QUÍMICA GENERAL Enlace_Quimico_1era_Parte_1.pptx

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1. ENLACE QUÍMICO PRIMERA PARTE

2. 1- Enlaces químicos, símbolos de Lewis y la regla del octeto 2- Enlaces iónicos 3- Enlaces covalentes 4- Polaridad de los enlaces y electronegatividad 5- Cómo dibujar estructuras de Lewis 6- Estructuras de resonancia 7- Excepciones a la regla del octeto 8- Fuerza de los enlaces covalentes ENLACE QUÍMICO

3. 1- Enlaces químicos, símbolos de Lewis y la regla del octeto ENLACE QUÍMICO Siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a otros, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Hay tres tipos generales de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones podrían formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales del extremo izquierdo de la tabla periódica y no metales del extremo derecho (excluidos los gases nobles). Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí. Los enlaces metálicos se encuentran en metales como cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan pie a propiedades metálicas típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre.

4. ENLACE QUÍMICO Símbolos de Lewis Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia: los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos. El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de electrón-punto de Lewis o simplemente símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s 2 3p 4 ; por tanto, su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia: Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la colocación de dos electrones en un lado o de uno a cada lado es arbitraria.

5. ENLACE QUÍMICO La regla del octeto Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en subcapas s y p de un átomo, llenas . En términos de símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo, como en la configuración de Ne. Hay muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir muchos conceptos importantes de enlaces .

6. ENLACE QUÍMICO

7. ENLACE QUÍMICO 2- Enlaces iónicos Cuando el sodio metálico, Na (s) , se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl 2(g) , ocurre una reacción violenta (Figura). El producto de esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio, NaCl (s) : Na (s) + ½ Cl 2(g) → NaCl (s) ΔH° f = - 410,9 kJ La reacción entre sodio metálico y cloro gaseoso para formar cloruro de sodio. (a) Recipiente de cloro gaseoso (izquierda) y recipiente de sodio metálico (derecha). (b) La formación de NaCl se inicia al agregarse sodio al cloro. (c) La reacción unos cuantos minutos después. La reacción es muy exotérmica, y produce tanto, calor como luz.

8. ENLACE QUÍMICO El cloruro de sodio se compone de iones Na + y Cl - , que están dispuestos en una matriz tridimensional regular, Figura. La estructura cristalina del cloruro de sodio. Cada uno de los iones Na + está rodeado por seis iones Cl - , y cada ion Cl - está rodeado por seis iones Na + . La formación de Na + a partir de Na y de Cl - a partir de Cl 2 indica que un átomo de sodio perdió un electrón, y que un átomo de cloro lo ganó. Semejante transferencia de electrones para formar iones con carga opuesta ocurre cuando los átomos en cuestión difieren mucho en su atracción por los electrones. El NaCl puede considerarse representativo de los compuestos iónicos porque consiste en un metal con baja energía de ionización y un no metal con elevada afinidad por los electrones.

9. Si utilizamos símbolos de electrón-punto de Lewis (y mostramos un átomo de cloro en lugar de la molécula de Cl 2 ), podemos representar esta reacción como sigue: ENLACE QUÍMICO La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ion tiene un octeto de electrones. El octeto del Na + está formado por los electrones 2s 2 2p 6 que están abajo del solitario electrón de valencia 3s del átomo de sodio. Se han puesto corchetes alrededor del ion cloruro para subrayar que los ocho electrones se encuentran exclusivamente en el ion Cl - .

10. ENLACE QUÍMICO Aspectos energéticos de la formación de enlaces iónicos ¿Qué factores hacen que la formación de compuestos iónicos sea tan exotérmica? Las energías de ionización, esto es, la pérdida de electrones de un átomo siempre es un proceso endotérmico. La eliminación de un electrón del Na (g) para formar el Na + (g) requiere 496 kJ/mol. En contraste, cuando un no metal gana un electrón, el proceso generalmente es exotérmico, como se aprecia al examinar las afinidades electrónicas de los elementos. La adición de un electrón al Cl (g) libera 349 kJ/mol. Si la transferencia de un electrón de un átomo a otro fuera el único factor para formar un enlace iónico, el proceso global casi nunca sería exotérmico. Por ejemplo, la eliminación de un electrón del Na(g) y su adición al Cl (g) es un proceso endotérmico que requiere 496-349=147 kJ/mol de energía.

11. ENLACE QUÍMICO La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre iones con diferente carga. Esta atracción hace que los iones se junten, con lo que se libera energía y se logra que los iones formen una matriz sólida o red como la que se mostró para el NaCl en la figura. Una medida de la estabilización que se alcanza al disponer iones con cargas opuestas en un sólido iónico está dada por la energía de red. La energía de red es la energía necesaria para separar totalmente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos . Por tanto, el proceso opuesto, en el que el Na + (g) y el Cl - (g) se juntan para formar NaCl (s) , es muy exotérmico (ΔH= - 788 kJ/mol).

12. ENLACE QUÍMICO Todos los valores son positivos y grandes, lo que indica que los iones experimentan una fuerte atracción entre sí en estos sólidos. La energía liberada por la atracción entre iones con carga distinta compensa con creces la naturaleza endotérmica de las energías de ionización y hace que la formación de compuestos iónicos sea un proceso exotérmico. Las fuertes atracciones también hacen que la mayor parte de los materiales iónicos sean duros y quebradizos, con punto de fusión elevado (el NaCl se funde a 801ºC). La magnitud de la energía de red de un sólido depende de las cargas de los iones, sus tamaños y su disposición en el sólido. La energía potencial de dos partículas cargadas que interactúan está dada por: En esta ecuación, Q 1 y Q 2 son las cargas de las partículas, d es la distancia entre sus centros y κ es una constante, 8,99x10 9 J-m/C 2 .

13. ENLACE QUÍMICO Así, para un ordenamiento dado de iones, la energía de red aumenta al incrementarse las cargas de los iones y al disminuir sus radios . La magnitud de las energías de red depende pricipalmente de las cargas iónicas porque la variación de los radios iónicos no abarca un intervalo muy amplio. EJERCICIO 1 Sin consultar la tabla, acomode los compuestos iónicos siguientes en orden de energía de red creciente: NaF, CsI y CaO. Necesitamos determinar cómo la distancia entre los centros de los iones y la magnitud de la carga afectan la energía de red. El NaF consiste en iones Na + y F - , el CsI, de iones Cs + e I - , y el CaO, de iones Ca 2+ y O 2- . Dado que el producto de las cargas, Q 1 Q 2 , aparece en el numerador de la ecuación, la energía de red aumentará notablemente si las cargas de los iones aumentan. Por tanto, cabe esperar que la energía de red del CaO, que tiene iones 2+ y 2-, sea la mayor de las tres. Las cargas iónicas en el NaF y en el CsI son iguales; por tanto, la diferencia en sus energías de red dependerá de la diferencia en la distancia entre los centros de los iones en sus cristales. Puesto que los tamaños de los iones aumentan al bajar por un grupo en la tabla periódica, sabemos que el Cs + es más grande que el Na + y el I - es más grande que el F - . Por tanto, la distancia entre los iones Na + y F - en el NaF deberá ser menor que la distancia entre los iones Cs + e I - en el CsI, y la energía de red del NaF deberá ser mayor que la del CsI. Comprobación: CsI (600) < NaCl (788) < CaO (3414)

14. ENLACE QUÍMICO Configuración electrónica de iones de los elementos representativos Los aspectos energéticos de la formación de enlaces iónicos ayuda a explicar por qué muchos iones tienden a tener configuraciones electrónicas de gas noble. Por ejemplo, el sodio pierde fácilmente un electrón para formar Na + , que tiene la misma configuración electrónica que el Ne: Aunque la energía de red aumenta al incrementarse la carga iónica, nunca encontramos compuestos iónicos que contienen iones Na 2+ . El segundo electrón eliminado tendría que provenir de la capa interna del átomo de sodio, y esto requiere una gran cantidad de energía. El aumento en la energía de red no es suficiente para aportar la energía necesaria para eliminar un electrón interno. Por ello, el sodio y los demás metales del grupo 1A se encuentran en las sustancias iónicas sólo como iones 1+.

15. ENLACE QUÍMICO De forma similar, la adición de electrones a los no metales es exotérmica o apenas endotérmica en tanto los electrones se agreguen a la capa de valencia. Así, un átomo de Cl acepta fácilmente un electrón para formar el Cl - , que tiene la misma configuración electrónica que el Ar: Un segundo electrón tendría que añadirse a la siguiente capa más alta del átomo de Cl, lo cual es energéticamente muy desfavorable. Por tanto, nunca observamos iones Cl 2- en compuestos iónicos. Utilizando estos conceptos, cabe esperar que los compuestos iónicos de los metales representativos de los grupos 1A, 2A y 3A contengan cationes con cargas de 1+, 2+ y 3+, respectivamente. Asimismo, los compuestos iónicos de los no metales representativos de los grupos 5A, 6A y 7A por lo regular contienen aniones con carga 3-, 2- y 1-, respectivamente.

16. ENLACE QUÍMICO Cálculo de energías de red: el ciclo Born-Haber

17. ENLACE QUÍMICO 3- Enlaces covalentes Para la clase tan amplia de sustancias que no se comportan como sustancias iónicas necesitamos un modelo diferente para el enlace entre los átomos. G. N. Lewis razonó que un átomo podría adquirir una configuración electrónica de gas noble compartiendo electrones con otros átomos. Un enlace químico que se forma compartiendo un par de electrones se llama enlace covalente. La molécula de hidrógeno, H 2 , es el ejemplo más sencillo posible de enlace covalente. Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan mucho, se hacen sentir interacciones electrostáticas entre ellos. Los dos núcleos con carga positiva y los dos electrones con carga negativa se repelen mutuamente, mientras que los núcleos y los electrones se atraen, como se muestra en la figura (a). Para que la molécula de H 2 pueda existir como entidad estable, las fuerzas de atracción deberán exceder a las de repulsión. Pero, ¿por qué? (a) Atracciones y repulsiones entre los electrones y los núcleos en la molécula de hidrógeno.

18. ENLACE QUÍMICO Aplicando métodos de la mecánica cuántica se calcula la distribución de la densidad electrónica en las moléculas. Un cálculo semejante para el H 2 muestra que las atracciones entre los núcleos y los electrones hacen que la densidad electrónica se concentre entre los núcleos, como se muestra en la figura (b). En consecuencia, las interacciones electrostáticas totales son atractivas. Así, los átomos del H 2 se mantienen unidos principalmente porque los dos núcleos son atraidos electrostáticamente hacia la con- centración de carga negativa que está entre ellos. En esencia, el par compartido de electrones en cualquier enlace covalente actúa como una especie de “pegamento” que une a los átomos como en la molécula de H 2 . (b) Distribución electrónica en la molécula de H 2 . La concentración de densidad de electrones entre los núcleos da pie a una fuerza neta de atracción que constituye el enlace covalente que mantiene unida a la molécula.

19. Estructuras de Lewis ENLACE QUÍMICO Podemos representar la formación de enlaces covalentes utilizando símbolos de Lewis para mostrar los átomos constituyentes. La formación de la molécula de H 2 a partir de dos átomos de H se puede representar así: Así, cada átomo de hidrógeno adquiere un segundo electrón y alcanza la configuración electrónica estable, con dos electrones, del gas noble helio. La formación de un enlace entre dos átomos de cloro para dar una molécula de Cl 2 se puede representar de forma similar: Cada átomo de cloro, al compartir el par de electrones de enlace, adquiere ocho electrones (un octeto) en su capa de valencia, y alcanza la configuración electrónica de gas noble del argón. Las estructuras que se muestran aquí para H 2 y Cl 2 se denominan estructuras de Lewis (o estructuras de electrón-punto de Lewis).

20. ENLACE QUÍMICO Al escribir estructuras de Lewis, normalmente se indica con una línea cada par de electrones compartido entre dos átomos, y los pares de electrones no compartidos se dibujan como puntos. Siguiendo esta convención, las estructuras de Lewis para H 2 y Cl 2 se dibujan así: Para los no metales, el número de electrones de valencia de un átomo neutro es igual al número de grupo. Por tanto, podríamos predecir que: los elementos del grupo 7A, como F, forman un enlace covalente para alcanzar un octeto; los elementos del grupo 6A, como el O, formarían dos enlaces covalentes; los elementos 5A, como el N, formarían tres enlaces covalentes; los elementos 4A, como el C, formarían cuatro enlaces covalentes.

21. Estas predicciones se cumplen en muchos compuestos. Por ejemplo, consideremos los compuestos de hidrógeno sencillos con los no metales de la segunda fila de la tabla periódica: ENLACE QUÍMICO Así, el modelo de Lewis logra explicar la composición de muchos compuestos formados por no metales, en los que predominan los enlaces covalentes. EJERCICIO 2 Dados los símbolos de Lewis para los elementos nitrógeno y flúor que se muestran en la tabla, prediga la fórmula del compuesto binario estable que se forma por la reacción de nitrógeno con flúor, y dibuje su estructura de Lewis.

22. Los símbolos de Lewis para el nitrógeno y el flúor indican que el nitrógeno tiene cinco electrones de capa de valencia y el flúor tiene siete. Necesitamos hallar una combinación de los dos elementos que produzca un octeto de electrones en torno a cada átomo del compuesto. El nitrógeno requiere tres electrones adicionales para completar su octeto, mientras que el flúor sólo requiere uno. Si los dos elementos comparten un par de electrones, el flúor tendrá un octeto de electrones. El nitrógeno debe compartir un par de electrones con tres átomos de flúor para completar su octeto. Por tanto, la estructura de Lewis del compuesto resultante, NF 3 , es la siguiente: ENLACE QUÍMICO

23. ENLACE QUÍMICO Enlaces múltiples Al compartirse un par de electrones, se forma un solo enlace covalente, al que generalmente llamamos enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos. Cuando se comparten dos pares de electrones, dibujamos dos líneas, que representan un doble enlace. En el dióxido de carbono, por ejemplo, se forman enlaces entre carbono, que tiene cua- tro electrones de capa de valencia, y oxígeno, que tiene seis: Como muestra el diagrama, cada oxígeno adquiere un octeto de electrones compartiendo dos pares de electrones con el carbono. El carbono, por su parte, adquiere un octeto de electrones compartiendo dos pares con dos átomos de oxígeno. En un triple enlace, se comparten tres pares de electrones, como en la molécula del N 2 :

24. ENLACE QUÍMICO 4- Polaridad de los enlaces y electronegatividad Cuando dos átomos idénticos forman enlaces, como en el Cl 2 o el N 2 , los pares de electrones se deben compartir equitativamente. En compuestos iónicos como NaCl, en cambio, prácticamente no se comparten electrones. El NaCl se describe mejor como compuesto por iones de Na + y Cl - . Efectivamente, el electrón 3s del átomo de Na se transfiere totalmente al cloro. Los enlaces que se dan en la mayor parte de las sustancias covalentes quedan en algún punto entre estos dos extremos. El concepto de polaridad del enlace es útil para describir la forma en que se comparten electrones entre los átomos. En un enlace covalente no polar, los electrones se comparten equitativamente entre dos átomos. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro. Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer electrones es lo bastante grande, se forma un enlace iónico.

25. Electronegatividad ENLACE QUÍMICO Utilizamos una cantidad llamada electronegatividad para estimar si un enlace dado es covalente no polar, covalente polar o iónico. Definimos la electronegatividad como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. Cuanto mayor sea la electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su energía de ionización y su afinidad electrónica, que son propiedades de los átomos aislados. El flúor es elelemento más electronegativo, con una electronegatividad de 4,0. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. Los valores para los demás elementos quedan entre estos dos extremos. Dichos valores no tienen unidades.

26. Los valores de electronegatividad de Pauling para muchos de los elementos. ENLACE QUÍMICO Dentro de cada periodo, generalmente hay un aumento continuo en la electronegatividad de izquierda a derecha; es decir, de los elementos más metálicos a los más no metálicos. Con algunas excepciones (sobre todo dentro de los metales de transición), la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico en cualquier grupo. Esto es lo esperado, ya que sabemos que las energías de ionización tienden a disminuir al aumentar el número atómico en un grupo, y las afinidades electrónicas no cambian mucho. No es necesario memorizar valores numéricos de electronegatividad, pero sí es aconsejable conocer las tendencias periódicas para poder predecir cuál de dos elementos es el más electronegativo.

27. ENLACE QUÍMICO Electronegatividad y polaridad de los enlaces Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para estimar la polaridad de los enlaces entre ellos. Consideremos estos tres compuestos que contienen flúor: En el F 2 , los electrones se comparten equitativamente entre los átomos de flúor, y el enlace covalente es no polar. Se forma un enlace covalente no polar cuando las electronegatividades de los átomos unidos son iguales. En el HF, el átomo de flúor tiene mayor electronegatividad que el de hidrógeno, así que los electrones se comparten de forma desigual; el enlace es polar. Se forma un enlace polar cuando los átomos tienen diferente electronegatividad. En el HF, el átomo de flúor, más electronegativo, atrae la densidad electrónica alejándola del átomo de hidrógeno, menos electronegativo.

28. Así, parte de la densidad electrónica que rodea al núcleo de hidrógeno es atraída hacia el núcleo de flúor y deja una carga positiva parcial en el átomo de hidrógeno y una carga negativa parcial en el átomo de flúor. Podemos representar esta distribución de carga así: ENLACE QUÍMICO Los símbolos δ+ y δ- (léanse “delta más” y “delta menos”) indican las cargas parciales positiva y negativa, respectivamente. Este desplazamiento de la densidad electrónica hacia el átomo más electronegativo puede verse en los resultados de cálculos de distribución electrónica. La figura en la próxima diapositiva, muestra las distribuciones de densidad electrónica en F 2 , HF y LiF. Las regiones del espacio que tienen una densidad electrónica relativamente alta se muestran en rojo, y las que tienen densidad electrónica relativamente baja, en azul. Puede verse que, en el F 2 , la distribución es simétrica. En el HF, se ha desplazado obviamente hacia el flúor, y en el LiF el desplazamiento es aún mayor.

29. ENLACE QUÍMICO Distribución de densidades electrónicas calculadas para F 2 , HF y LiF. Las regiones con densidad electrónica relativamente baja se muestran en azul; las de densidad electrónica relativamente alta en rojo. En la estructura tridimensional de LiF, análoga a la que se muestra para NaCl en la diapositiva 8, la transferencia de carga electrónica es prácticamente total. Por tanto, el enlace que se produce es iónico. Estos ejemplos ilustran el hecho de que, cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, más polar es su enlace. El enlace covalente no polar está en un extremo de un continuo de tipos de enlaces, y el enlace iónico está en el otro extremo. Entre ellos, hay una amplia gama de enlaces covalentes polares, que difieren en el grado de desigualdad de la forma en que se comparten los electrones.

30. ENLACE QUÍMICO EJERCICIO 3 ¿Cuál enlace es más polar: (a) B ⎯ Cl o C⎯ Cl; (b) P⎯ F o P⎯ Cl? Indique en cada caso cuál átomo tiene la carga parcial negativa. (a) La diferencia de electronegatividad entre el cloro y el boro es de 3,0-2,0=1,0; la diferencia entre el cloro y el carbono es de 3,0-2,5=0,5. Por consiguiente, el enlace B ⎯ Cl es el más polar; el átomo de cloro lleva la carga parcial negativa porque tiene la electronegatividad más alta. Deberemos poder llegar a esta conclusión utilizando tendencias periódicas en vez de una tabla de electronegatividades. Dado que el boro está a la izquierda del carbono en la tabla periódica, predecimos que atrae con menor fuerza los electrones. El cloro, al estar en el lado derecho de la tabla, tiene una atracción intensa por los electrones. El enlace más polar será entre el átomo con menor atracción por los electrones (boro) y aquel con la mayor atracción (cloro). (b) Puesto que el flúor está arriba del cloro en la tabla periódica, deberá ser más electronegativo. De hecho, las electronegatividades son F=4,0, Cl=3,0. Por tanto, el enlace P⎯ F es más polar que el enlace P⎯ Cl. Es recomendable comparar las diferencias de electronegatividad de los dos enlaces para verificar esta predicción. El átomo de flúor lleva la carga parcial negativa.

31. ENLACE QUÍMICO Momentos dipolares La diferencia de electronegatividad entre el H y el F da pie a un enlace covalente polar en la molécula del HF. Por tanto, hay una concentración de carga negativa en el átomo más electronegativo, el F, y el átomo menos electronegativo, el H, queda en el extremo positivo de la molécula. Una molécula como la del HF, en la que los centros de carga positiva y negativa no coinciden, es una molécula polar. Por tanto, no sólo describimos los enlaces como polares y no polares; también describimos así moléculas enteras. Podemos indicar la polaridad de la molécula de HF de dos formas: Como vimos en la sección anterior, “δ+” y “δ-” indican las cargas parciales positiva y negativa en los átomos de H y F. En la notación de la derecha la flecha denota el desplazamiento de la densidad electrónica hacia el átomo de flúor. El extremo cruzado de la flecha puede verse como un signo más que designa el extremo positivo de la molécula.

32. ENLACE QUÍMICO La polaridad contribuye a determinar muchas de las propiedades de las sustancias que observamos en el nivel macroscópico, en el laboratorio y en la vida cotidiana. Las moléculas polares se alinean unas respecto a otras y respecto a los iones. El extremo negativo de una molécula y el extremo positivo de otra se atraen mutuamente. Asimismo, las moléculas polares son atraídas hacia los iones. El extremo negativo de una molécula polar es atraído hacia un ion positivo, y el extremo positivo es atraído hacia un ion negativo. Estas interacciones explican muchas propiedades de los líquidos, los sólidos y las soluciones. ¿Cómo cuantificamos la polaridad de una molécula como la del HF? Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signo opuesto están separadas cierta distancia, se establece un dipolo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se llama momento dipolar, denotado con μ. Si dos cargas de igual magnitud, Q+ y Q-, están separadas una distancia r, la magnitud del momento dipolar es el producto de Q y r (Figura).

33. ENLACE QUÍMICO El momento dipolar aumenta al incrementarse la magnitud de la carga separada y al aumentar la distancia entre las cargas. Los momentos dipolares de las moléculas suelen darse en debyes (D), unidad que equivale a 3,34x10 -30 coulombs-metro (C-m). En el caso de las moléculas, solemos medir la carga en unidades de la carga del electrón, e - 1,60x10 -19 C, y la distancia en amgstroms, Å. Supongamos que dos cargas, 1+ y 1- (en unidades de e-), están separadas una distancia de 1,00 Å. El momento dipolar producido es: La medición de los momentos dipolares de las moléculas nos puede proporcionar información valiosa acerca de las distribuciones de carga en las moléculas. EJERCICIO 4 La distancia entre los centros de los átomos de H y Cl en la molécula de HCl (llamada longitud de enlace) es de 1,27 Å. (a) Calcule el momento dipolar, en D, que se produciría si las cargas en los átomos de H y Cl fueran 1+ y 1-, respectivamente. (b) El momento dipolar del HCl(g), medido experimentalmente, es de 1,08 D. ¿Qué magnitud de carga, en unidades de e-, en los átomos de H y Cl daría lugar a este momento dipolar?

34. ENLACE QUÍMICO (a) La carga en cada átomo es la carga del electrón, e=1,60x10 -19 C. La separación es de 1,27 Å. El momento dipolar es: El momento dipolar calculado es mayor que en el ejemplo anterior porque la distancia entre las cargas aumentó de 1,00 Å a 1,27 Å. (b) En este caso se conoce el valor de μ, 1,08 D, y el valor de r, 1,27 Å, y se quiere calcular Q: Así, el momento dipolar experimental indica la siguiente separación de carga en la molécula de HCl: Dado que el momento dipolar experimental es menor que el calculado en la parte (a), las cargas de los átomos son menores que una carga de electrón. Podríamos haber anticipado esto porque el enlace H ⎯ Cl es covalente polar, no iónico.

35. ENLACE QUÍMICO TABLA. Longitudes de enlace, diferencias de electronegatividad y momentos dipolares de los halogenuros de hidrógeno En la tabla se dan las longitudes de enlace y los momentos dipolares de los halogenuros de hidrógeno. Observe que, al avanzar del HF al HI, la diferen- cia de electronegatividades disminuye y la longitud del enlace aumenta. El primer efecto reduce la magnitud de la carga separada y hace que el momento dipolar disminuya del HF al HI, a pesar de que la longitud del enlace está aumentando. Para estas moléculas el cambio en la diferencia de electronegativida- des afecta más el momento dipolar que la longitud del enlace.

36. ENLACE QUÍMICO 5- Cómo dibujar estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis nos ayudan a entender los enlaces en muchos compuestos y se utilizan con frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas. 1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. (Use la tabla periódica si es necesario para determinar el número de electrones de valencia de cada átomo.) En el caso de un anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva. No se preocupe por recordar cuáles electrones provienen de cuáles átomos; lo único que importa es el número total. 2. Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuáles átomos están unidos entre sí, y conéctelos con un enlace sencillo (un guión, que representa dos electrones). Las fórmulas químicas suelen escribirse en el orden en que los átomos se conectan en la molécula o ion, como en el HCN. Si un átomo central tiene un grupo de átomos unido a él, el átomo central suele escribirse primero, como en el CO 3 2- y el SF 4 . Esto ayuda también a recordar que el átomo central es por lo general menos electronegativo que los átomos que lo rodean. En otros casos, tal vez se requiera más información para poder dibujar la estructura de Lewis.

37. ENLACE QUÍMICO 3. Complete los octetos de los átomos unidos al átomo central. (Recuerde, que el hidrógeno sólo puede tener dos electrones.) 4. Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si ello da lugar a más de un octeto. 5. Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples. Utilice uno o más de los pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para formar dobles o triples enlaces. EJERCICIO Dibuje la estructura de Lewis del tricloruro de fósforo, PCl 3 . Primero, sumamos los electrones de valencia. El fósforo (grupo 5A) tiene cinco electrones de valencia, y cada cloro (grupo 7A) tiene siete. El número total de electrones de capa de valencia es entonces 5 + (3 x 7) = 26

38. ENLACE QUÍMICO Segundo, acomodamos los átomos indicando cuál átomo está conectado con cuál, y dibujamos un enlace sencillo entre ellos. Podríamos acomodar los átomos de varias formas, pero en los compuestos binarios (de dos elementos) el primer elemento de la fórmula química generalmente está rodeado por los demás átomos. Así, partimos de una estructura de esqueleto que tiene enlaces sencillos entre el fósforo y cada uno de los cloros: Tercero, completamos los octetos de los átomos unidos al átomo central. Al colocar octetos alrededor de cada átomo de Cl damos cuenta de 24 electrones: Cuarto, colocamos los dos electrones restantes en el átomo central, con lo que también completamos el octeto alrededor de ese átomo:

39. ENLACE QUÍMICO EJERCICIO 5 Dibuje la estructura de Lewis del HCN. El hidrógeno tiene un electrón de capa de valencia, el carbono (grupo 4A) tiene cuatro, y el nitrógeno (grupo 5A) tiene cinco. El número total de electrones de capa de valencia es entonces 1+4+5=10. Una vez más, hay varias formas de acomodar los átomos. Puesto que el hidrógeno sólo puede dar cabida a un par de electrones, siempre tiene asociado un solo enlace sencillo en cualquier compuesto. Este hecho nos obliga a rechazar C⎯ H ⎯ N como posible ordenamiento. Las dos posibilidades restantes son H ⎯ C ⎯ N y H ⎯ N ⎯ C. La primera es la disposición que se observa experimentalmente. Podríamos haber adivinado que éste es el orden de los átomos porque la fórmula se escribe con los átomos en este orden. Por tanto, partimos de una estructura de esqueleto con enlaces sencillos entre el hidrógeno, el carbono y el nitrógeno: Estos dos enlaces dan cuenta de cuatro electrones. Si ahora colocamos los seis electrones restantes alrededor del N para darle un octeto, no logramos un octeto en el C:

40. Por tanto, probamos con un doble enlace entre C y N, usando uno de los pares de electrones no compartidos que habíamos colocado en el N. Una vez más, hay menos de ocho electrones en el C, así que probamos con un triple enlace. Esta estructura nos da un octeto alrededor del C y del N: ENLACE QUÍMICO EJERCICIO 6 Dibuje la estructura de Lewis del ion BrO 3 - El bromo (grupo 7A) tiene siete electrones de valencia, y el oxígeno (grupo 6A) tiene seis. Se agrega un electrón más para dar cuenta de la carga 1- del ion. Por tanto, el número total de electrones de capa de valencia es 7+(3x6)+1=26. Después de dibujar los enlaces sencillos y distribuir los pares de electrones no compartidos, tenemos: En el caso de los oxianionos ⎯ BrO 3 - , SO 4 2- , NO 3 - , CO 3 2- , etc.⎯ los átomos de oxígeno rodean al átomo del no metal central. Observe aquí y en otros ejemplos que las estructuras de Lewis de los iones se escriben entre corchetes y la carga se indica afuera del corchete arriba a la derecha.

41. ENLACE QUÍMICO Carga formal Cuando dibujamos una estructura de Lewis, estamos describiendo la forma en que los electrones se distribuyen en una molécula (o ion). En algunos casos, es posible dibujar varias estructuras de Lewis distintas que obedezcan la regla del octeto. ¿Cómo decidimos cuál es la más razonable? Una estrategia consiste en aplicar un poco de “contabilidad” a los electrones de valencia para determinar la carga formal de cada átomo en cada estructura de Lewis. La carga formal de un átomo es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos los átomos tuvieran la misma electronegatividad (es decir, si todos los pares de electrones de enlace se compartieran equitativamente entre los átomos). Para calcular la carga formal de cualquier átomo en una estructura de Lewis, asignamos los electrones al átomo como sigue: 1. Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se encuentran. 2. Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace.

42. ENLACE QUÍMICO La carga formal de un átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis. Ilustremos estas reglas calculando las cargas formales de los átomos de C y N en el ion cianuro, CN - , que tiene la estructura de Lewis: En el átomo de C, hay 2 electrones no enlazantes y 3 de los 6 electrones del triple enlace, para un total de 5. El número de electrones de valencia de un átomo de C neutro es 4. Por tanto, la carga formal del C es 4-5=-1. En el caso del N, hay dos electrones no enlazantes y tres electrones del triple enlace. Dado que el número de electrones de valencia de un átomo de N neutro es de cinco, su carga formal es de 5-5=0. Así, las cargas formales de los átomos en la estructura de Lewis del CN - son: Observe que la suma de las cargas formales es igual a la carga global del ion, 1-. La suma de las cargas formales de una molécula siempre es cero, y la de un ion siempre da la carga global del ion.

43. Para ver cómo la carga formal nos ayuda a distinguir entre estructuras de Lewis alternas, consideremos la molécula de CO 2 . Esta molécula se representa con dos dobles enlaces. Sin embargo, la regla del octeto también se cumple en una estructura de Lewis que tiene un enlace sencillo y uno triple. Si calculamos la carga formal para cada átomo de las estructuras en cuestión, tenemos ENLACE QUÍMICO Al ser el CO 2 una molécula neutra, las cargas formales en ambas estructuras de Lewis suman cero. Por regla general, cuando puede haber varias estructuras de Lewis, la más estable será aquella en la que (1) los átomos tengan las cargas formales más cercanas a cero y (2) cualesquier cargas negativas residan en los átomos más electronegativos . Así, se prefiere la primera estructura de Lewis para el CO 2 porque los átomos no tienen carga formal. Aunque el concepto de carga formal ayuda a decidir entre estructuras de Lewis alternas, las cargas formales no representan cargas reales de los átomos. Las diferencias de electronegatividad entre los átomos son importantes para determinar las distribuciones de carga reales en las moléculas e iones.

44. ENLACE QUÍMICO EJERCICIO 7 Tres posibles estructuras de Lewis para el ion tiocianato, NCS - , son: (a) Los átomos de N, C y S neutros tienen 5, 4 y 6 electrones de valencia, respectivamente. Si aplica-mos las reglas que acabamos de explicar, podremos determinar las siguientes cargas formales en las tres estructuras: Como debe ser, la suma de las cargas formales en las tres estructuras da 1-, que es la carga global del ion. (b) Como vimos, el N es más electronegativo que el C y el S. Por tanto, esperaremos que la carga negativa formal resida en el átomo de N. Además, normalmente escogemos la estructura de Lewis que produce las cargas formales con magnitud más pequeña. Por estas dos razones, la estructura del medio es la preferida para el ion NCS - .

45. ENLACE QUÍMICO 6- Estructuras de resonancia A veces nos topamos con moléculas o iones en los que la disposición conocida de los átomos no puede describirse adecuadamente con una sola estructura de Lewis . Consideremos el ozono, O 3 , que consiste en moléculas flexionadas en las que ambas distancias O ⎯ O son iguales (Figura). Puesto que cada átomo de oxígeno aporta seis electrones de capa de valencia, la molécula de ozono tiene 18 electrones de capa de valencia. Al escribir la estructura de Lewis, vemos que es necesario incluir un doble enlace para obtener un octeto de electrones en torno a cada átomo: Sin embargo, esta estructura por sí sola no puede ser correcta, ya que requiere que un enlace O ⎯ O sea diferente del otro, lo que no concuerda con la estructura observada; cabe esperar que el doble enlace O=O sea más corto que el enlace sencillo O ⎯ O.

46. Por otro lado, al dibujar la estructura de Lewis, habría sido igualmente fácil colocar el enlace O=O a la izquierda: ENLACE QUÍMICO La colocación de los átomos en las dos estructuras de Lewis alternas para el ozono es la misma, pero la colocación de los electrones es diferente. Las estructuras de Lewis de este tipo se denominan estructuras de resonancia. Para describir la estructura del ozono correctamente, escribimos ambas estructuras de Lewis e indicamos que la molécula real está descrita por un promedio de las dos estructuras de resonancia: La flecha con dos puntas indica que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia.

47. ENLACE QUÍMICO Para entender por qué ciertas moléculas requieren más de una estructura de resonancia, podemos hacer una analogía con la mezcla de pinturas (Figura). El azul y el amarillo son colores primarios de pigmentos de pintura. Una mezcla de partes iguales de pigmentos azul y amarillo produce un pigmento verde. No podemos describir la pintura verde en términos de un solo color primario, pero de todos modos tiene su propia identidad. La pintura verde no oscila entre sus dos colores primarios; no es azul parte del tiempo y amarilla el resto del tiempo. De forma análoga, las moléculas como el ozono no se pueden describir con una sola estructura de Lewis en la que los electrones están “fijos” en un una disposición dada. En vez de ello, la verdadera disposición de los electrones debe considerarse como una mezcla de dos (o más) estructuras de Lewis.

48. Por analogía con la pintura verde, la molécula tiene su propia identidad distinta de las estructuras de resonancia individuales; no oscila rápidamente entre sus diferentes estructuras de resonancia. Por ejemplo, la molécula de ozono siempre tiene dos enlaces O ⎯ O equivalentes cuya longitud es intermedia entre las longitudes de los enlaces oxígeno-oxígeno sencillo y doble. Otra forma de ver esto es decir que las reglas para dibujar estructuras de Lewis no nos permiten tener una sola estructura que represente adecuadamente la molécula de ozono. Por ejemplo, no hay reglas para dibujar medios enlaces. Sin embargo, sí podemos dibujar dos estructuras equivalentes de Lewis que, al promediarse, den algo muy parecido a lo que se observa. ENLACE QUÍMICO Como ejemplo adicional de estructuras de resonancia, consideremos el ion nitrato, NO 3 - , para el cual es posible dibujar tres estructuras de Lewis equivalentes: Observe que la disposición de los átomos es la misma en todas las estructuras; lo único diferente es la colocación de los electrones. Al escribir estructuras de resonancia, los mismos átomos deben estar unidos unos a otros en todas las estructuras, de modo que las únicas diferencias estén en el órden de los electrones. Las tres estructruras de Lewis juntas describen adecuadamente el ion nitrato, que tiene tres distancias N ⎯ O iguales.

49. EJERCICIO 8 ¿Para cuál entidad predecimos los enlaces azufre-oxígeno más cortos, SO 3 o SO 3 2- ? ENLACE QUÍMICO El átomo de azufre tiene seis electrones de capa de valencia, lo mismo que el oxígeno. Por tanto, el SO 3 contiene 24 electrones de capa de valencia. Al escribir la estructura de Lewis, vemos que es posible dibujar tres estructuras de resonancia equivalentes: Al igual que en el ejemplo anterior con NO 3 - , la estructura real del SO 3 es una mezcla equitativa de estas estructuras. Por tanto, las distancias de los enlaces S ⎯ O deberán estar a un tercio de la distancia entre un enlace sencillo y uno doble. Es decir, deberán ser más cortos que los enlaces sencillos pero no tan cortos como un doble enlace. El ion SO 3 2- tiene 26 electrones, lo que da lugar a la siguiente estructura de Lewis: En este caso todos los enlaces S ⎯ O son sencillos.

50. Resonancia en el benceno ENLACE QUÍMICO La resonancia es un concepto extremadamente importante para describir los enlaces en moléculas orgánicas, sobre todo en las llamadas moléculas aromáticas. Las moléculas orgánicas aromáticas incluyen el hidrocarburo llamado benceno, que tiene la fórmula molecular C 6 H 6 . Los seis átomos de carbono del benceno están enlazados en un anillo hexagonal, con un átomo de H unido a cada átomo de C. Podemos escribir dos estructuras de Lewis equivalentes para el benceno, cada una de las cuales satisface la regla del octeto. Estas dos estructuras están en resonancia: Cada una de estas estructuras de Lewis muestra tres enlaces sencillos C⎯ C y tres dobles enlaces C=C, pero los dobles enlaces están en diferentes lugares en las dos estructuras. La estructura experimental del benceno indica que los seis enlaces C⎯ C tienen la misma longitud, 1,40 Å, intermedia entre los valores de un enlace C⎯ C sencillo (1,54 Å) y un doble enlace C=C (1,34 Å).

51. Podemos representar el benceno omitiendo los átomos de hidrógeno unidos a carbono y mostrando sólo el armazón carbono-carbono sin rotular los vértices. En esta convención, la resonancia de la molécula de benceno se representa así: ENLACE QUÍMICO A fin de subrayar la resonancia entre dos estructuras de Lewis, el benceno suele representarse como un hexágono con un círculo en su interior. Esto hace hincapié en el hecho de que los dobles enlaces C=C no se pueden asignar a aristas específicas del hexágono. Los químicos utilizan ambas representaciones del benceno indistintamente. La disposición de los enlaces en el benceno le confiere una estabilidad especial. En consecuencia, literalmente millones de compuestos orgánicos contienen los anillos de seis miembros característicos del benceno. Muchos de esos compuestos son importantes en bioquímica, en farmacia y en la producción de materiales modernos.

52. 7- Excepciones a la regla del octeto ENLACE QUÍMICO La regla del octeto es tan sencilla y útil para introducir los conceptos básicos de los enlaces que podríamos suponer que siempre se obedece. No obstante, hemos mencionamos su limitación al tratar con compuestos iónicos de los metales de transición. La regla del octeto falla también en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales: 1. Moléculas con número impar de electrones 2. Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto 3. Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto

53. Número impar de electrones En casi todas las moléculas el número de electrones es par, y hay un apareamiento completo de los electrones. No obstante, en unas cuantas moléculas, como ClO 2 , NO y NO 2 , el número de electrones es impar. Es imposible aparear totalmente estos electrones, y tampoco puede lograrse un octeto en torno a todos los átomos. Por ejemplo, el NO contiene 5+6=11 electrones de valencia. Las dos estructuras de Lewis más importantes para esta molécula se muestran aquí: ENLACE QUÍMICO Menos de un octeto Un segundo tipo de excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo en una molécula o ion poliatómico. Ésta también es una situación relativamente rara y suele encontrarse en compuestos de boro y berilio. Por ejemplo, consideremos el trifluoruro de boro, BF 3 .

54. Si seguimos los primeros cuatro pasos del procedimiento que presentamos al principio para dibujar estructuras de Lewis, llegaremos a la estructura siguiente: ENLACE QUÍMICO Sólo hay seis electrones alrededor del átomo de boro. En esta estructura de Lewis, las cargas formales de los átomos de B y F son cero. Podríamos completar el octeto alrededor del boro formando un doble enlace (paso 5). Al hacerlo, vemos que hay tres estructuras de resonancia equivalentes (se muestra en rojo la carga formal de cada átomo):

55. Estas estructuras de Lewis obligan a un átomo de flúor a compartir electrones adicionales con el átomo de boro, lo cual no es congruente con la elevada electronegatividad del flúor. De hecho, las cargas formales nos dicen que se trata de una situación desfavorable: El átomo de F que interviene en el doble enlace B=F tiene una carga formal de +1, mientras que el átomo de B, menos electronegativo, tiene una carga formal de -1. Por tanto, las estructuras de Lewis en las que hay un doble enlace B=F son menos importantes que aquella en la que hay menos de un octeto alrededor del boro: ENLACE QUÍMICO

56. ENLACE QUÍMICO Más de un octeto La tercera clase de excepciones, y la más grande, consiste en moléculas o iones en los que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Si dibujamos la estructura de Lewis para el PCl 5 , por ejemplo, nos vemos obligados a “expandir” la capa de valencia y colocar 10 electrones alrededor del átomo de fósforo central: Otros ejemplos de moléculas y iones con capas de valencia “expandidas” son SF 4 , AsF 6 - e ICl 4 - . Las moléculas correspondientes con un átomo del segundo periodo, como el NCl 5 y el OF 4 , no existen. Veamos por qué sólo se observan capas de valencia expandidas en elementos a partir del periodo 3 de la tabla periódica.

57. ENLACE QUÍMICO Los elementos del segundo periodo sólo tienen orbitales de valencia 2s y 2p disponibles para formar enlaces. Puesto que estos orbitales pueden contener un máximo de ocho electrones, nunca encontramos más de un octeto de electrones alrededor de elementos del segundo periodo. En cambio, los elementos del tercer periodo en adelante tienen orbitales ns y np y nd sin llenar, que pueden servir para formar enlaces. Por ejemplo, el diagrama de orbitales para la capa de valencia de un átomo de fósforo es el siguiente: Aunque los elementos del tercer periodo como el fósforo a menudo satisfacen la regla del octeto, como en el PCl 3 , también es común que excedan un octeto, utilizando aparentemente sus orbitales d vacíos para dar cabida a electrones adicionales.

58. EJERCICIO 9 Dibuje la estructura de Lewis para el ICl 4 - . El Iodo (grupo 7A) tiene 7 electrones de valencia; cada cloro (grupo 7A) también tiene 7; se añade un electrón adicional para dar cuenta de la carga 1- del ion. Por tanto, el número total de electrones de valencia es de 7+4(7)+1=36. El átomo central del ion es el de I. Si colocamos 8 electrones alrededor de cada átomo de Cl (incluido un par de electrones entre el I y cada Cl para representar los enlaces sencillos entre estos átomos) ocuparemos 8x4=32 electrones. Por tanto, nos quedan 36-32=4 electrones que colocar en el átomo mayor, el Iodo: ENLACE QUÍMICO El Iodo tiene 12 electrones a su alrededor, lo que excede el octeto normal de electrones.

59. 8- Fuerza de los enlaces covalentes ENLACE QUÍMICO La estabilidad de una molécula tiene que ver con la fuerza de los enlaces covalentes que contiene. La fuerza de un enlace covalente entre dos átomos está determinada por la energía necesaria para romper esa unión. Es más fácil relacionar la fuerza de los enlaces con el cambio de entalpía en las reacciones en las que esos enlaces se rompen. La entalpía de enlace es el cambio de entalpía, ΔH, para la ruptura de un enlace dado en un mol de la sustancia gaseosa . Por ejemplo, la entalpía de enlace para la unión entre los átomos de cloro en la molécula de Cl 2 es el cambio de entalpía que se da cuando un mol de Cl 2 se disocia en átomos de cloro: Es relativamente fácil asignar entalpías de enlace a los enlaces de moléculas diatómicas; la entalpía de enlace no es sino la energía requerida para disociar la molécula diatómica en sus átomos componentes.

60. Sin embargo, en el caso de enlaces que se dan sólo en moléculas poliatómicas (como el enlace C⎯ H), por lo regular es necesario utilizar entalpías de enlace promedio. Por ejemplo, podríamos usar el cambio de entalpía para el siguiente proceso (llamado atomización) para definir una entalpía de enlace promedio para el enlace C⎯ H. ENLACE QUÍMICO Puesto que el metano tiene cuatro enlaces C⎯ H equivalentes, el calor de atomización es igual a las entalpías de enlace totales de los cuatro enlaces C⎯ H. Por consiguiente, la entalpía de enlace C⎯ H media para CH 4 es D(C⎯ H)= (1660/4) kJ/mol = 415 kJ/mol. La entalpía de enlace para un conjunto de átomos dado, digamos C⎯ H, depende del resto de la molécula de la que forma parte. Sin embargo, la variación de una molécula a otra generalmente es pequeña. Esto apoya la idea de que los pares de electrones enlazantes están localizados entre los átomos. Si consideramos las entalpías de enlace C⎯ H en muchos compuestos distintos, veremos que la entalpía de enlace promedio es de 413 kJ/mol, que es muy cercana al valor de 415 kJ/mol que calculamos a partir del CH 4 .

61. ENLACE QUÍMICO TABLA. Entalpías de enlace promedio (kJ/mol)

62. Fuerza de los enlaces y longitud de los enlaces ENLACE QUÍMICO Así como podemos definir una entalpía de enlace promedio, también podemos definir una longitud de enlace promedio para varios tipos de enlaces comunes. La longitud de enlace se define como la distancia entre los núcleos de los átomos que participan en el enlace . Tiene interés especial la relación entre la entalpía de enlace, la longitud de enlace y el número de enlaces entre los átomos. Por ejemplo, podemos utilizar datos siguientes para comparar las longitudes de enlace y las entalpías de enlace de los enlaces carbono-carbono sencillos, dobles y triples: Al aumentar el número de enlaces entre los átomos de carbono, la entalpía de enlace aumenta y la longitud de enlace disminuye ; es decir, los átomos de carbono se sujetan con mayor fuerza y están más juntos. En general, al aumentar el número de enlaces entre dos átomos, el enlace se vuelve más corto y fuerte.

63. FIN