia escribimos ambas estructuras

de Lewis para representar la molécula de ozono:

Estructura de resonancia

Una de dos o más estructuras de Lewis para una sola molécula que

no se puede representar exactamente con una sola estructura de Lewis.

El ion carbonato proporciona otro ejemplo de resonancia:

De acuerdo con la evidencia experimental, todos los enlaces carbono-

oxígeno en el CO32– son equivalentes. Por tanto, las propiedades del ion

carbonato se explican mejor tomando sus estructuras de resonancia en

forma conjunta.

Otro ejemplo conocido es la molécula de benceno (C6H6):

Si una de estas estructuras de resonancia pudiera corresponder a la

estructura real del benceno, habría dos longitudes de enlace diferentes

entre los átomos de C adyacentes: una sería característica de un enlace

sencillo y la otra tendría la longitud de un enlace doble. De hecho, la

longitud entre todos los átomos de C adyacentes en el benceno es de

140 pm, un valor que está entre la longitud de un enlace C−C (154 pm)

y de un enlace C=C (133 pm).

Ejemplos:

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto se aplica principalmente a los elementos del segundo

periodo.

Octeto incompleto

En algunos compuestos, el número de electrones que rodean al átomo

central de una molécula estable es inferior a ocho. Por ejemplo, el

berilio, un elemento del grupo 2ª, la estructura de Lewis del BeH2 es

Los elementos del grupo 3A, en particular el boro y el

aluminio, también tienden a formar compuestos cuyos

átomos se rodean de menos de ocho electrones.

Moléculas con un número impar de electrones

Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas

se encuentra el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2):

Puesto que requerimos un número par de electrones para completar

ocho, la regla del octeto no puede cumplirse para todos los átomos en

cualquiera de estas moléculas.

Las moléculas con número impar de electrones algunas veces se

denominan radicales. Muchos radicales son altamente reactivos. La

razón es que el electrón desapareado tiende a formar un enlace

covalente con un electrón desapareado de otra molécula.

Por ejemplo, cuando dos moléculas de dióxido de nitrógeno chocan,

forman tetróxido de dinitrógeno en el cual la regla del octeto se satisface

para los átomos de N y de O.

El octeto expandido

Los átomos de los elementos del segundo periodo no tienen más de

ocho electrones de valencia alrededor del átomo central, pero los

átomos de los elementos del tercer periodo de la tabla periódica en

adelante forman algunos compuestos en los que hay más de ocho

electrones alrededor del átomo central. Además de los orbitales 3s y 3p,

los elementos del tercer periodo también tienen orbitales 3d que pueden

formar enlaces. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto

expandido.

Ejemplo, SF6

Ejemplos:

Una observación final acerca del octeto expandido: cuando se dibujan

las estructuras de Lewis de compuestos que contienen un átomo central

del tercer periodo y sucesivos, algunas veces se presenta el caso de que

se satisface la regla del octeto para todos los átomos pero sigue

habiendo electrones de valencia que faltan por ubicarse. En tales casos,

los electrones restantes deben colocarse como pares libres en el átomo

central.

Ejemplo:

Geometría molecular

Se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una

molécula.

La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y

químicas; por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición, la

densidad y el tipo de reacciones en que puede participar.

Podemos predecir la geometría de una molécula si conocemos el

número de electrones que rodean al átomo central.

Se supone que los pares de electrones de la capa de valencia de un

átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa más externa

ocupada en un átomo; contiene los electrones que generalmente están

implicados en el enlace.

MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA

CAPA DE VALENCIA (RPECV)

Explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean

al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos

pares.

Dos reglas generales para la aplicación del modelo RPECV son:

1. Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los enlaces

dobles y triples se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. Éste

es un buen enfoque con propósitos cualitativos. Sin embargo, debe

observarse que, en realidad, los enlaces múltiples son “mayores”

que los enlaces sencillos; es decir, como hay dos o tres enlaces entre

dos átomos, la densidad electrónica ocupa mayor espacio.

2. Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, podemos

aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general, las

cargas formales no se muestran.

MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL NO TIENE

PARES LIBRES

Se consideran moléculas que tienen fórmula general ABx, donde x es

un entero 2, 3,… (si x = 1, tenemos una molécula AB que, por definición

es lineal).

AB2: cloruro de berilio (BeCl2)

Debido a que los pares enlazantes se repelen entre sí

deben estar en los extremos opuestos de una línea

recta para estar tan alejados como sea Así, podemos

predecir que el ángulo ClBeCl es de 180° y la

molécula es lineal.

AB3: trifluoruro de boro (BF3)

En la distribución más estable, los tres enlaces BF

apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero

con el B en el centro del mismo.

La geometría del BF3 es plana trigonal porque los tres

átomos terminales están en los vértices de un

triángulo equilátero, que es plano. Los tres ángulos

FBF es de 120°

AB4: metano (CH4)

Debido a que hay cuatro pares enlazantes, la

geometría del CH4 es tetraédrica.

En una molécula tetraédrica, el átomo central (en este

caso el C) se localiza en el centro del tetraedro y los

otros cuatro átomos están en los vértices.

Los ángulos de enlace son de 109.5°.

AB5: pentacloruro de fósforo (PCl5)

Los enlaces PCl se distribuyen en forma de una

bipirámide trigonal. El P está en el centro rodeado por

los cinco Cl que están en los vértices de la bipirámide

trigonal.

AB6: hexafluoruro de azufre (SF6)

La distribución más estable para los seis pares

enlazantes SF es en forma de un octaedro.

El átomo central (en este caso el S) está en el centro

de la base cuadrada y los átomos que lo rodean se

encuentran en los seis vértices.

MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL TIENE UNO O

MÁS PARES LIBRES

En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión: entre pares

enlazantes, entre pares libres y entre un par enlazante y uno libre. En

general, de acuerdo con el modelo RPECV, las fuerzas de repulsión

disminuyen según el siguiente orden:

Para identificar el número total de pares enlazantes y pares libres

designaremos las moléculas con pares libres como ABxEy, donde A es

el átomo central, B es uno de los átomos terminales o ligante y E es un

par libre sobre A.

AB2E: dióxido de azufre (SO2)

La molécula de SO2 se puede visualizar como un átomo

central de S con tres pares de electrones. De éstos, dos

son pares enlazantes y uno es un par. Apreciamos que la

distribución de los tres pares de electrones es plana

trigonal. Pero, debido a que uno de los pares de

electrones es un par libre, la molécula de SO2 tiene forma

“angular”.

AB3E: amoniaco (NH3)

La distribución global para cuatro pares de electrones es

tetraédrica. Pero en el NH3 uno de los pares de electrones

es libre, por lo que la geometría del NH3 es piramidal con

base triangular. Debido a que el par libre repele con más

fuerza a los pares enlazantes, los tres pares enlazantes

NH se aproximan entre sí

AB2E2: agua (H2O)

La distribución global de los cuatro pares de electrones en el

agua es tetraédrica, al igual que en el amoniaco. Sin

embargo, a diferencia de éste, el agua tiene dos pares libres

sobre el átomo central de O. Estos dos pares libres tienden a

alejarse entre sí lo más posible. Como consecuencia, los dos

pares enlazantes OH se acercan más entre sí.

AB4E: tetrafluoruro de azufre (SF4)

El átomo central de azufre tiene cinco pares de electrones

cuya distribución es bipiramidal trigonal.

Reglas para la aplicación del modelo RPECV

1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula, considerando

únicamente los pares de electrones alrededor del átomo central.

2. Cuente el número de pares de electrones que rodean al átomo

central (pares enlazantes y pares libres). Los enlaces dobles y

triples se consideran como si fueran enlaces sencillos. Consulte la

tabla 1 para predecir la distribución global de los pares de

electrones.

3. Utilice las tablas 1 y 2 para predecir la geometría de la molécula.

Ejemplos:

Utilice el modelo RPECV para predecir la geometría de las siguientes

moléculas y iones:

a) AsH3, b) OF2, c) AlCl4– , d) I3

–

Utilice el modelo RPECV para prededir la geometría de: a) SiBr4, b) CS2

y c) NO3–