ENLACES ATÓMICOS

ENLACES

IÓNICO

METÁLICOCOVALENTE

REDESMOLÉCULAS

PUENTE DEHIDRÓGENO

Es la fuerza electrostática que mantiene unidos iones positivos con iones negativos

Es la unión de ionesmetálicos con carga

positiva que forma unared de electronesque se desplazan

libremente

Es la unión deno-Metales que

compartenelectrones

Cloruro de sodio (NaCl)

interaccionesintermoleculares

Curso: Química Mención

Material QM Nº 07

2

INTRODUCCIÓN

El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en lasmoléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas seunen 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 generauna forma molecular estable con geometría definida.

Atendiendo a la búsqueda de estabilidad energética, los átomos pueden:

1. ganar electrones, transformándose en aniones estables.2. perder electrones, transformándose en cationes estables.3. compartir sus electrones con otro átomo.

En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formaránuna infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos sonfísica y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formacióndel enlace hay eliminación de energía para lograr la estabilidad energética, de modo que se tratade un proceso exotérmico.

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

LA ELECTRONEGATIVIDAD Y EL ENLACE ATÓMICO

Como ya se vio anteriormente, las propiedades periódicas magnéticas se relacionanestrechamente con la configuración electrónica de los átomos. Una de estas propiedades es laelectronegatividad que, como veremos más adelante, define el tipo de enlace que se formaráentre los átomos.

Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. Elátomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menoselectronegativo, quedando como un anión estable (ion). En la tabla periódica los elementosmetálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no metales, losvalores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal yun no metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no metales serácovalente.

Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. Enesta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de ladiferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar comopolar, apolar o coordinado (enlace dativo).

TIPO DE ENLACEINTERATÓMICO

METÁLICO

IÓNICO

COVALENTE

POLAR

APOLAR

DATIVO (COORDINADO)

3

EL ENLACE METÁLICO

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

La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionadosa los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch yse denominó “la teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con susorbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos ycuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras mássimples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electronesde valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposiciónde los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a laformación 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 ysus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir atemperaturas altísimas.

EL ENLACE IÓNICO

Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamentese separan. Dijimos anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón alátomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de electrones.

Estudiemos el siguiente ejemplo:

En el NaCl (cloruro de sodio), el átomo de Sodio es un metal del grupo I-A. Su configuraciónelectrónica es

11Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1

El Cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración es

17Cl 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

El Sodio y el Cloro poseen electronegatividades muy diferentes. El primero es un metal muyelectropositivo, muy por el contrario al halógeno cuya electronegatividad es una de las más altasde la tabla periódica. De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia alCl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6 y Cl- con configuración1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6. Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran laestabilidad requerida.

Na Na+ Cl-Cl

4

En forma general se puede aseverar 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.

Propiedades físicas de los compuestos iónicos

Son sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores de 400°C). La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua e insoluble en disolventes

no polares, como el hexano C6H14

Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móvilescon carga (iones).

En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos).

Tabla comparativa

Sustancia Punto deFusión (ºC)

Solubilidad(g. sol./100 g H2O)

Densidad(g/cm3)

LiF

NaF

NaCl

NaBr

KF

KCl

KBr

CaF2

CaO

MgO

870

992

800

755

880

790

730

1330

2570

2800

0,27

4

35,7

90

92,3

27,6

53,5

0,016

---

6·10-4

2,3

3,6

2,2

3,2

2,5

2,0

2,8

3,2

3,3

3,7

EL ENLACE COVALENTE

Como ya se mencionó, el enlace covalente se genera cuando 2 o más elementos no metálicoscomparten electrones pues presentan nula o pequeña diferencia en sus valores deelectronegatividad.

Enlace covalente apolar

Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) comparten los electrones deenlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, singenerar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).

5

Enlace covalente polar

Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia deelectronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra unatransferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica enforma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando undipolo. 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 los hace con 2, los que soncompartidos con cada átomo de Hidrógeno. Así, cada átomo de Hidrógeno completa su nivel devalencia (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 por lo que la nube electrónica está desplazadahacia el átomo de oxígeno generando cargas eléctricas parciales denotadas con la letra griegadelta ().

Enlace covalente dativo o coordinado

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

Ejemplo:

El Oxígeno en el agua posee dos orbitales, cada uno con un par de electrones no enlazados. El ionH+ puede formar enlace con el Oxígeno para generar el ion hidronio (H3O

+), en este enlace el ionH+ no tiene electrones para aportar pero si tiene un orbital vacío, el Oxígeno en tanto, aporta elpar de electrones para el enlace, se forma entonces un enlace covalente coordinado o dativo. Estose muestra en el siguiente dibujo.

Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH 4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4.

6

Propiedades físicas de los compuestos covalentes

Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de 300°C). Muchos de ellos son insolubles en solventes polares. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14

Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no

contienen partículas con carga.

LA NOTACIÓN DE LEWIS

Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valenciapresente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, yaque, predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.

Energías de Enlace / Longitud v/s Tipo de Enlace

Tipo Enlace Energía mediade enlace (KJ/mol)

Longitud media (pm)

IónicoCovalenteMetálico

Puente de HidrógenoVan der Waals

8005004003015

200200300300400

7

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA

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

1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que losátomos están unidos entre sí, además:

Se debe considerar, por lo general, el elemento menos electronegativo como elelemento central de la estructura.

El Hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa unaposición terminal en las estructuras.

Los átomos de Oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto en el O2, O3 yen los peróxidos.

En los oxiácidos el o los átomos de Hidrógeno están unidos a un átomo de Oxígenoy éste está unido al átomo central.

2. Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electronescompartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda.

3. Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, segúncorresponda, o dueto para el caso del hidrógeno.

REGLA DEL OCTETO

Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaceshasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se formacuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto.Átomos con número atómico bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica1s2 (un dueto).

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)

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 delgrupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último compuesto iónico).

Al

Cl

Cl

Cl

B

F

F

F

8

Moléculas que expanden su octeto

Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central capaz de albergar más de 8electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro deazufre SF6

PCl

Cl

ClCl

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 especiesque son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso másparticular es el monóxido de nitrógeno (NO).

RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES

Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecularestable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud delenlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como lasolubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre laenergía 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 formasde representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla delocteto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura moleculargenerando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y quesatisfacen teóricamente lo esperado. Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3

- que presenta almenos 3 estructuras resonantes y distintas.

NO

O

O..: ..

..

:

:

::

-

NO

O

O..: ..

..

:

:

:

:

-

NO

O

O..: ..

..

:

::

..

-

Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecersesobrecualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentradeslocalizado. Otras moléculas como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan elfenómeno de la resonancia.

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VALENCIA

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 almomento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en elenlace.

Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)

C

H

Cl

HH

..: :

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

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binariosimple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar elcompuesto.

En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión.

En los compuestos covalentes no se generan iones, así que el número de oxidación seconsidera como “la posible carga que adquiere cada uno de los átomos del compuestocuando enlaza”. Todo esto considerando la electronegatividad de cada uno de los átomos.

En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero.

En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga delión.

Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero.

El estado de oxidación habitual del Oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en losperóxidos, donde es -1).

El estado de oxidación del Hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidrurosmetálicos, donde es -1).

Algunos ejemplos:

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

+1 +7 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN

KMnO4 (+1)(+7)(-8)=0

10

Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógenoes +1.

+1 -1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

H2O2 (+2)(-2)=0

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

-3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN

NH4

(-3)(+4)=+1 CARGA DEL ION

ESTEREOQUÍMICA

La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad deun sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual seestablecen 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 hoyconocemos.

En este capítulo, se estudiaron, los diferentes tipos de interacciones atómicas. Se analizarontambién las fuerzas de estas interacciones en función a una propiedad periódica en particular(electronegatividad), sin embargo, no sabemos a ciencia cierta, de qué forma ocurren estosenlaces, cómo logran interaccionar los electrones para finalmente enlazar. Tampoco tenemos clarocuál es el nuevo movimiento (orbital) que siguen los electrones una vez que lograroninteraccionar.

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

ORBITALES ATÓMICOS

Antes se dijo que los electrones en los átomos están distribuidos según ciertos principios, enzonas específicas del espacio llamadas orbitales atómicos. Cuando se forma un enlace entreátomos, son los electrones de éstos los que se parean mediante la superposición de los orbitalesque los contienen.

Como ejemplo, en la molécula de hidrógeno (H2) cada átomo aporta un electrón al enlace, el queestá contenido en un orbital 1s. El enlace entre dos átomos de Hidrógeno se genera cuando elelectrón de uno de ellos es atraído por el núcleo del otro átomo y viceversa, junto con ello severifica también la repulsión entre los núcleos. La energía de cada átomo comienza a disminuir alcomenzar a formarse el enlace, hasta que ésta es mínima a una distancia de 0.74 Å (1 Å = 10-10 m).

11

A esta distancia las nubes electrónicas de cada átomo (orbitales 1s) están solapadas, ahora bien,si los átomos se acercan a una distancia menor a los 0.74 Å aumenta rápidamente la energía delsistema H - H puesto que comienza a predominar la repulsión entre los núcleos, haciendoinestable el sistema. Es importante destacar que en la formación del enlace covalente entre dosátomos de hidrógeno, cada uno de ellos utiliza su orbital atómico 1s

TEORÍA DE HIBRIDACIÓNDE ORBITALES

Esta teoría explica la formación de nuevos orbitales a partir de los orbitales atómicos originales.Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) en algunas ocasiones se combinan, logrando asígenerar un conjunto de orbitales atómicos hibridados. Tomando como ejemplo al átomo deCarbono, en su nivel de valencia un electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, loque requiere que el electrón absorba energía. Al momento que el electrón es promovido, losorbitales que contienen a los electrones de valencia se superponen unos con otros, generando asíuna nueva clase de orbitales que ya no son orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinaciónde ellos (sp).

El diagrama siguiente ilustra lo anterior:

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Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos dehibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp.

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

HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Hibridación sp3

Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo queexiste repulsión entre éstos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptandola geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp3 genera 4enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.

Hibridación sp2

Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma planatrigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp2 forma 3 enlaces y 1 enlace . Losángulos de enlace son de 120º.

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Hibridación sp

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

IMPORTANTE:

Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formarenlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales, en cambio un átomo conhibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces,con lo que sus moléculas pueden ser trigonales o angulares. Un átomo con hibridaciónsp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tresde ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide debase trigonal o una molécula angular.

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 geometríamolecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, querepresentan 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). Para el casopodría ser el dióxido de azufre (SO2).

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Cuadro Resumen

Otras hibridaciones más complejas:

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POLARIDAD DE MOLÉCULAS(MOMENTO DIPOLAR)

Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemoscomprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitalesatómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos delcomportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entreganinformación valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como elmomento dipolar y la polaridad de las sustancias.

Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce undesplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorialde esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector poseemagnitud 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 sobreésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta (+ indica carga parcial positiva y -indica carga parcial negativa).

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

En el caso que el momento dipolo sea igual al vector cero (

=

0 ), la molécula no presenta dipolo

y se considera una molécula apolar. De lo anterior, se concluye que las moléculas diatómicasheteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI, CO, etc.) sonpolares, mientras que las moléculas diatómicas homonucleares (H2, Cl2, F2, Br2, N2, O2, etc.) nopresentan momento dipolar resultante por lo que son apolares.

Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos desimetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmentesimétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales otetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central seaniguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetríasserá polar.

16

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 CO2 es lineal por tanto cumple con la simetríageométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con lasimetría 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 COScomo se muestra en el dibujo

Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintosasí que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentosde enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de

cero (

0 ), de este modo se dice que la molécula es polar.

El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructuraasimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentraenlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originadospor 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 momentodipolar es distinto de cero.

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

DEBEMOS DECIR ENTONCES, QUE AQUELLAS SUSTANCIAS POLARES, SONHIDROFÍLICAS, 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 Hidrógeno poruno de Cloro o Flúor. Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Setransformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una moléculaPOLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.

C

H

Cl

HH

..: :

C

H

H

HH

Metano Cloro metano

Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aún cuandotodos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezcasimétrica.

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 07

Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de losElementos.

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar

39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. Cuando un elemento X del período 3 y grupo II-A reacciona con otro elemento Y del período 2y grupo VII-A, el enlace que se genera debe ser

A) iónico.B) metálico.C) apolar.D) coordinado.E) covalente.

2. El enlace dativo o coordinado se encuentra en

I) H2O II) SO2

III) H3O+

A) Sólo I.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

3. Considerando los siguientes valores de electronegatividad (E.N), el enlace más polar debe ser

Elemento Cl H N C OE.N 3,0 2,1 3,0 2,5 3,5

A) H – ClB) N – ClC) O – HD) C – OE) N – C

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4. Respecto al enlace químico, ¿cuántas de las siguientes proposiciones son correctas?

La formación de un enlace es un proceso exotérmico. Los átomos se enlazan para ganar energía. El Bronce es una aleación que presenta enlace metálico. NH3 y BH3 tienen la misma geometría molecular. Las moléculas diatómicas como Cl2 y F2 son gases a temperatura ambiente.

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 5

5. Metano y Amoníaco tienen masas molares similares (CH4=16 g/mol y NH3=17 g/mol), sinembargo, sus puntos de ebullición difieren en más de 100ºC. Considerando la directa relaciónentre masa molar y temperatura de ebullición, la anomalía se justifica fundamentalmente porel (la)

A) enlace iónico presente en las moléculas de metano.B) cantidad de electrones de valencia que presenta el átomo de Nitrógeno.C) valencia del carbono en el metano muy distinta a la del Nitrógeno en el amoníaco.D) enlace puente de hidrógeno que une las moléculas de amoníaco.E) enlace covalente coordinado que presentan las moléculas de CH4.

6. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presenta enlace tipo ∏ (pi)?

A) F2

B) C2H4

C) H2SD) NaOHE) BeCl2

7. La siguiente molécula corresponde al cloroformo (CHCl3)

C

Cl

H

ClCl

Del análisis de ella sería correcto inferir que

I) es soluble en agua. II) la hibridación para el Carbono es sp3.III) se trata de una molécula polar.

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

19

8. La relación correcta entre ángulo de enlace y geometría molecular es

A) 180º - angular.B) 120º - tetraédrica.C) 109,5º - lineal.D) 90º - piramidal.E) 120º - trigonal plana.

9. El número de enlaces que presenta la siguiente estructura orgánica es

CH3 CH2 CH CH C C CH2 C CH3

CH3

CH3

A) 28B) 26C) 25D) 24E) 22

10. ¿Cuál(es) de las siguientes moléculas presenta(n) resonancia?

I) O2

II) SO3

III) MgH2

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo III.D) Sólo I y II.E) Sólo II y III.

11.Dentro de las propiedades que presentan los compuestos covalentes, indique con una Vaquellas afirmaciones verdaderas y con una F aquellas falsas

1. ( ) Presentan bajos puntos de fusión y ebullición.2. ( ) En general se trata de sólidos cristalinos a temperatura ambiente.3. ( ) Son malos conductores de la corriente eléctrica.4. ( ) Son altamente solubles en solventes polares como el agua.

La alternativa que muestra la correcta correlación es

1 2 3 4

A) V V F FB) F F V VC) F V F VD) V F V FE) V F F V

20

12. La siguiente es la estructura de Lewis para el ácido cianhídrico

C NHDel análisis se verifica correctamente que

A) la valencia del Nitrógeno es 5.B) la geometría molecular es tetraédrica.C) el enlace H – C es altamente polar.D) presenta 3 enlaces de tipo covalente polar y 1 apolar.E) hay 1 par de electrones no enlazados en el Nitrógeno.

13. ¿Cuál de las siguientes moléculas debe presentar momento dipolar?

CCl

H

ClH

B

Cl

Cl Cl Cl Cl

Be ClClC

Cl

Cl

ClCl

A) B) C)

D) E)

14. Es (son) excepciones a la regla del octeto

I) H2

II) F2

III) BF3

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

15. La siguiente es la estructura plana del benceno, un compuesto aromático de 6 átomos deCarbono. ¿Cuántos enlaces de tipo covalente apolar se aprecian?

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

A) 2B) 3C) 5D) 6E) 7

DMON-QM07

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