conceptos asociados con los enlaces químicos y la geometría de las moléculas

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Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: Primer año Medio
Año: MMXII
Guía de Apoyo nº6: Teoría Atómica
Objetivos:
1.- Comprenden la importancia del enlace químico y justificar la existencia de distintas clases de
enlaces.
2.- Relacionar las propiedades de los compuestos iónicos con las características del enlace iónico.
3.- Conocer la naturaleza del enlace covalente
4.- Utilizar el procedimiento adecuado para presentar las estructuras de Lewis
5.- Utilizar el método de repulsión de pares de electrones para deducir las formulas geométricas
de distintas moléculas y iones.
6.- Conocer las propiedades de los metales y los modelos más conocidos de enlace metálico.
Enlace Químico y Geometría Molecular
Definición:
El enlace químico es la forma en que se unen los átomos cuando forman
una molécula.
Profundizando el concepto, podríamos decir que el enlace químico es la fuerza
responsable de la unión estable entre iones, átomos o moléculas que forman las
sustancias.
Los enlaces químicos podemos clasificarlos en forma general en dos tipos: aquellos que
ocurren al interior de una misma molécula, llamados intramoleculares y los que
involucran moléculas diferentes entre sí, llamados intermoleculares.

2. 31
Configuración de Lewis1
La configuración de Lewis es una manera de representar los electrones más
externos de los átomos de cualquier elemento. Fundamentalmente se representan
aquellos que pertenecen al último período, es decir, los electrones de valencia.
La forma de representarlos es muy sencilla, ya que se usan puntos, formando parejas y
puntos separados, alrededor del símbolo del elemento químico.
Es necesario en primer lugar, escribir la configuración del elemento, destacando la
distribución de los electrones de ese último nivel.
Ejemplo: Tomemos al Aluminio (13Al): 1s22s22p63s23p1
En su último nivel: 3s23p1, hay 3 electrones que se distribuyen como sigue:
Llamaremos electrones apareados o antienlazantes, a aquellos electrones que forman
parejas, como por ejemplo, los que aparecen el el orbital 3s, del esquema anterior.
Llamaremos electrones desapareados o enlazantes a aquellos electrones que se
encuentran solos ocupando algún orbital.
Entonces, representaremos los dos electrones juntos y el electrón separado, para al
Aluminio, de la siguiente manera:
Nota: No hay ninguna restricción para la ubicación de los puntos alrededor del símbolo
del elemento.
Veamos otro ejemplo: el Nitrógeno (7N): 1s22s22p3
El último nivel es: 2s22p3, por lo tanto, la distribución de esos 5 electrones, en el último
nivel será
De esa forma, la configuración de Lewis para el Nitrógeno es:
1
Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Este químico estadounidense hizo muchas contribuciones importantes en las
áreas del enlace químico, la termodinámica, los ácidos y las bases y la espectroscopia. A pesar de la relevancia de su
trabajo, Lewis no fue compensado con el Premio Nobel de Química.

3. 32
Regla del dueto y del octeto
Si hacemos la configuración de Lewis de los gases nobles, encontraremos lo
siguiente:
Al observar la configuración de Lewis para cada uno de ellos, vemos que en el caso
del Helio, presenta dos electrones apareados, mientras que para los demás, ocho
electrones, en cuatro parejas.
Esto es importante dado que los gases nobles son sinónimo de estabilidad para los
elementos en la tabla periódica. Todos los elementos buscan parecerse a ellos, cediendo o
captando electrones. Por lo tanto, no es extraño entender que para la formación de
enlace químico buscarán quedar rodeados por dos (en el caso de los enlaces formados
por los elementos de Z más bajo) y por ocho en los demás. Esta última distribución de
electrones debe ser cumplida por los elementos del segundo periodo, pero desde el tercer
periodo en adelante puede ser superada en número (a esto se denomina octeto
extendido). Hay que indicar que los elementos del grupo III-A, no alcanzan a cumplir
con la regla del octeto y los compuestos que ellos forman presentarán propiedades
interesantes producto de esta falta.
Enlace Iónico
Se produce principalmente entre dos elementos con las siguientes
características: uno de ellos presenta una muy baja electronegatividad, vale decir una
tendencia muy baja a captar electrones, por lo tanto, desea deshacerse de ellos. Por otro
lado, el otro elemento tiene una muy alta electronegatividad, es decir tiene una muy alta
tendencia a captar electrones.
En general podemos decir, que este tipo de enlace se da entre elementos del Grupo I-A y
II-A, con los del Grupo VI-A y VII-A, de la tabla periódica.
I-A II-A VI-A VII-A
Li Be O F
Na Mg S Cl
K Ca Se Br
Rb Sr Te I
Cs Ba

4. 33
Propiedades de los compuestos iónicos
Los compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:
 Se presentan en estado sólido. Generalmente forman ordenaciones que suelen
denominarse redes cristalinas. Presentan diferentes grados de dureza.
 Poseen puntos de fusión y ebullición altos.
 Son solubles en disolventes polares como el agua
 En solución acuosa forman especies cargadas (iones positivos y negativos)
 Presentan conductividad eléctrica, tanto en solución acuosa como en estado
fundido
Disociación de compuestos iónicos
Si un compuesto iónico se disuelve en agua, éste se separará en sus átomos
constitutivos. Pero, como ellos, para formar el enlace, deben estar en su forma iónica,
entonces se encontrarán como esas especies atómicas: cationes y aniones.
Por ejemplo:
NaCl   Na  Cl

H2O
K 2S   2K   S2

H2O
FeCl3   Fe 3  3Cl

H2O
En forma general, diremos
Mn Xm   nMm  mXn 

H2O
Solvatación
El proceso de solubilización de un compuesto iónico se produce
porque el agua realiza un proceso llamado solvatación, en que el agua como compuesto
polar rodea a cada ión, lo estabiliza y lo separa del contrario.
La molécula de agua, es una molécula polar. La importante
diferencia de electronegatividades entre el hidrógeno y el oxígeno,
hace que los electrones que forman el enlace (enlace de tipo
covalente), estén más cercanos al oxígeno y más alejados del
hidrógeno, de manera que generan, cargas aparentes positivas y
negativas, que se representan por δ+ o δ-.
De esta manera, las moléculas de agua se orientarán espacialmente
acercando su cara o lado positivo al anión y su cara o lado negativo, al catión. Forman
verdaderas esferas alrededor de cada ion, conocidas como esferas de solvatación.
Esquemáticamente lo podemos representar como sigue:

5. 34
Enlace covalentes
Existen otras sustancias que están constituidas por átomos neutros unidos por
un tipo de enlace distinto al iónico: el enlace covalente. Los átomos enlazados de esta
forma suelen constituir entidades discretas que denominamos moléculas.
En el caso de la formación de un enlace covalente, los átomos que participan en él,
tienen electronegatividades semejantes. Por lo tanto, no puede haber donación y
recepción de electrones. Vale decir, no habrá un átomo que ceda su electrón y otro que lo
capte, formando de esa manera iones. Por el contrario, la única salida posible es la
compartición de electrones, es decir, los electrones de valencia, fundamentalmente los
desapareados o enlazantes, de cada uno, son compartidos por ambos átomos.
Podemos dar una definición más resumida diciendo que el enlace covalente
consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones.
Ejemplo:
El Flúor forma una molécula diatómica que se mantiene unida por un
enlace covalente. Veamos
La configuración del Flúor (9F) es 1s22s22p5. El último nivel tiene 2s22p5, luego la
distribución de los electrones en el último nivel es
Y la representación por configuración de Lewis será
De esta manera, ambos flúor van a compartir el electrón desapareado, formando un
enlace covalente
Importante: al contar la cantidad de electrones de cada átomo de Flúor, veremos que
cumple con la regla del octeto. Es decir, cada átomo está rodeado por 8 electrones.

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Una forma de representar el enlace es, trazando una línea que una los dos electrones. De
esta manera:
Esta unión covalente la llamaremos enlace covalente simple.
La compartición de dos pares de electrones entre dos átomos se denomina enlace
doble, mientras que la compartición de tres pares de electrones se denomina enlace
triple. Veamos algunos ejemplos
El Carbono (6C), tiene la siguiente configuración electrónica: 1s 22s22p2 y la del Oxígeno
(8O): 1s22s22p4. Usaremos la configuración del nitrógeno, que ya fue mostrada más
arriba.
La representación de los electrones del último nivel, así como la configuración de Lewis
para todos ellos es
Entonces, podemos formar los siguientes compuestos covalentes: CO, CO 2, N2.
Estructura de Lewis de las moléculas poliatómicas
La confección de las estructuras de Lewis de una molécula poliatómica requiere
un proceso sencillo a partir de la configuración electrónica de los átomos que participan.
El átomo central suele ser el elemento más electronegativo, es decir, el que necesita
más electrones para completar su nivel de valencia.

7. 36
Ejemplo: Determinemos la estructura de la molécula del ácido nítrico HNO 3.
a.- Comenzamos por designar el átomo central, el nitrógeno, y colocar alrededor de él los
átomos de oxígeno. Luego, a uno de estos últimos se enlazará el hidrógeno.
b.- Previamente hemos determinado la configuración de Lewis para cada uno de ellos y
completamos el diagrama anterior incorporando esos electrones y ubicándolos de tal
manera que se de la posibilidad de la formación de los enlaces. No olvidar que cada
enlace está formado por un electrón aportado por cada átomo.
c.- Una vez determinada la distribución de los átomos en la molécula, los tipos de enlace
y los pares no enlazantes, podemos representar el resultado de cualquiera de las
siguientes maneras:
Enlace covalente dativo o coordinado o semipolar
En ciertos casos la compartición de electrones se realiza de tal modo que sólo uno
de los átomos aporta los electrones de enlace. Se conoce entonces como enlace
coordinado, dativo o semipolar. Una de las razones para que este enlace se presente
entre dos átomos es que uno de ellos no tenga suficientes electrones para cumplir con la
regla del octeto. El otro átomo, que tiene que tener su octeto completo, le entrega
electrones para que pueda cumplirlo.
Cuando se desea resaltar esta unión, se reemplaza la línea que representa al enlace por
una flecha dirigida desde el dador al aceptor de electrones.
Ejemplo: las moléculas de SO2, SO3 tienen estas estructuras. Así también se presentan
en la formación del ion hidronio (H3O+), del ion amonio (NH4+) y la reacción entre ácidos
de Lewis (Ejemplo: AlCl3, BF3) y bases de Lewis (Ejemplo: NH3), entre otros.

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;
Propiedades de los compuestos covalentes
El enlace tipo covalente se produce entre elementos que presentan
electronegatividades semejantes, llamados también elementos no metálicos (Oxígeno,
Carbono, Hidrógeno, Nitrógeno, etc.)
Si los dos átomos del enlace son idénticos o tienen electronegatividades similares,
se dice que el enlace es covalente apolar (no polar). Si los átomos enlazados tienen
electronegatividades diferentes, los electrones no son compartidos por igual entre los dos
átomos y el enlace es considerado covalente polar.
Entre las propiedades de esta clase de compuestos se tiene:
 Los compuestos covalentes suelen presentarse en los tres estados de la materia,
por lo tanto, sus puntos de fusión y ebullición no son muy elevados.
 Todos los gases que conocemos con covalentes (excepto los gases nobles) y todos
los líquidos conocidos son covalentes, con la excepción del metal líquido Mercurio.
 La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes apolares.
 Son malos conductores de la electricidad, incluso aislantes de ésta.
 Excepcionalmente, los sólidos covalentes macromoleculares tienen altos puntos de
fusión y ebullición, son duros, malos conductores del calor y la electricidad y, en
general, insolubles.
Momento dipolar
Como sabemos, en el enlace polar uno de los dos átomos, por ser más
electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida.
Ejemplo: La molécula del ácido clorhídrico HCl
La polaridad de un enlace puede medirse evaluando su carácter iónico parcial a partir de
la diferencia de electronegatividad de los dos elementos.
El carácter iónico parcial de un elemento aumenta con la diferencia de
electronegatividad de los elementos enlazados.
La medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se hace mediante la
magnitud denominada momento dipolar.

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El momento dipolar  es una magnitud vectorial cuyo módulo  se define como el
producto de la distancia d que separa las dos cargas de igual magnitud y de signo
contrario por el valor absoluto Q de una de estas cargas. Su sentido es desde la carga
positiva a la negativa.
  Qd
La unidad de  es el debye, D, siendo 1D = 3.34·10-30 [C·m]
Enlace metálico
Los elementos metálicos que constituyen la mayoría de los elementos conocidos,
presentan unas propiedades físicas características, muy diferentes de las propiedades de
las sustancias iónicas o de las covalentes. Ello es debido al tipo de enlace entre sus
átomos: el enlace metálico.
El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales,
a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas
A temperatura y presión ambiente, los metales se presentan formando cristales que
suelen pertenecer a uno de estos tres tipos de estructura: cúbica centrada en el cuerpo,
cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.
Para explicar en qué consiste el enlace metálico, hay dos teorías. Una de las primeras
intentó explicar las características del enlace metálico imaginando que los electrones
más externos del metal se comportaban como una nube de electrones. La otra teoría,
más moderna, utiliza los conocimientos de la mecánica cuántica para explicar cómo se
produce el enlace. La primera se denomina modelo de la nube electrónica y la segunda
corresponde a la modelo de bandas.
Modelo de la nube electrónica
La red cristalina metálica está formada por iones del metal, es decir, átomos que
han cedido sus electrones de valencia. Estos están deslocalizados en el conjunto del
cristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de huecos existentes entre los
iones; constituyen la denominada nube electrónica.

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La estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y la
nube de electrones deslocalizados.
Modelo de Bandas
La aplicación de la mecánica cuántica al modelo de nube electrónica proporcionó
un nuevo modelo, el modelo de bandas, que interpreta la conductividad eléctrica de los
metales de manera interesante.
Supongamos, por ejemplo, un cristal de magnesio que contiene un mol de átomos, es
decir NA átomos (NA es el número de Avogadro), o lo que es lo mismo 6.02·10 23 átomos de
magnesio.
Si interaccionan NA orbitales 3s, se producirán NA orbitales moleculares (un orbital
molecular es la unión de dos orbitales atómicos). Estos tienen valores de energía muy
próximos y forman una banda de energía. En el caso del magnesio, esta banda está
llena, ya que el mol de átomos proporcionó 2·NA electrones de valencia, todos los que
puede admitir dicha banda.
Pero los 3 orbitales atómicos
3p, vacíos, también
interaccionan y forman una
banda de 3·NA orbitales
moleculares. Como los orbitales
atómicos 3s y 3p tienen
energías próximas, las bandas
formadas contienen 4·NA
orbitales y sólo 2·NA electrones,
se superponen.
Al aplicar un campo eléctrico,
los electrones de la banda llena
3s saltan a orbitales vacantes
de la banda vacía 3p, que se
constituye en banda
conductora.

11. 40
Así, según el grado de llenado de las bandas de valencia y su diferencia energética,
podemos encontrar tres situaciones: metales conductores, metales semiconductores y
aislantes.
Poseen bandas de valencia parcialmente llenas o llenas
superpuestas a bandas vacías. En ambos casos se necesita muy
Metales poca energía para que los electrones de los orbitales llenos salten a
Conductores orbitales vacíos más energéticos. Estos electrones pueden moverse
por todo el metal constituyéndola corriente eléctrica. Es el caso,
por ejemplo, del magnesio.
Tienen bandas de valencia llenas que no se superponen a las
bandas vacías. Pero la diferencia energética es tan pequeña que
Metales
basta una mínima elevación de la temperatura para excitar los
Semiconductores
electrones de más energía a la banda de conducción vacía. Así
sucede, por ejemplo, en el silicio y el germanio.
La diferencia de energía entre las bandas de valencia llena o
Aislantes parcialmente llena y las vacías es tan grande, por lo que el paso de
los electrones de una a otra no es posible.
Propiedades de los metales
Los metales muestran unas propiedades características diferentes de las que
aparecen en los compuestos iónicos y en las sustancias covalentes. Esto es consecuencia
de su peculiar tipo de enlace.
Entre estas propiedades pueden destacarse las siguientes:
 Puntos de fusión y ebullición elevados, en general, siendo especialmente altos en
los metales de transición y bastantes más bajos en los metales alcalinos y
alcalinotérreos.
 Alta conductividad eléctrica en estado sólido, por lo que se denominan
conductores de primera especie. Ello se debe a la movilidad de sus electrones de
valencia.
 Alta conductividad térmica.
 Buenas propiedades mecánicas, como ductilidad, maleabilidad y tenacidad, tanto
de los metales puros como de sus aleaciones. A causa de estas propiedades sus
aplicaciones técnicas son variadísimas.
 La densidad es, en general, elevada, especialmente en los metales de transición,
como consecuencia de sus estructuras compactas.
Estereoquímica
Es la parte de la química que se preocupa de la forma tridimensional
de las moléculas.
Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica definida
que depende de la posición que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras de
Lewis no describen por sí mismas estas formas pero pueden determinarse con gran
aproximación a partir de dichas estructuras mediante el método de repulsión de pares
de electrones del nivel de valencia, RPENV.
Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central se
orientan de tal modo que se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre
ellos sean las mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular.

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Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes
Designaremos con la letra A, al átomo central de la molécula, y con la letra B, los
átomos que se enlazarán al átomo central.
Ángulo
Tipo de Pares Forma Nombre de
Molécula de
molécula enlazantes Geométrica La geometría
enlace
AB2 BeCl2 2 180° Lineal
AB3 BF3 3 120° Trigonal plana
AB4 CH4 4 109.5° Tetraédrica
90° y Bipirámide
AB5 PCl5 5
120° trigonal
AB6 SF6 6 90° Octaédrica
Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres
En este tipo de moléculas, los pares libres no forman enlaces, pero ocupan un
lugar en el espacio alrededor del átomo central, que debe tomarse en consideración para
determinar la geometría de la molécula. Vamos a identificar la cantidad de pares no
enlazantes, usando la letra E.

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Distribución de
Tipo de
Pares Pares no los pares Forma
molécul Molécula
enlazantes enlazantes enlazantes y Geométrica
a
no enlazantes
AB2E SO2 2 1
Angular
Trigonal plana
AB2E2 H2O 2 2
Angular
Tetraédrica
AB3E NH3 3 1
Piramidal
trigonal
Tetraédrica
AB3E2 BrF3 3 2
Bipirámide Trigonal plana
trigonal
AB4E SF4 4 1
Bipirámide Pirámide
trigonal trigonal
AB2E3 ICl2 2 3
Bipirámide
trigonal
Lineal

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El enlace químico y la electronegatividad
Recordemos que la electronegatividad es la tendencia que presenta un átomo de
un elemento de captar electrones. En 1939 Linus Pauling estableció una escala
arbitraria de electronegatividades, asignando al átomo más electronegativo, el de flúor, el
valor 4.0 y, a partir de él, el de todos los demás.
La característica del enlace que une dos átomos, se puede relacionar con la diferencia de
electronegatividades de los elementos involucrados en su formación.
Esta relación es la siguiente:
Si ΔEN > 1.9, el enlace será de tipo iónico
Si 0 < ΔEN  1.9, el enlace será de tipo covalente polar
Si ΔEN = 0, el enlace covalente es de tipo apolar
A pesar que el enlace covalente es un enlace en el cual los átomos que lo forman están
compartiendo sus electrones, la mayor electronegatividad de uno de ellos hace que la
nube electrónica se distorsione desplazándose hacia el átomo más electronegativo. Esto
hará que, pese a ser un enlace covalente polar, presente algún grado de ionicidad.
Esto se puede calcular en forma de porcentaje, con la siguiente relación
fisicomatemática:
%ionicidad  (1  e0.25(ENA ENB ) )  100
2
Por ejemplo, para el compuesto HF, tenemos que ENH = 2.1 y la ENF = 4.0. El % de
ionicidad es
%ionicidad  (1 e0.25(2.14.0) )  100  59.4%
2
mientras que, para el HBr, cuya ENBr = 2.8, dicho valor es:
%ionicidad  (1 e0.25(2.12.8) )  100  11.5%
2
Dado que una de las características de los compuestos iónicos es la capacidad de
disociarse en solución acuosa, la conclusión que nos dan estos valores es la siguiente:

15. 44
El HF se disocia de una manera más completa que el HBr. Este comportamiento explica,
por ejemplo, que el HF sea un ácido más fuerte que el HBr.
Fuerzas intermoleculares
Podemos clasificar estas fuerza en dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y de
Enlace de Hidrógeno (o Puente de hidrógeno). Todas ellas son fuerzas de interacción
electrostática.
Fuerzas de Van der Waals
 Fuerzas dipolo-dipolo: Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos
eléctricos formados por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de
las moléculas, mayor es la fuerza atractiva.
 Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Las moléculas polarizadas próximas a las
moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un
desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos.
Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva.
Recordemos con el siguiente esquema el proceso general de inducción
Acercamos un cuerpo cargado a una esfera metálica eléctricamente neutra (sin tocarla
nunca). Lentamente, la esfera al sentir la presencia de una carga (en este caso positiva),
comienza a reordenar sus propias cargas de manera de oponer una superficie cargada
negativamente. Si alejamos el cuerpo cargado, se vuelven a ordenar las cargas en la
esfera alcanzando nuevamente la neutralidad.
Si mantenemos el cuerpo cargado (barra) cerca de la esfera, la polarización se mantiene.

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Si llevamos este comportamiento a una molécula que es dipolar acercándose a una
molécula o átomo neutro, el comportamiento será similar. La molécula dipolar, al acercar
uno de sus polos al átomo o molécula neutra, la polarizar
 Fuerzas de dispersión (de London): Son las fuerzas atractivas que aparecen
entre moléculas no polarizadas. Por ejemplo, entre las moléculas de O2, las de N2 y
otras.
La existencia de estas fuerzas se explica admitiendo que en un momento dado la
molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica
formándose un dipolo instantáneo. La distribución de la carga electrónica cambia
rápidamente, de modo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipolo
instantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido. A
temperaturas bajas, la atracción entre dipolos mantiene las moléculas en estado líquido
o sólido.
Enlace de Hidrógeno
Se denomina enlace de hidrógeno a un tipo especial de interacción electrostática
dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente
muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como el F, O ó el
N.
El efecto del enlace de hidrógeno sobre los átomos próximos es un acercamiento de éstos.
Las energías medias de enlace de
hidrógeno son bajas. Por ejemplo,
la energía del enlace
intermolecular O - - - H en el
agua es del orden de 20 kJ/mol,
mientras que la del enlace
covalente O—H es del orden de
460kJ/mol. Sin embargo, son
bastante más altas que las
interacciones dipolo-dipolo
normales, lo que se traduce en
que las sustancias que poseen
enlaces de hidrógeno tienen
puntos de fusión y ebullición
anormalmente altos.