MODULO 4: ENLACE QUíMICO

OBJETIVOS

1. Definir lo que es un enlace químico.

2. Enumerar los diferentes tipos de enlace.

3. Determinar los electrones de valencia de un átomo dado.

4. Representar los electrones de valencia por medio de los símbolos de Lewis.

5. Establecer la diferencia entre un enlace iónico, covalente y metálico.

6. Determinar el número de oxidación de un elemento en un compuesto o radical.

Cuando un átomo de sodio se combina con una molécula de Cl 2 ocurre una reacción violenta que

produce cloruro de sodio. Esto es una propiedad que poseen todos los átomos de combinarse con

otras átomos para producir especies más complejas.

En un enlace químico las fuerzas de atracción mantienen unidos los átomos. Hay tres tipos de enlaces

químicos: el jónico, el covalente y el metálico.

ELECTRONES DE VALENCIA

Cuando {os átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto las regiones

exteriores. Por esta razón, como se vio en el módulo anterior, elementos son configuraciones

electrónicas externas similares; se comportan químicamente en forma semejante. En consecuencia, al

estudiar el enlace químico se consideran sobre todo !os enlaces de valencia, ya que son ellos los que

participan en una combinación química.

Debemos recordar que los electrones de valencia son todos los electrones que se encuentran en la

capa o nivel más externo.

Para destacar los electrones de valencia el químico estadounidense G.N. Lewis (1875-19-16) sugirió

una forma sencilla de representar los electrones de valencia de !os átomos y de seguirles la pista

durante !a formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de electrón - punto

de Lewis o simplemente símbolos de Lewis.

El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por

cada electrón de valencia.

EJEMPLO: Escriba la representación de puntos de Lewis para el Li y el F

Configuración: 3Li 1s22s1 Li•

9F 1s22s2 2p5

Si observamos la ubicación de los dos elementos en la Tabla Periódica podemos ver que el Li está

en el grupo IA y e! F está en el grupo VIIA, vemos que coinciden con los electrones de valencia.

Entonces podemos concluir que los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones

electrónicas externas similares y en consecuencias símbolos de punto de Lewis similares.

Por otra parte, muchos de nosotros nos preguntamos ¿por qué los elementos tienen esa tendencia a

formar compuestos? La respuesta es muy fácil de contestar: los átomos con frecuencia ganan,

pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases

nobles más cercanos a ellos en la Tabla Periódica.

Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, corno revelan sus altas energías de

ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Esta

observación ha dado fugar a una pauta conocida como regla del octeto:

Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones

de valencia.

TAREA N° 1

I. Complete la información y conteste las siguientes preguntas:

SIMBOL0 CONFIGURACION ELECTRÓNICA

DELÚLTIMO NIVEL

N o . D E G R U P O

N° DE e- DE VALENCIA

E5TRUCTURA DE LEWIS

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

1. ¿Qué relación hay entre el número del grupo en la Tabla Periódica y la configuración electrónica

en el último nivel?

2. ¿Qué relación existe entre el No. de electrones de valencia con !a configuración electrónica del

último nivel y el No. de grupo?

3. ¿Cuál es el máximo de electrones de valencia que permite un elemento representativo y qué

grupo los posee?

4. ¿Qué característica en común tienen los elementos en el cuadro?

II. Complete la información y conteste las preguntas que se formularon en el punto I.

SIMBOL0 CONFIGURACION ELECTRÓNICA

DELÚLTIMO NIVEL

N o . D E G R U P O

N° DE e- DE VALENCIA

E5TRUCTURA DE LEWIS

F

Cl

Br

I

At

EL ENLACE IÓNICO

[_os átomos al formar enlace iónico transfieren uno o más electrones; estos electrones se transfieren

de un elemento de una gran tendencia a perder electrones hacia un elemento can una gran

tendencia a aceptar electrones. Los átomos de los elementos cuyas energías de ionización son bajas

tienden a perder electrones y formar cationes, como por ejemplo los átomos de !os elementos

alcalinos y alcalinos térreos, mientras que aquellos con altos valores de energía de ionización

tienden a formar aniones.

El enlace iónico se debe a las fuerzas electrostáticas entre los iones con cargas opuestas.

EJEMPLO: Cuando se forma el Li F

Símbolo de L.ewis: Li + F Li+ F- o Li F

Configuración: 1s22s1 1s22s12p5 1s2 1s22s22p5

Como se observa en el ejemplo, el átomo de litio pierde un electrón y su configuración cambia de

1s22s1 a 1s2 que corresponde a la configuración del gas noble más próximo: el Helio y se convierte en

un cation Li+. En el caso del flúor, este gana un electrón y su configuración cambia a 1s 22s22p6, que

corresponde a la configuración del gas noble más próximo: el Neón y se convierte en un anion F-

TAREA No. 2

I. Escriba la configuración electrónica, determine el número de electrones que tiene que ceder o

ganar para adquirir la configuración del 10Ne y escriba el ion.

SIMB0L0 CONFIGURACION

ELECTRÓNICA

No. DE e- CEDIDOS O

GANADOS

FORMULA DEL

ION

11Na

11Mg

13Al

9F

8O

II. Escriba la configuración electrónica de la última capa o nivel, escriba fa estructura punto de

Lewis y escriba la fórmula del compuesto iónico.

IONES CONFIGURACION SÍMBOLOS DE LEWIS FORMULA DEL

COMPUESTO

Na2+

Br-

Sr2+

Cl-

Al3+

S2-

Be2+

P3-

ENLACE COVALENTE

En el enlace covalente es la unión en la cual dos electrones son compartidos por dos átomos. Para

representar en forma más simple este enlace, el par de electrones compartidos se representa

comúnmente por una sola línea. Por consiguiente el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se

representa:

Debemos recordar que sólo se requiere considerar los electrones de valencia, ya que son !os que

están implicados en el enlace químico.

EJEMPLO: Escriba la estructura de la molécula de Flúor F2

Configuración electrónica de 9F 1s22s22p5. Cada átomo de flúor tiene un electrón

desapareado y se representa en la estructura de Lewis de !a siguiente forma:

Nótese que si algún electrón no interviene en la formación del enlace, éste recibe el nombre de

electrones no enlazantes o pares libres.

TAREA No. 3

1. Escriba las estructuras de Lewis de los elementos constituyentes de los siguientes

compuestos e indique los orbitales que se superponen y representarlos.

a) I2 b) CO2 c) NH3 d) HI e) O2 f) CCI4

2. Escriba !as estructuras de Lewís de !os elementos que constituyen los siguientes compuestos e

indique cuál de estas especies químicas forman enlaces múltiples.

a) N2 b) HCI c) Br2 d) H2C2 e) H2S f) 03

Para explicar la estructura de los sólidos metálicos y entender sus propiedades es necesario describir

otro tipo o modelo de enlace químico: el enlace metálico.

Los metales sólidos se distinguen de otras sólidos por ser buenos conductores de !a corriente eléctrica

y por ser maleables y dúctiles. El enlace metálico que presentan los metales sólidos explica en forma

satisfactoria las propiedades que estos sólidos presentan. Todos los elementos metálicos presentan

dos características fundamentales que les permiten poder formar enlaces metálicos.

a) Todos los metales tienen energías de ionización relativamente bajos, por lo que se requieren

poca energía para remover un electrón del átomo de un metal.

b) La mayoría de los elementos metálicos sólo tienen de 1 a 3 electrones en su nivel de energía

más alto, lo que significa que los átomos de estos elementos poseen varios orbitales atómicos

desocupadas en su capa electrónica más externa.

Por tal razón, los orbitales desocupados de un átomo se superponen a los orbitales desocupados de

átomos vecinos y los electrones de la capa electrónica más externa de cada átomo, entran a estos

orbitales moleculares multinucleares para ser compartidos por varios átomos.

Para explicar esta migración describimos el enlace metálico corno iones positivos unidos por un mar de

electrones. La fuerza del enlace metálico se debe al efecto enlazante de la nube electrónica móvil, o

sea !as fuerzas de atracción entre los iones positivos y el mar de electrones. Los electrones que

abandonan !as capas externas y que pasan a ocupar los orbitales moleculares tienen relativa libertad

para moverse a través de la estructura, lo que explica por qué los metales sólidos son buenos

conductores de la corriente eléctrica. La movilidad de estos electrones también explica la maleabilidad

y ductibilidad de !os metales. Una muestra metálica puede ser martillada, enrollada y trabajada

mecánicamente. sin destruir su integridad estructural.

TAREA NO.4

1. Explique tomando en consideración !a teoría de! enlace metálico a que se debe:

a) Maleabilidad

b) Ductibilidad

c) Conductividad eléctrica

POLARIDAD DE ENLACE

Para expresar la naturaleza de un enlace químico, se tiene que determinar si los átomos tienen

diferencias de electronegatividad. Estas diferencias pueden ser muy grandes de manera que

permita que los electrones se pueden transferir de un átomo a otro, dando como resultado la

formación de un compuesto iónico.

Para expresar la naturaleza de un enlace químico, se ha formulado la siguiente tabla en !a base

de !a diferencia de electronegatividad de los átomos que forman el enlace.

TAREA No.5

1. Prediga el tipo de enlace entre los átomos, de los siguientes elementos. Para los enlaces

covalentes polares señale la polaridad utilizando

a)K y Cl b) Mg y S c) Sr y 0 d) Si y Cl e) Li y Br

f) B y O g) Ba y F

2. Ordenar !os siguientes enlaces de mayor a menor polaridad

a) N - O b) Cl - Cl c) H – Cl d) Be-Cle) Na-I

3. Seleccionar la alternativa que usted considera correcta, enumerando dicha respuesta.

A. De los siguientes enlaces el que presenta menor polaridad es:

a) Na - F b) P-0 c) Al – Cl d) C – Br

B. ¿Cuál de los compuestos presenta mayor carácter iónico?

a) KBr b) HCl c) Mg0 c) C0

C. El enlace que presenta una mayor polaridad

a) Na - O b) Ca - O c) Al - 0 c) Cl - 0

NÚMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación se define como: La carga que debería estar presente en un

átomo del elemento, si los electrones en cada uno de sus enlaces perteneciesen al

átomo más electronegativo.

De acuerdo a reglas arbitrarias, se !e puede asignar cargas a los átomos de un

compuesto. Estas reglas son:

1. El número de oxidación de cualquier elemento es cero.

2. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de sus

elementos constituyentes es igual a la carga de dicho ion.

3. En cualquier compuesto la suma de los números de oxidación de todos los

elementos es igual a cero.

4. Los elementos del grupo IA siempre presentan números de oxidación 1+

y los del IIA serán 2+ y los del IIIA como el Al su número de oxidación es 3+.

5. Los elementos del grupo VIIA, cuando forman compuestos binarios usan

número de oxidación 1.

6. Los elementos del grupo VIA usan números de oxidación de 2- cuando

forman compuestos binarios. El oxígeno siempre utiliza número de oxidación 2-

excepto cuando forma peróxido.

7. El número de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto cuando forma

hidruros donde es 1-.

EJEMPLO: Determine el número de oxidación del s en el compuesto H2S03

De acuerdo a las reglas establecidas el número de oxidación del hidrógeno es 1+ y el

del oxígeno es 2-. Además la suma de todos los números de oxidación de todos los

elementos de un compuesto debe ser cero.

Entonces podemos plantear la siguiente ecuación en donde X representa el número de

oxidación del S:

0 = 2(1+) + X + 3(2-)

0 = 2 + x - 6

x = 6 - 2

x = 4

El número de oxidación del S en el H2S03 es 4+

EJEMPLO: Determine el número de oxidación del P en el ion P04 3-

En el caso de un ion poliatómico aplicamos la regla 2, que dice que la suma de los

números de oxidación de sus elementos es igual a la carga del ion.

3 = x + 4(2-)

3- = x + 8-

X = 8+? 3

X = 5+

TAREANo.6

1. Determine e! número de oxidación del elemento subrayado en los compuestos o

iones:

a) H zS03 b) SeO4 2- c) HCI04 d) HBr03 e) NaMnO4

f) H3PO3 g) K4SiO4 h) As033- i) CrzO7 J) KSi03

PRUEBA FORMATIVA

1. Determine los electrones de valencia y escriba la estructura de símbolo de Lewis de

los siguientes elementos:

a) P b) Sn c) F d) Cs e) Mg

2. Dados los siguientes compuestos jónicos indique los átomos que gana electrones,

los átomos que pierden electrones y escriba las fórmulas de Lewis para cada uno

de los compuestos:

a) KF b) MgBrz c) SiO2 d) Ca0 e) SrS

3. Escriba las fórmulas de Lewis para las siguientes especies químicas:

a) HCI b)BeClz c) SO2 d) H3P03 e) HCl04

f) Na2O g) HCCI3 h) H2C2O4

4. Determine el número de oxidación del elemento subrayado en las siguientes

especies químicas: a) H3AsO4 b) KzCrO, c) NO2- d) N2S04

e) CIO2'- f) NazC03 9) H3B03 h) P043-

5. Establezca la diferencia entre e! enlace iónico y covalente.

6. Mencione algunas propiedades del enlace metálico y cómo se puede explicar las

mismas.

7. ¿Cuál de los siguientes elementos, puede formar enlace iónica con el cloro?

a)O b) N c) S d) K

8. Indique el número de oxidación del oxigeno en cada compuesto:

a) CO b) C02 c) H20 d) H202

9. Prediga la pareja de compuestos, que. contiene solamente moléculas polares:

a) CCl4 y CH9 b) HCI y Cl2 c) HCl y NH3 d) CO y C02

10. En cada uno de los siguiente-s ejemplos de símbolo de Lewis, indique el grupo de la

tabla periódica al que pertenece el elemento X: