ENLACE QUIMICO

GUÍA PARA PREPARACIÓN PSU

1. 2014
ENLACES ATÓMICOS

QUÍMICA MENCIÓN
QM-08

2. 2
INTRODUCCIÓN

El enlace químico es el concepto básico que permite describir la estructura de la materia y sus
distintos estados de agregación: sólido, líquido y gas. Sin él no podría explicarse por qué se
forman las moléculas , así como tampoco cuáles son sus propiedades ni qué factores determinan
su geometría o estructura, además de la particular manera en que ellas reaccionan formando
especies nuevas.

La gran mayoría de las especies químicas son moléculas o entidades conformadas por 2 o más
átomos unidos (enlazados), casi todas ella con elementos metálicos y no-metálicos de los 3
primeros períodos de la Tabla Periódica. Algunos elementos químicos como Nitrógeno, F ósforo,
Azufre y Oxígeno forman parte de moléculas diatómicas homonucleares elementales asociadas a
los estados de agregación anteriores.

Un ejemplo es el oxígeno, éste forma una molécula diatómica (O 2) o triatómica (O3), ambas
gaseosas igual que N2 y Cl2. Estas moléculas gaseosas subsisten si son licuadas o solidificadas a
muy baja temperatura. El bromo en cambio, a pesar de encontrarse de forma diatómica (Br 2), es
un líquido. Otras moléculas como P4, S8 y I2 son sólidos cristalinos con propiedades muy distintas
a las especies anteriores.

El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las
moléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas se
unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir
“máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera
una forma molecular estable con geometría definida.


En términos generales, y de acuerdo con los principios de energía planteados en la teoría
mecánico-cuántica, los átomos buscan la estabilidad electrónica adoptando configuración de gas
noble. Para lograr este objetivo, pueden:




En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formarán
una infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos son
física y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formación
del enlace hay eliminación de energía (para lograr la estabilidad energética), de modo que se
trata de un proceso exotérmico.



1
2
3
•Ganar electrones, transformándose en
aniones estables.
•Perder electrones, transformándose en
cationes estables.
•Compartir sus electrones con otro
átomo para que ambos se estabilicen.

3. 3
LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS TIPOS DE ENLACE ATÓMICO

Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; metálico, iónico y covalente. El enlace metálico es la
fuerza de interacción (fuerza de Coulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones
de valencia deslocalizados en un sólido metálico. En el enlace iónico los electrones son
transferidos de un átomo a otro, y en el covalente, en cambio, los electrones son compartidos por
los átomos participantes.

La electronegatividad es una propiedad periódica magnética que clasifica los elementos químicos
según su capacidad de atraer los electrones, por eso se utiliza como criterio para clasificar los
enlaces.


Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El
átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia del átomo
menos electronegativo, quedando como un anión estable (ion) y dejando al otro como catión. En
la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras
que para los no-metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un
enlace entre un metal y un no-metal será iónico, mientras que el enlace formado entre
no-metales será covalente.

Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En
esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la
diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como
polar, apolar o coordinado (enlace dativo).




TIPOS DE
ENLACE
Metálico
Entre dos
Metales
Definición
General
Iónico
Metal +
No Metal
ΔEN ≥ 1,7
Definición
Formal
Covalente
Entre dos
No Metales
Apolar
ΔEN = 0
Polar
0<ΔEN<1,7
Coordinado
o Dativo

4. 4
EL ENLACE METÁLICO

Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo
característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y
ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y l a
ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.



La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionados
a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y
se denominó “teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con sus
orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y
cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras más
simples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones
de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición
de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la
formación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas
(iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y
sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a
temperaturas altísimas.

5. 5
EL ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se forma cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos
prácticamente se separan. Se dijo anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el
electrón al átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de
electrones.

Un ejemplo práctico: Fluoruro de Litio LiF

El Sodio es un metal del grupo I-A. Luego, su configuración electrónica será

3Li: 1s
2
, 2s
1


El Cloro es un no-metal del grupo VII-A. Luego, su configuración electrónica será

9F 1s
2
, 2s
2
2p
5


Ambos átomos presentan electronegatividades muy distintas. Litio es un metal electropositivo
(E.N = 0,98) mientras que Flúor es un halógeno con la electronegatividad más alta del sistema
periódico (EN=4,0). De modo que cuando enlazan, el litio cede su electrón de valencia al flúor,
generando los respectivos iones; Li
+
(con configuración 1s
2
) y F
-
(con configuración 1s
2
, 2s
2
2p
6
).
Ambos iones quedan con su capa de valencia completa y logran la estabilidad requerida.





En forma general se puede asegurar que los elementos metálicos de los grupo I -A y II-A,
(electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y
VII-A (electronegativos) formarán siempre enlace iónico.

6. 6
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓ NICOS



Tabla comparativa

Sustancia
Punto de
Fusión (ºC)
Solubilidad
(g. sol./100 g
H
2O)
Densidad
(g/cm
3
)
LiF 870 0,27 2,3
NaF 992 4 3,6
KF 880 92,3 2,5
LiCl 605 55,0 2,07
NaCl 800 35,7 2,2
KCl 790 27,6 2,0
LiBr 552 166,7 3,46
NaBr 755 90 3,2
KBr 730 53,5 2,8
CaF2 1330 0,016 3,2
CaO 2570 --- 3,3



Son sólidos con puntos de fusión altos (por
lo general mayores de 400°C), así que a
temperatura ambiente son sólidos.
La gran mayoría es soluble en disolventes
polares como el agua e insoluble en
disolventes no polares, como el hexano
C
6H
14.
Los compuestos fundidos conducen bien la
electricidad porque contienen partículas
móviles con carga (iones).
En solución generan iones que conducen
la electricidad (electrolitos).

7. 7
EL ENLACE COVALENTE

Se genera cuando 2 o más elementos no-metálicos comparten electrones ya que presentan nula
o pequeñas diferencias en sus valores de electronegatividad (0 ≤ ΔEN < 1,7).

Existen 3 situaciones distintas de enlace covalente:

1. Enlace covalente apolar

Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) o distintos, pero con el mismo
valor de E.N., comparten los electrones de enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en
forma simétrica entre ambos átomos, sin generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la
molécula de Flúor gaseoso (F2).




2. Enlace covalente polar

Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de
electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una
transferencia de electrones entre los átomos (0 < ΔEN < 1,7). Ambos no-metales distribuyen la
nube electrónica en forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más
electronegativo generando un dipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones
en la molécula de agua.



Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno lo hace con 2. Así, cada átomo
de Hidrógeno completa su nivel de valencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto.



En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor de
electronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valor
de 2,1 de modo que la nube electrónica está desplazada hacia el
átomo de oxígeno generando cargas eléctricas parciales (densidad
electrónica) denotadas con la letra griega delta ().

8. 8
3. Enlace covalente dativo o coordinado

En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que
son compartidos. En el enlace covalente dativo, en cambio, sólo uno de los átomos aporta
electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos.

Otra definición más simple es aquella que establece que este enlace se forma entre una especie
donadora de electrones (no enlazados) y otra aceptora . Este enlace se denota con una flecha
( ) cuya dirección va en el sentido del átomo aceptor (casi siempre el menos
electronegativo).

Con este tipo de enlace es posible comprender la formación de iones estables como el NO3
-
, NH4
+

y otros


Algunas moléculas y especies químicas que presentan enlace dativo en su estructura: O3, SO2,
SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4, SO4
-2
.


PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS CO VALENTES















Son gases, líquidos o sólidos con puntos de
fusión bajos (por lo general menores de 300°C),
a temperatura ambiente se pueden encontrar
en estado sólido, líquido o gaseoso.
Muchos de ellos son insolubles en solventes
polares, la mayoría es soluble en disolventes no
polares, como el hexano C
6H
14.
Los compuestos líquidos o fundidos no
conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas de compuestos
covalentes suelen ser malas conductoras de la
electricidad porque no contienen partículas
con carga eléctrica.

9. 9
FUERZAS INTERMOLECULARES (interacciones más débiles)

No sólo existen las interacciones entre los átomos. Las moléculas, y los iones poliatómicos
también interactúan formando entidades de mayor tamaño. A di ferencia del enlace interatómico
formal, estas fuerzas intermoleculares son de menor energía y por lo tanto, más débiles. Se les
denomina en general, interacciones o fuerzas de Van der Waals y de ellas dependen algunas
propiedades de los compuestos (solubilidad, temperaturas de ebullición, entre otras):

a) FUERZAS DIPOLO – DIPOLO

Es propia de aquellas moléculas que presentan enlaces de tipo covalente polar. La presencia de
dipolo en la molécula genera cargas eléctricas parciales que a corta distancia son atraídas por
otras cargas (de signo contrario) presentes en otra molécula.



b) FUERZAS ION – DIPOLO

Corresponden a interacciones entre un ion (catión o anión) y una molécula con cargas parciales
(enlace covalente polar). Ocurre preferentemente cuando una molécula con enlace iónico (NaCl
por ejemplo) se disuelve en un solvente polar (agua). Los iones positivos son atraídos por la zona
negativa de la molécula polar mientras que aquellos iones negativos son atraídos por el extremo
positivo de la molécula. El resultado es una interacción electrostática de fuerza considerable, pero
más débil que un enlace iónico interatómico.

10. 10
C) EL PUENTE DE HIDRÓGENO

Un tipo de unión intermolecular que ocurre sólo entre
aquellas moléculas que poseen hidrógenos unidos a
átomos con electronegatividad alta (F, O y N, por
ejemplo).

Normalmente cuando el Hidrógeno se une al Flúor,
Oxígeno o Nitrógeno, estos átomos quedan con polaridad
negativa dejando al Hidrógeno positivo, entonces una
molécula vecina puede establecer un “puente de
hidrógeno” a través de la atracción dipolo-dipolo.



RELACIÓN ENTRE TIPO DE ENLACE - ENERGÍA Y LONGITUD

Tipo Enlace
Iónico

Covalente

Metálico

Puente de
Hidrógeno

Van der
Waals

Energía media
de enlace (KJ/mol)
800 500 400 30 15
Longitud media
(pm)
200 200 300 300 400

11. 11
NÚMERO O ESTADO DE OXIDACIÓN

Este concepto (clave cuando se analiza la estructura de un compuesto) se define como la carga
eléctrica de un átomo o ion cuando enlaza. En algunos elementos este número es fijo y dependerá
de la posición de éste en la Tabla Periódica, en otros en cambio, no existe un valor fijo, sino que,
el número dependerá exclusivamente del átomo al que esté enlazado.

El valor del EDO (estado de oxidación) puede determinarse por simple inspección en algunos
compuestos, mientras que en otros, será necesario dibujar la estructura molecular y calcular el
número de electrones que participan en el enlace como fórmula previa a su determinación.

En un compuesto iónico binario simple el EDO es el número de electrones que gana o pierde un
átomo de dicho elemento al formar el compuesto. En los compuestos covalentes, en cambio, no
se generan iones, de modo que el número de oxidación se definirá como “la posible carga que
adquiere cada uno de los átomos del compuesto cuando enlaza”.

Consideraciones básicas para determinar el EDO:











1
•En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión.
2
•En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a
cero.
3
•En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga
del ión.
4
•Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero.
5
•El estado de oxidación habitual del Oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los
peróxidos, donde es -1).
6
•El estado de oxidación del Hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros
metálicos, donde es -1).
7
•Los halógenos (F, Cl, Br y I), tienen EDO -1 cuando la molécula no posee oxígenos,
cuando hay oxígenos, los halógenos se calculan.

12. 12
Algunos ejemplos:

Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupo
I-A, mientras que para el Oxígeno es -2.

+1 +7 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN
KMnO4
(+1)(+7)(-8)=0

Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo de
Hidrógeno +1

-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN
NH4
(-3)(+4)=+1 CARGA DEL ION



NOMENCLATURA INORGÁNICA

En este apéndice, se pretende dar a conocer los aspectos generales y las reglas básicas para
nombrar, diferenciar y clasificar la enorme cantidad de compuestos de la naturaleza. En general,
los compuestos inorgánicos han sido clasificados de a cuerdo con su estructura, composición y
reactividad. El conocimiento de algunos compuestos inorgánicos permitirá comprender de mejor
forma otros conceptos relacionados con el enlace (valencia, número de oxidación, multiplicidad del
enlace y momento dipolar).

A continuación se describe un esquema resumido de los distintos tipos de compuestos y se añade
una explicación

NOMENCLATURA
INORGÁNICA
Óxidos
Metálicos
No Metálicos
Hidruros
Metálicos
No Metálicos
Hidróxidos Peróxidos
Sales
binarias
Halogenuros
Sulfuros

13. 13
ÓXIDOS METÁLICOS

Se forman cuando reacciona el oxígeno con un metal. La reacción general es:

Metal + O2(g) MxOy

Cuando los óxidos metálicos reaccionan con agua forman sustancias nuevas llamadas hidróxidos
que presentan propiedades alcalinas. Por esto motivo a estos compuestos se le denomina óxidos
básicos

Na2O óxido de sodio reacción con agua Na2O + H2O 2 NaOH
CaO óxido de calcio reacción con agua CaO + H2O Ca(OH)2
Al2O3 óxido de aluminio reacción con agua Al2O3 + H2O 2 Al(OH)3

En los óxidos metálicos el oxígeno suele presentar un valor de EDO igual a -2.


ÓXIDOS NO-METÁLICOS

Se forman cuando reacciona oxígeno con un elemento NO -metálico. El nombre del compuesto
toma la forma de óxido de “no -metal”, indicando la cantidad de oxígenos presentes en el
compuesto.

CO Monóxido de Carbono
CO2 Dióxido de Carbono
SO3 Trióxido de Azufre

Además de esta nomenclatura existe otra tradicional que aún se usa para ciertos compuestos
comunes como el CO2 (anhídrido carbónico).

A los óxidos no-metálicos se les denomina, además, óx idos ácidos, ya que en solución acuosa
forman especies nuevas con pH bajo 7 (oxiácidos).

Reacciones en solución acuosa de algunos anhídridos:

CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbónico)
SO3 + H2O H2SO4 (ácido sulfúrico)

HIDRUROS metálicos y no metálicos

Los hidruros son todos aquellos compuestos binarios que contienen Hidrógeno, sean estos metales
o no-metales. Así, por ejemplo:

NaH MgH2 CH4 NH3 H2S HF

Son todos considerados hidruros. Ahora bien, los compuestos H 2S y HF, en solución acuosa
liberan (a diferencia del resto) iones H
+
lo que les confiere un comportamiento químico distinto.
Por esta razón, son clasificados dentro del grupo de compuestos ácidos, aun cuando su naturaleza
química es ser un hidruro.

14. 14
Dependiendo de la naturaleza del átomo que acompaña al hidrógeno los hidruros se clasifican en
2 tipos: metálicos y no-metálicos:

Los hidruros no-metálicos son aquellos donde el hidrógeno se combina con elementos de los
grupos VI-A y VII-A, mucho más electronegativos, razón por la cual, se comportan muy diferente
a los hidruros metálicos.

En los hidruros no-metálicos el EDO para el hidrógeno es positivo (+1) y cuando se escribe la
molécula se posiciona al hidrógeno al final. En cuanto a su nomenclatura, esta lleva la terminación
uro antes de escribir el nombre del no-metal. Por ejemplo:

NH3 CH4 PH3
trihiduro de nitrógeno tetrahidruro de carbono trihidruro de fósforo

En particular estos compuestos formados con algunos no -metales del grupo V-A poseen nombre
comunes imposibles de determinar con alguna regla de nomenclatura:

NH3 CH4 PH3
Amoníaco metano fosfina

En los hidruros metálicos el hidrógeno presenta un EDO negativo (-1) y, al igual que en el otro
tipo de hidruro el hidrógeno se posiciona al final de la molécula. La nomenclatura también es
similar, no así su reactividad química.

LiH Hidruro de Litio
CaH2 Hidruro de Calcio
LiAlH4 Hidruro de Litio y Aluminio

HIDRÓXIDOS

Son compuestos alcalinos cuya fórmula general es del tipo M(OH)x, donde M es un metal. Como
ya se vio se forman de la reacción entre un óxido metálico y agua, de modo, que en solución
acuosa pueden liberar el ion OH
-
que los clasifica como una especia alcalina (básica).

Respecto de su nomenclatura, ésta es bastante sencilla. Consiste en anteponer la palabra
hiróxido seguido del nombre del metal. En algunas ocasiones conviene poner entre paréntesis el
número del grupo al cual pertenece el metal (con notación romana).

Al(OH)3 Hidróxido de Aluminio (III)
NaOH Hidróxido de Sodio
Ca(OH)2 Hidróxido de Calcio (II)

15. 15
PERÓXIDOS

Son, en general, un tipo de óxido (preferentemente metálico) en donde el número del oxígeno es
-1 (a diferencia de los óxidos convencionales donde el EDO es -2). Lo anterior ocurre porque dos
oxígenos están unidos entre ellos. El peróxido más conocido es el H2O2 (peróxido de hidrógeno o
agua oxigenada).

Na2O2 peróxido de Sodio
CaO2 peróxido de Calcio

SUPERÓXIDOS

Son aquellos óxidos donde el EDO para el oxígeno tiene valor -1/2. Al igual que los anteriores, se
forman preferentemente con elementos metáli cos del grupo I-A y II-A (en distinta proporción)

CaO4 superóxido de Calcio
NaO2 superóxido de Sodio


SALES BINARIAS

Son compuestos iónicos formados por dos tipos de átomos (un metal y un no-metal). Cuando se
escribe la fórmula del compuesto, primeramente se denota el metal y luego el no -metal. Sin
embargo cuando se nombran, debe escribirse el no -metal acompañado de la terminación uro y
luego la palabra de y finalmente el metal.

Los 2 tipos de sales más comunes son los halogenuros y sulfuros:

Halogenuros

Los halogenuros son aquellos compuestos donde el halógeno (grupo VII -A) adopta EDO -1 y se
combina tanto con metales como con Hidrógeno.

Cl
-
(ion cloruro) NaCl es Cloruro de Sodio

Br
-
(ion bromuro) MgBr2 es Bromuro de Magnesio.

Sulfuros

Se forman cuando el Azufre se une exclusivamente con hidrógeno y metales . En ambos casos, el
EDO para el Azufre es -2.

Na2S Sulfuro de Sodio MgS Sulfuro de Magnesio

16. 16
ANIONES POLIATÓMICOS COMUNES

Respecto de esta nomenclatura (válida para sales del tipo ternarias) se analizarán los aniones
poliatómicos más comunes, dejando supeditada la nomenclatura de compu estos al metal que los
acompaña:

PO4
-3
ion Fosfato Ejemplo: K3PO4 Fosfato de Potasio
CO3
-2
ion Carbonato Ejemplo: CaCO3 Carbonato de Calcio
HCO3
-
ion Bicarbonato Ejemplo: NaHCO 3 Bicarbonato de Sodio
NO3
-
ion Nitrato Ejemplo: KNO3 Nitrato de Potasio
SO4
-2
ion Sulfato Ejemplo: MgSO4 Sulfato de Magnesio



LA NOTACIÓN DE LEWIS

Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia
presente, en estado fundamental. La notación de Lewis informa, además, el tipo de elemento que
participa en el enlace, ya que predice el grupo al cual pertenece en el sistema periódico.

17. 17
ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA

La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayuda
como modelos de enlace en muchos compuestos. Para llegar a obtener la estructura de Lewis de
una molécula hay que seguir varios pasos básicos, estos son:




REGLA DEL OCTETO

Formulada por Gilbert Lewis plantea lo siguiente:

“un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta completar ocho electrones de
valencia, por lo tanto, podemos decir que un enlace se forma cuando no hay suficientes electrones
para que un átomo individual tenga completo el octeto. Sin embargo, aquellos átomos con
número atómico bajo estabilizarán sus niveles de energía adoptando configuración electrónica 1s
2
”

Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central)

CH4 (Metano) CO2 (Dióxido de Carbono) PH3 (Fosfina)
C2H4 (Etileno) H2S (Sulfuro de Hidrógeno) NH3 (Amoníaco)
SO2 (Dióxido de Azufre) F2 (Gas Flúor) Cl2 (Gas Cloro)
C
H
H
H H
N
H
HH
..
Amoníaco
Metano

Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo
para completar el octeto si corresponde
Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos,
usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda.
Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los
átomos están unidos entre sí. Además:
Se debe considerar al
átomo menos
electronegativo como
el elemento central de
la estructura.
El Hidrógeno nunca será el
elemento central, por el
contrario, siempre ocupa
una posición terminal en las
estructuras.
Los átomos de Oxígeno,
por lo general no se
unen entre sí, excepto
en O
2, O
3 y peróxidos.
En los oxiácidos el
átomo de Hidrógeno
está siempre unidos al
Oxígeno y éste a su vez
al átomo central.

18. 18
Excepciones a la regla del octeto

Moléculas que no alcanzan el octeto

Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III -A con no-metales del
grupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último es un compuesto iónico).
Al
Cl
Cl
Cl
B
F
F
F


Moléculas que expanden su octeto

Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central que pertenece al periodo 3 o
superior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el
pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6, donde el Fósforo y el Azufre tienen
10 y 12 electrones respectivamente.
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
S F
F
F F
F
F


Moléculas con número impar de electrones

Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especies
que son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. Los casos más
particulares son los del monóxido de nitrógeno y carbono (CO y NO).

19. 19
RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES

Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asignada a una estructura molecular
estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud del
enlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como la
solubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre la
energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica.

La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formas
de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del
octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular
generando lo que se denomina híbridos de resonancia , todos igualmente correctos y que
satisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3
-
que presenta al
menos 3 estructuras resonantes y distintas.



Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecerse sobre
cualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentra deslocalizado.
Otras moléculas como el SO 3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan el fenómeno de la
resonancia.


VALENCIA DE LOS ÁTOMOS

El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento.
En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al
momento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valen cia participan en el
enlace.

Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)
C
H
Cl
H
H
..
::


El átomo de Carbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de Hidrógeno valencia 1 y el átomo
de Cloro valencia 1.

20. 20
ESTEREOQUÍMICA

La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de
un sistema molecular y macromolecular está dad a, en gran parte por la forma en la cual se
establecen los enlaces y las interacciones moleculares.

La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas,
la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoy
conocemos.

La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender
las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones
espaciales de los átomos en un sistema molecular.


TEORÍA DE HIBRIDACIÓNDE ORBITALES

Esta teoría explica la geometría molecular a partir de la formación de nuevos orbitales generados
desde de los orbitales atómicos originales. Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) se
combinan, generando un conjunto de orbitales atómicos h íbridos. Tomando como ejemplo al
átomo de Carbono, en su nivel de valencia un electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital
2pz, lo que requiere que el electrón absorba energía. Al momento que el electrón es promovido,
los orbitales que contienen a los electrones de valencia se superponen unos con otros, generando
así una nueva clase de orbitales que ya no son orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la
combinación de ellos (sp).

El diagrama siguiente ilustra lo anterior:



Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos de
hibridaciones diferentes: sp
3
, sp
2
y sp.

Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma (enlaces simples),
mientras que con los orbitales atómicos “normales” (p y d) se generan los enlaces pi (enlaces
dobles o triples).

21. 21
HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Hibridación sp
3


Los orbitales híbridos sp
3
se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando
4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que
existe repulsión entre estos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando
la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp
3
genera 4
enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.




Hibridación sp
2


Los orbitales híbridos sp
2
se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando
3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana
trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp
2
forma 3 enlaces y 1 enlace . Los
ángulos de enlace son de 120º.

22. 22
Hibridación sp

Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2
orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para
experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.




TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV)
GEOMETRÍA MOLECULAR


Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría
molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que
representan los orbitales con sus pares de electrones.

Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:

A: átomo central.
X: átomo unido al átomo central.
E: pares de electrones libres del átomo central.

Así, una molécula con la forma AX2E, presenta un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1
par de electrones no enlazados (E).



Mientras que una molécula AX3E será:

23. 23
El siguiente cuadro resume los distintos tipos de geometrías que evidencian la TRPEV

24. 24
TIPOS DE INTERACCIONES ENTRE ORBITALES

Como ya se dijo, los enlaces interatómicos pueden ser simples o múltiples (dobles o triples), lo
primeros se suelen denominas sigma y se denotan con la letra σ (sigma), los otros se denotan
con la letra pi π

Enlace : Se forman cuando dos orbitales híbridos, o un híbrido y un orbital s, interaccionan
de manera frontal



Enlace : Se forman cuando dos orbitales p (de átomos distintos), paralelos, interaccionan
formando un orbital molecular híbrido. A pesar de la forma múltiple en el dibujo,
esto representa sólo 1 enlace.




Para los átomos pertenecientes a los grupos IV, V, VI y VII-A, la hibridación puede reconocerse
fácilmente a partir de la estructura de Lewis.

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Átomo sp
3
: es aquel que presenta únicamente enlaces tipo σ (sigma)

METANO




Átomo sp
2
: es aquel presenta además de los enlaces tipo sigma, un enlace (pi).

ETENO





Átomo sp: Ocurre cuando dos átomos se unen por tres unidades de valencia . Para este tipo
de enlace se necesitan dos pares de orbitales p paralelos y un enlace tipo sigma.

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POLARIDAD DE MOLÉCULAS
(MOMENTO DIPOLAR)

Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemos
comprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitales
atómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos del
comportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entregan
información valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como el
momento dipolar y la polaridad de las sustancias.

Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce un
desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorial
de esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector posee
magnitud y dirección), este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.

La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento
dipolar ( ).

Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobre
ésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta (+ indica carga parcial positiva y -
indica carga parcial negativa, los electrones siguen compartidos pero desplazados).

Como ejemplo analizaremos la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl). El enlace que forma esta
molécula es covalente polar, ya que, el átomo de Cloro es más electronegativo que el átomo de
Hidrógeno, por lo cual, se genera un momento de enlace que apunta hacia el Cloro, que en este
caso corresponde a su momento dipolo, como se muestra a continuación:



En el caso que el momento dipolar sea igual a cero ( =0 ), la molécula no presentará dipolo y se
considerará una molécula apolar. De lo anterior, se concluye que todas las moléculas diatómicas
heteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI, CO, etc.) son
polares, mientras que las moléculas diatómicas homonucleares (H 2, Cl2, F2, Br2, N2, O2, etc.) no
presentan momento dipolar resultante por lo que son apolares.

En moléculas más complejas se puede determinar la polaridad basándose en los elementos de
simetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmente
simétrica, es decir, que pose a simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales o
tetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central sean
iguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetrías
será polar.

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Ejemplos:

Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:



Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO 2 es lineal por tanto cumple con la simetría
geométrica y además los átomos unidos al átomo central son igu ales, por lo que cumple con la
simetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero
vector ( =0 ).

En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la molécula de COS
como se muestra en el dibujo



Se mantiene la geometría lineal pero los átomos unidos al átomo central son distintos así que la
molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentos de enlace
tienen magnitudes distintas, así, al sumarlos su momento dipolar será distinto de cero ( 0 ), por
lo tanto, se dice que la molécula es polar.

El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructura
asimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central ( Oxígeno) se encuentra
enlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originados
por la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se anulan,
por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el momento
dipolar es distinto de cero.

Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactiva
con aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES.

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DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, SON
HIDROFÍLICAS, YA QUE REACCIONAN O TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.




De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e hidrofóbica,
insoluble en agua, más aún, TODAS aquellas sustancias APOLARES son HIDROFÓBICAS .

Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de H idrógeno por
un hidroxilo (-OH). Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Se
transformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una molécula
POLAR; y por ende es HIDROFÍLICA .


C
H H
HH C
H OH
HH


Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aun cuando
todos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezca
simétrica.











MOLÉCULAS
SIMÉTRICA APOLAR HIDROFÓBICA µ = 0
ASIMÉTRICA POLAR HIDROFÍLICA µ ≠ 0
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