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Aprendizajes Esperados
Aprendizajes Esperados
Reconocer los distintos tipos de enlaces químicos y sus principales características.
Conocer conceptos básicos de geometría molecular.
Explicar el concepto de unión intermolecular, identificando las distintas fuerzas que intervienen en las uniones a nivel de moléculas.
Resolver problemas, aplicando conceptos básicos de enlace químico.
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Concepto Básicos
Concepto Básicos
• Tipos de enlace químico
Prácticamente todo lo que miremos, sea de origen natural o sintético, está constituido por compuestos químicos o mezclas de ellos.
En todos estos componentes, así se trate de las rocas del suelo o las aguas del mar, los elementos no se encuentran solos, sino que formando compuestos. Incluso, sustancias como el oxígeno o el nitrógeno, presentes en el aire, no se encuentran en su estado elemental, sino como moléculas biatómicas.
En la formación de un enlace químico participan fundamentalmente los electrones del último nivel de energía del átomo, a los que se denomina electrones de valencia.
Dentro de la tabla periódica, existen elementos con una alta capacidad para atraer electrones (electronegatividad elevada), así como otros que tienen dificultad para retenerlos (electronegatividad baja).
Cuando la unión ocurre entre átomos iguales, como en el caso del oxígeno y el nitrógeno, las moléculas biatómicas formadas, O2 y N2, respectivamente, compartirán sus electrones por igual. Este tipo de enlace, en que se comparten electrones, se denomina enlace covalente.
El enlace covalente puede ocurrir también entre átomos distintos, siempre y cuando las electronegatividades no sean demasiado diferentes. Por ejemplo, en el agua, que revisamos en la primera clase, los electrones del enlace están desplazados hacia el elemento más electronegativo (el oxígeno, evidentemente), produciendo un enlace covalente polar; por tanto, se genera una molécula con determinado momento dipolar, capaz de producir uniones intermoleculares, que veremos más adelante.
Cuando las electronegatividades de los átomos que forman el enlace son muy diferentes, la polarización de cargas será extrema y ocurrirá transferencia de electrones del elemento menos electronegativo al más electronegativo. Debido a ello, se formarán iones de carga opuesta, los que se unirán por atracción electrostática. En este tipo de unión, denominada, enlace iónico, no se comparten electrones.
Una tercera forma de enlace ocurre cuando determinados elementos, conocidos como elementos metálicos, se unen. Este es el caso de un trozo de plata o de cobre, cuyos átomos están unidos por un tipo especial de unión, el enlace metálico.
• Fundamentación de la Teoría del Enlace de Valencia
Como los dos electrones pertenecen ahora, indistintamente, a los dos orbitales, estarán apareados y deberán tener sus spines antiparalelos para cumplir con el principio de Pauli.
Veremos más adelante que es posible formar un enlace covalente por la superposición de un orbital lleno (2 electrones) con un orbital vacío. El enlace formado de esta particular manera se denomina enlace covalente dativo o covalente coordinado.
Para facilitar el estudio de los enlaces químicos, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) ideó un sistema de notación para representar a los electrones de valencia, mediante puntos.
En 1916 Walter Kossell (1888 – 1956) y el mismo Lewis, propusieron que cuando los átomos forman enlaces, hay una tendencia a alcanzar configuraciones similares a las de los gases nobles.
Sus conclusiones se resumen en la regla del octeto, que establece que: “Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones y adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
En el sistema de notación de Lewis, cada átomo se representa por el símbolodel elemento rodeado por sus electrones de valencia, representados por puntos.
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Enlace Iónico
Enlace Iónico
Este tipo de enlace se establece entre átomos que tienen grandes diferencias de electronegatividad.
Los átomos que tienen bajas energías de ionización y baja electronegatividad, como los metales alcalinos y alcalino-térreos del Grupo I A y IIA, tienden a formar cationes, mientras que aquellos que tienen alta afinidad electrónica y una elevada electronegatividad, como los no metales del grupo VII A, tienden a formar aniones. Luego, la mayoría de los compuestos iónicos estarán formados por Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg y Ca, como cationes y F, Cl, Br y I como aniones.
En un enlace iónico no hay moléculas propiamente tales, sino una red cristalina formada por cationes y aniones.
Algunos de los compuestos que se forman gracias a los enlaces iónicos son: NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, MgCl2 entre otros.
La mayoría de los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen altos puntos de fusión y ebullición. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí lo hacen cuando se encuentran fundidos o en disolución acuosa.
La elevada temperatura que se requiere para fundir un sólido cristalino obedece a la gran energía que es necesario aplicar para separar los iones que forman la red cristalina, en la que se alternan cationes y aniones en las tres direcciones del espacio. Son también las propiedades de la red cristalina, las responsables de la tendencia a fracturarse que presentan los cristales iónicos cuando son objeto de golpes o presión. Cuando esto ocurre, un plano de iones se desplaza, de modo que cargas iguales quedan enfrentadas, lo que produce la fractura.
Un ejemplo de enlace iónico es el que se produce en la formación de cloruro de sodio o sal común, a partir de sodio y cloro.
• Cómo se nombran los compuestos iónicos
Para el caso de los compuestos iónicos, la fórmula escrita registra primero el metal y luego, el no metal. Pero cuando se le nombra, se sigue el orden inverso. Consideremos como ejemplo la sal común: En su fórmula, NaCl, el primero en consignarse es el metal alcalino (sodio); el halógeno (cloro) figura en segundo lugar. En cambio, cuando se le nombra (cloruro de sodio), el primero en mencionarse es el no metal. Nótese, además, que la terminación del anión es uro.
Los compuestos más simples son los compuestos binarios, constituidos por solo dos elementos diferentes – un metal y un no metal- unidos por enlaces iónicos. Sus nombres, con excepción de los formados por el oxígeno, terminan en uro:
Como habrás advertido, a partir de esta tabla puedes escribir una gran cantidad de compuestos iónicos.
Muchos compuestos binarios están presentes en la naturaleza, en tanto otros pueden ser sintetizados con relativa facilidad. En aquellos en que el anión y el catión tienen igual carga, la formación del compuesto iónico es sencilla. Es el caso, por ejemplo, del fluoruro de litio (LiF) o el bromuro de potasio (KBr).
En cambio la formación de sulfuro de sodio o cloruro de magnesio presentan mayor dificultad, puesto que se debe considerar la necesidad de neutralidad del compuesto, por lo que se requerirán dos sodios por cada sulfuro (Na2S) y dos cloros por cada magnesio (MgCl2).
Practica escribiendo todos los compuestos iónicos posibles con los cationes y aniones de la tabla.
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Enlace covalente
Enlace covalente
Cuando dos no metales forman un enlace covalente, pueden compartir uno o más pares de electrones.
Si comparten un par, como en la molécula de hidrógeno o de agua, hablamos de un enlace covalente simple.
Si comparten dos pares de electrones, como es el caso de la molécula de oxígeno o del dióxido de carbono, se trata de un enlace covalente doble.Por último, si comparten tres pares de electrones, como en el caso del nitrógeno gaseoso o el acetileno, estamos frente a un enlace covalente triple. En química orgánica, abordaremos con más detalle los enlaces dobles y triples.
Cuando los enlaces covalentes se producen entre átomos iguales, los electrones compartidos son atraídos con igual fuerza por ambos núcleos y se distribuyen de manera simétrica entre los núcleos, sin generar polos o cargas. Este tipo de enlaces se denomina enlace covalente apolar. Este tipo de enlace como el que observamos en los gases biatómicos es el único 100% covalente.
Si, por el contrario, el enlace se produce entre átomos distintos, las diferencias de electronegatividad entre ellos provocará que los electrones compartidos sean más atraídos hacia uno de los núcleos, produciendo una molécula que presenta cargas parciales hacia los extremos del enlace. Este enlace se denomina, enlace covalente polar. El agua es un muy buen ejemplo de una molécula polar.
Si comparamos una molécula de cloro gaseoso y una de ácido clorhídrico, también gaseoso, podemos ver la diferencia entre enlaces covalentes apolares y polares.
Como ya dijimos, cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividad de 1,7, el carácter iónico alcanza ya el 50%, y para una diferencia de 3, será del 95%.
Por lo tanto, para diferencias de electronegatividad mayores de 1,7 el enlace tendrá un carácter predominantemente iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor y los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando sea entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.
• Enlace covalente coordinado o dativo
En el caso del amoniaco, este cuenta con un par de electrones no compartidos, mientras que el ión hidrógeno (H+) carece de electrones. Al reaccionar, estas dos especies forman el ión amonio NH4+. Nótese que en este último, la carga positiva se distribuye en todo el ión; por lo tanto, los cuatro enlaces nitrógeno hidrógeno son iguales.
• Resonancia
En algunas moléculas resulta factible escribir más de una fórmula de Lewis. Es el caso del dióxido de azufre (SO2), donde el doble enlace puede dibujarse a uno u otro lado del azufre, como se aprecia en la figura. De existir esta molécula, tal como la podemos graficar, debería poseer un enlace simple y uno doble de longitudes de 1,54 y 1,40 A, respectivamente. Entonces, habría que concluir que los dos enlaces azufre oxígeno no son iguales.
Sin embargo, la determinación experimental muestra que ambos enlaces son iguales y miden 1,47 A, lo que corresponde al promedio entre ambos enlaces. Luego, ninguna de las dos estructuras dibujadas representa realmente las características del enlace.
La verdadera estructura del dióxido de azufre corresponde a un híbrido de resonancia entre ambas. Esto no significa que la condición de la molécula cambie entre estas dos estructuras, ya que los antecedentes experimentales muestran que nunca existe un enlace simple y uno doble, sino que dos enlaces iguales, de naturaleza intermedia. Retomaremos este tema en química orgánica, cuando revisemos la estructura del benceno.
Las sustancias covalentes pueden ser moleculares o reticulares.
Las primeras corresponden a moléculas individuales, unidas entre sí por fuerzas intermoleculares que revisaremos más adelante y que pueden encontrarse en cualquier estado de agregación, es decir, sólido, líquido o gaseoso. Entre ellas, se cuentan la mayoría de las moléculas covalentes que hemos revisado hasta aquí.
Las segundas son aquellas constituidas por un número indefinido de átomos, unidos por enlaces covalentes conformando una red cristalina tridimensional. Se presentan solo en estado sólido y las más conocidas son el grafito, el diamante y el cuarzo. El ejemplo más clásico de este tipo de materiales es justamente el diamante, en el cual cada átomo de carbono se encuentra unido a otros cuatro, en un arreglo tetraédrico. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones en su capa de valencia, de modo que si sus cuatro vecinos comparten un electrón con él, entre todos completarán el octeto.
Además de la forma de diamante, el carbono elemental adopta otras formas que obedecen a diferentes arreglos entre sus átomos; uno de ellos es el grafito, cuyo punto de fusión es semejante al del diamante y también corresponde a una sustancia reticular.
En el grafito, los átomos de carbono se encuentran dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados. Cada átomo de carbono se encuentra unido a otros tres, con una distancia corta de 1.42 A°, mientras que la distancia entre las capas es de 3.41 A°. Esta estructura de capas es la que hace del grafito un material frágil, a diferencia del diamante.
Los enlaces covalentes son de importancia extrema en química orgánica, debido a que el átomo de carbono tiene la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes. Estos enlaces se orientan en direcciones definidas del espacio, dando lugar a una compleja geometría de moléculas orgánicas. Si los cuatro enlaces son únicos, como en el metano, la geometría molecular es la de un tetraedro. Pero, evidentemente, existe la posibilidad de enlaces tanto dobles como triples. La increíble complejidad de las moléculas orgánicas será revisada en detalle en clases futuras.
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Enlace Metálico
Enlace Metálico
Para proponer un modelo de enlace en los metales, conviene tener presente qué propiedades deseamos explicar mediante este modelo. Los metales presentan una alta conductividad eléctrica y térmica. Además, son muy maleables y dúctiles, es decir, pueden ser moldeados y laminados con gran facilidad, ya que, a diferencia de otros materiales, no son quebradizos.
El modelo más simple para explicar estas propiedades es el del “mar de electrones”. En él, se supone que el metal está compuesto por una red tridimensional de cationes, dentro de un mar formado por los electrones de valencia.
Los electrones se mantienen unidos a la red de cationes, mediante atracciones electrostáticas, pero están distribuidos uniformemente en toda la estructura, de modo que ninguno de ellos está asignado a algún catión específico. La movilidad de los electrones explica la conductividad eléctrica al aplicar una diferencia de potencial, ya que estos fluyen, de la terminal negativa hacia la positiva. La conductividad térmica también puede explicarse, gracias a la alta movilidad de los electrones, que transfieren fácilmente energía cinética por todo el sólido. Asimismo, la capacidad de deformación es producto, igualmente, de que los átomos metálicos pueden moverse sin que se rompan enlaces específicos, ni que se creen repulsiones entre átomos vecinos, ya que estos, al desplazarse, ocupan posiciones equivalentes en la red.
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Geometría Molecular
Geometría Molecular
• Geometría lineal
• Geometría plana trigonal (triangular)
• Geometría tetraédrica
• Geometría pirámide trigonal
• Geometría angular
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Uniones Intermoleculares
Uniones Intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares, aquellas que dan cuenta de las uniones entre moléculas, son mucho más débiles que las intramoleculares. Por lo mismo, se requiere mucho menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Esto nos resulta evidente cada vez que hervimos agua para preparar un café: Las moléculas de agua que abandonan el líquido mantienen intacta su estructura molecular, de tal forma que si interponemos un objeto frío en el camino del vapor, recuperamos nuevamente agua líquida. Si realmente se rompieran los enlaces covalentes, seríamos incapaces de recuperar agua a partir de hidrógeno y oxígeno molecular.
Como vemos, conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares nos permitirá comprender las propiedades de los distintos estados de la materia. Veremos que estas fuerzas son, en parte, responsables de los distintos estados de agregación de la materia, de las temperaturas de fusión y ebullición de los distintos compuestos, del comportamiento no ideal de los gases, de las fuerzas de cohesión y adhesión, así como de la viscosidad y la tensión superficial. Algunas de ellas, además, tienen importancia vital en la estabilización de la estructura de moléculas tan importantes para la vida como el ADN y las proteínas.
Mientras la fuerza de los enlaces intramoleculares (iónicos y covalentes) fluctúan entre los 150 y los 1.000 kJ/mol, las fuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares oscilan entre los 0.05 y los 50 kJ/mol. Las atracciones intermoleculares son más débiles que los enlaces covalentes, porque no resultan de compartir pares de electrones entre átomos, sino que son el producto de interacciones electrostáticas entre cargas temporales o permanentes.
• Fuerzas de Van der Waals
Las interacciones entre moléculas polares o no polares del tipo dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión se denominan fuerzas de Van der Waals, en honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals.
Las más débiles de estas interacciones son las fuerzas de dispersión, también conocidas como fuerzas de London.
Las fuerzas de dispersión se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Cuando los electrones de una molécula adquieren, momentáneamente, una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se genere, también en forma instantánea, un dipolo inducido. Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases biatómicos, como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4, tienen tales dipolos instantáneos.
La intensidad de las fuerzas de dispersión depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, lo que depende, a su vez, del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula, más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables, porque tienen menos electrones.
• Atracción dipolo-dipolo
Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como en el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles, pero son más intensas que las fuerzas de dispersión por lo que, aunque estas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo.
• Atracción ión-dipolo
Es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son dipolos que tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo.
La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ión, del momento dipolar del dipolo, y de la distancia del centro del ión al punto medio del dipolo. Estas fuerzas ión-dipolo son importantes en la solubilidad de las sustancias iónicas en líquidos, y explican los efectos de solvatación de los compuestos iónicos en solución.
• Puente o enlace de hidrógeno
Cuando el hidrógeno se encuentra unido covalentemente a un átomo electronegativo, se produce una polaridad en el enlace, que le confiere un porcentaje de carácter iónico.
El hidrógeno queda así con una densidad de carga positiva, y puede ser atraído por un par de electrones no compartidos, de un átomo electronegativo de una molécula vecina, con lo que se produce el puente o enlace de hidrógeno. Este último átomo debe tener un volumen pequeño para que su densidad de carga sea grande y pueda ejercer la atracción electroestática requerida por un átomo de hidrógeno. Es el caso del flúor, el oxígeno y el nitrógeno. El cloro, por el contrario, debido a su gran volumen, nunca podrá participar en este tipo de enlace.
La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea de gran importancia en la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.
Las primeras evidencias de la existencia del enlace de hidrógeno proceden del estudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de compuestos formados por elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular.
Sin embargo, los compuestos formados por los elementos de los Grupos V A, VI A y VII A no cumplen esta norma y los compuestos de N, O y F son los de mayor punto de ebullición. Curiosamente, se trata de los más electronegativos, y por ende, los que producen enlaces más polarizados con hidrógeno.
Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecinos al oxígeno son gases a la temperatura ambiente; en cambio, el H2O es líquida a esa misma temperatura, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. Es tanto así, que si se grafica la temperatura de ebullición para los compuestos de hidrógeno de los demás elementos del grupo (S, Se, Te), se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que se esperaría de no formar puentes de hidrógeno.
Esta interacción es mucho más fuerte que en una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de hidrógeno. Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos, cuyas moléculas forman puentes de hidrógeno entre sí, situación que no es privativa del agua. Por ejemplo, resulta ilustrativo comparar el éter metílico CH3-O-CH3, con el etanol CH3-CH2-OH, ya que ambas moléculas tienen la misma fórmula condensada, es decir son isómeros. Ambas tienen un momento dipolar diferente de cero; sin embargo, entre moléculas de éter metílico no pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas los átomos de hidrógeno solamente se encuentran formando enlaces muy poco polares con los átomos de carbono. En el etanol, por el contrario, existe un enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo de hidrógeno puede formar puentes con otros átomos de oxígeno en moléculas vecinas. Las diferencias físicas son muy notables: El etanol es un líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es de 78°C, mientras que el éter metílico es un gas, con punto de ebullición de – 25°C.
Autoevaluaciones
Pregunta Nº 1
¿Cuáles son los elementos que habitualmente se unen mediante enlace iónico?
Los enlaces iónicos se forman cuando los átomos tienen grandes diferencias de electronegatividad entre ellos. Es decir, se forman entre átomos que presentan una gran capacidad de aceptar electrones y átomos que tienen una alta capacidad para donarlos. Normalmente, se considera iónico un enlace cuando la diferencia de electronegatividad es superior a 1,7. Los elementos que generalmente forman enlaces iónicos son los metales alcalinos y alcalinotérreos (grupos I A y II A) con los elementos no metálicos del grupo VII A y los más pequeños del grupo V A y VI A. En la formación de un enlace iónico, los átomos que lo forman pierden o ganan electrones de valencia, transformándose en especies químicas denominadas iones, que tienen carga eléctrica positiva (catión) o negativa (anión), de manera de asemejarse a la configuración del gas noble más cercano. La fuerza de atracción que se establece entre los iones positivos y los negativos, hace posible la formación del enlace.
Pregunta Nº 2
¿Cuáles son las características principales de los compuestos iónicos?
Debido a que los enlaces iónicos forman redes cristalinas en todas las direcciones del espacio, son sólidos cristalinos duros y quebradizos. Pueden formar grandes cristales que reproducen la forma de la celda unitaria. Las interacciones son muy fuertes, por lo que para romper sus enlaces se necesita aplicar elevadas temperaturas; debido a esto sus puntos de fusión y de ebullición son elevados. En estado sólido, no conducen la electricidad, pero fundidos o en solución acuosa son capaces de conducirla. Los compuestos iónicos se caracterizan también por ser solubles en solventes polares, como el agua, e insolubles en solventes orgánicos, como el hexano. La alta solubilidad en solventes polares se debe a que estos son capaces de solvatar los iones formando uniones ión-dipolo.
Pregunta Nº 3
¿Por qué los metales son dúctiles y maleables?
Los metales, a diferencia de los conpuestos iónicos y a la mayoría de los compuestos covalentes sólidos, pueden ser estirados para formar hilos, en ocasiones muy finos (dúctiles) o extendidos, hasta formar láminas muy delgadas (maleables). Estas propiedades son el resultado de las características particulares del enlace metálico. Un metal está conformado por átomos iguales, estos átomos se mantienen unidos gracias al enlace metálico, formado por un número indefinido de iones positivos (cationes) que corresponden a los átomos del metal, sin sus electrones de valencia. Estos se encuentran rodeados por una nube de electrones (electrones de valencia) que se mueven libremente y que mantienen unidos a dichos iones. Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad, debido, justamente, a sus electrones libres, que forman una nube de electrones deslocalizados.
Pregunta Nº 4
¿Pueden ser polares las moléculas biatómicas, formadas por átomos diferentes, unidos covalentemente?
Como sabes, cuando los átomos que forman un enlace tienen una diferencia de electronegatividad menor a 1,7 se considera que este enlace es covalente. Cuando este enlace se forma entre átomos iguales, formándose moléculas covalentes homonucleares, como en el caso del O2, el N2 y el H2, los electrones que participan del enlace están distribuidos (permanecen) entre ambos átomos de manera equitativa, por tanto, no hay formación de polos de carga y la molécula es no polar.
Cuando el enlace ocurre entre elementos diferentes, la molécula resultante puede polarizarse debido a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace. Uno de los átomos (el más electronegativo) tiende a atraer más a los electrones del enlace y por tanto, se produce una carga parcial negativa sobre ese lado de la molécula. El otro átomo (el menos electronegativo), por el contrario, tiende a ceder los electrones del enlace y por eso presenta una carga parcial positiva. En este caso hablaremos de un enlace covalente polar.
Pregunta Nº 5
¿Por qué el agua y el etanol hierven a temperaturas muy por encima de las esperadas?
El agua y el etanol hierven a temperaturas muy por sobre la temperatura que se esperaría para ellos. Por ejemplo, el agua hierve a casi 200ºC más de lo que se puede inferir de los puntos de ebullición del H2S, H2Se y H2Te. El punto de ebullición del etanol, por su parte, es de 78°C, mientras que el éter metílico, un isómero del etanol, es gas a temperatura ambiente y hierve a – 25°C.
Estas curiosas características se deben a que ambas moléculas pueden formar puentes de hidrógeno entre ellas. Las interacciones de hidrógeno se forman entre un hidrógeno con densidad de carga positiva (unido al oxígeno de un OH, por ejemplo), y un par de electrones no compartidos de un átomo electronegativo de una molécula vecina (el oxígeno del OH).
Ejercicios
Ejercicio Nº 1
¿Qué tipo de uniones intermoleculares se forman entre moléculas aparentemente apolares, tales como el metano?
a) Enlaces covalentes polares.
b) Puentes de hidrógeno.
c) Interacciones electrostáticas.
d) Fuerzas de dispersión.
e) Enlaces iónicos.
De todas las nombradas solo b, c y d corresponden a interacciones intermoleculares. De estas, b y c se forman debido a la presencia de cargas parciales en las moléculas, debidas, principalmente, a las diferencias de electronegatividad de los elementos que las forman. La alternativa d, en cambio, corresponde a un tipo de fuerza que solo depende de mínimas alteraciones producidas cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocando que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido.
Respuesta correcta: Letra D.
Ejercicio Nº 2
Si dos átomos que tienen una diferencia de electronegatividad de 0,8 se combinan para formar una molécula, lo harán mediante un enlace:
a) De Van der Waals.
b) Covalente.
c) Iónico.
de) Electrostático.
e) Dipolo-dipolo.
Los átomos que difieren en sus electronegatividades en menos de 1,7 se unen generalmente mediante enlaces covalentes. Por tratarse de átomos distintos el enlace será posiblemente polar.
Respuesta correcta: Letra B.
Ejercicio Nº 3
En un trozo de plata metálica los átomos:
I. Se encuentran unidos por enlaces metálicos.
II. Forman una red tridimensional de cationes.
III. Están rodeados por una nube de electrones de valencia.
IV. Están completamente fijos en una red cristalina.
a) Solo I y II
b) Solo I y III
c) Solo II y III
d) Solo I, II y III
e) I, II, III y IV
Los átomos de un metal se encuentran, según el modelo de “mar de electrones”, como una red tridimensional de cationes, rodeados por una nube de electrones de valencia. Esto permite que los metales tengan una gran rigidez y tenacidad (por la gran fuerza de los enlaces), pero, además, puedan ser doblados, aplastados o estirados, debido a que los cationes pueden desplazarse unos sobre otros sin que se produzcan repulsiones, gracias a la nube de electrones.
Respuesta correcta: Letra D.
Ejercicio Nº 4
Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos que se combinan es mayor que 1,7, se forma un enlace:
a) Polar
b) Iónico
c) Covalente
d) Covalente polar
e) Covalente dativo
Se forma un enlace iónico, ya que sobre una diferencia de 1,7 en la electronegatividad, se considera que el enlace tiene un carácter mayoritariamente iónico.
Respuesta correcta: Letra B.
Ejercicio Nº 5
Los compuestos covalentes se forman, en la mayoría de los casos, a partir de la combinación de átomos:
I) Que se encuentran próximos en la tabla periódica.
II) De electronegatividad muy diferente.
III) De elementos metálicos.
a) Solo I
b) Solo II
c) Solo I y II
d) Solo I y III
e) I, II y III
Los compuestos covalentes se forman cuando se combinan elementos de electronegatividad similar, normalmente de grupos vecinos del lado derecho de la tabla periódica.
Respuesta correcta: Letra A.
Ejercicio Nº 6
En el enlace covalente coordinado o dativo:
I. Uno de los átomos que forma el enlace aporta el par de electrones.
II. Cada átomo que participa aporta un electrón al enlace.
III. Hay transferencia de electrones de un átomo a otro.
a) Solo I
b) Solo II
c) Solo I y III
d) Solo II y III
e) I, II y III
El enlace covalente coordinado o dativo, es un tipo especial de unión covalente en que el par de electrones del enlace provienen de uno de los átomos participantes. Este tipo de enlace ocurre, por lo general, entre pares de electrones no compartidos y un protón que carece de electrones.
Respuesta correcta: Letra A.
Ejercicio Nº 7
Todas las moléculas biatómicas homonucleares, como por ejemplo el N2 son:
a) Iónicas
b) Cristalinas
c) Polares
d) Apolares
e) Cargadas
Las moléculas biatómicas homonucleares como la del ejercicio, están unidas por enlaces covalentes, en los que los electrones están cerca de uno u otro átomo por tiempos iguales, ya que los núcleos de estos los atraen con igual fuerza.
Respuesta correcta: Letra D.
Ejercicio Nº 8
Cuando dos átomos comparten un par de electrones, se forma un enlace de tipo:
a) Covalente.
b) Covalente dativo.
c) Covalente doble.
d) Covalente triple.
e) Covalente coordinado.
Se trata de la definición más simple y elemental de enlace covalente.
Respuesta correcta: Letra A.
Ejercicio Nº 9
En la molécula de nitrógeno (Z =7), gaseoso a temperatura ambiente, los átomos se mantienen unidos a través de un enlace:
a) Iónico
b) Covalente doble
c) Covalente dativo
d) Covalente triple
e) Metálico
El nitrógeno molecular es un clásico ejemplo de enlace triple. El átomo se grafica, siguiendo la notación de Lewis, con tres electrones desapareados y un par no enlazante. Cuando se une a otro átomo de nitrógeno, utiliza los tres electrones; de este modo, forma un triple enlace y completa su octeto.
Respuesta correcta: Letra D.
Ejercicio Nº 10
¿Por qué los alcanos de igual número de átomos de carbono que el butanol hierven a mucho menor temperatura que este?
a) Son menos densos.
b) No forman interacciones apolares.
c) Tienen solo enlaces covalentes.
d) No forman puentes de hidrógeno.
e) Carecen de interacciones tipo Van der Waals.
Se debe básicamente a su incapacidad de formar puentes de hidrógeno. Estos enlaces unen con mucho mayor fuerza a las moléculas en el seno del líquido, impidiéndoles salir de él, salvo que se aplique una cantidad importante de energía.
Respuesta correcta: Letra D.