presentación sobre los enlaces químicos

1. Bloque 5
Enlaces químicos e interacciones
intermoleculares
PROPÓSITO DEL BLOQUE
Clasifica las propiedades macroscópicas de las sustancias con los diferentes
modelos de enlaces y las interacciones moleculares, para comprender el
comportamiento de la naturaleza de la materia.
EVALUACIÓN DE DIAGNÓSTICO
1.- ¿Qué es un enlace químico?
2.- ¿Cuándo forman los átomos enlaces iónicos y cuando covalentes?
3.- ¿Los gases nobles forman enlaces químicos?
4.- ¿Cuál es la diferencia entre las fuerzas intramoleculares y las fuerzas
intermoleculares?
5.- ¿Cuál es la importancia del puente de hidrogeno en el comportamiento químico
de los compuestos que forman parte de los seres vivos?
APRENDIZAJES ESPERADOS:
· Usa los enlaces químicos para comprender las características de
sustancias comunes en su entorno.
· Utiliza la representación de los electrones de valencia de los
elementos representativos y los valores de electronegatividad,
para mostrar la formación de enlace iónico y covalente en
sustancias cotidianas.
· Experimenta con compuestos iónicos, covalentes y metálicos
presentes en productos de uso cotidiano relacionando el tipo de
enlace con sus propiedades macroscópicas.
· Explica la importancia del puente de hidrógeno en los
compuestos presentes en la vida diaria.

2. Introducción
Las uniones entre átomos se deben a una fuerza que provoca cambios electrónicos de diferentes tipos y da lugar a la
formación de distintas clases de interacciones. Esta fuerza es lo que llamamos enlace químico. En este bloque se
examinará cómo las diferentes estructuras electrónicas que presentan los átomos les permiten enlazarse unos con otros
de diversas maneras para formar compuestos, y como esto influye en sus propiedades.
Regla del octeto
Se llama regla del octeto a la tendencia a completar el nivel de energía para lograr la máxima estabilidad. Sin embargo,
hay excepciones a la regla del octeto, porque algunos elementos no completan los ocho electrones en la capa de
valencia o superan esa cantidad.
Estructuras de Lewis
Para facilitar la representación de los electrones del nivel de valencia, Gilbert N. Lewis (químico estadounidense),
propuso escribir los símbolos de los elementos químicos rodeados de tantos puntos (también cruces o círculos) como
electrones tiene el átomo en el nivel de valencia, un punto por cada electrón. Esta simbología, que se conoce como
diagramas de puntos o estructuras de Lewis, es muy útil para ilustrar como se transfieren o comparten los electrones
en los enlaces químicos; su desventaja es la representación plana y no tridimensional, como es en realidad.

3. Tabla 5.1 Representación de Lewis
¿Cómo determinar la
cantidad de puntos
que se deben escribir
alrededor del símbolo
de los elementos
químicos?
En estructuras de Lewis
como las siguientes:
Aquí, destaca la característica de que los puntos se
escriben en cierto orden alrededor de los símbolos
químicos por la configuración electrónica del nivel de
valencia de cada elemento. Debido a ello, no se
pueden poner más de dos electrones a cada lado del
símbolo.

4. Enlace químico
Una vez conocida la estructura y el comportamiento electrónico de los átomos, lo siguiente fue comprender como
estaban unidos entre sí. Hoy sabemos que el movimiento de electrones conduce a la formación de los compuestos. Un
enlace químico representa la fuerza responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que es lo
que les confiere estabilidad y un estado de mínima energía. A continuación, se estudiarán los cambios electrónicos que
producen las uniones entre átomos y moléculas, en las que se distinguen dos clases de interacciones: las interatómicas,
que forman los enlaces químicos iónico, covalente y el metálico; y las intermoleculares, que es la fuerza de atracción
entre moléculas covalentes.
Tipos de enlaces
Enlace iónico
El enlace iónico resulta de la unión de iones con cargas opuestas como consecuencia de su mutua
atracción eléctrica. Para identificar el enlace iónico, lo más importante es que este sucede principalmente
entre átomos menos electronegativos (metales), como los grupos 1 y 2 (IA y IIA), y átomos mas
electronegativos (no metales), como los grupos 16 y 17 (VIA y VIIA).
Ejemplo:
El sodio es un metal y, por consiguiente, tiene
valores de energía de ionización pequeños, lo que
permite su fácil conversión a ion positivo. Por otro
lado, el cloro es un no metal con valores de afinidad
electrónica altos, por lo que se convierte fácilmente
en ion negativo. A partir de tales características,
cuando el sodio y el cloro se acercan, el cloro atrae
al único electrón de valencia del sodio:

5. Figura 5.2 Acercamiento del sodio con el cloro.
Propiedades de los compuestos iónicos
• Se trata de sustancias sólidas, ya que la forma natural de los
compuestos iónicos es la de una red cristalina con estructuras
geométricas diversas.
• Presentan gran estabilidad al formar redes cristalinas
características.
• Presentan puntos de fusión y ebullición altos debido a las
fuerzas de atracción entre sus Iones:
Tabla 5.4 Puntos de fusión y ebullición de algunos compuestos iónicos
• En estado líquido o en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica porque sus iones se mueven libremente.
• Son solubles en disolventes polares como el agua.
• Son sustancias químicamente activas, ya que por lo general producen calor cuando reaccionan.

6. Enlace covalente no polar y polar
El enlace covalente se forma al compartir uno o más pares de electrones de valencia entre átomos, generalmente de
carácter no metálico.
Gilbert N. Lewis propuso un modelo de enlace químico en el que los átomos que se enlazan comparten electrones, de tal
manera que ambos átomos completan su octeto y adquieren la configuración de un gas noble. La atracción mutua que
ejercen los núcleos de los átomos sobre los electrones compartidos entre si constituye un enlace covalente. Los
compuestos covalentes dan origen a moléculas.
Una molécula es un conglomerado eléctricamente
neutro de dos o más átomos unidos por pares
compartidos de electrones que se comportan como una
sola unidad.
Por ejemplo, piensa en la formación de la molécula de
hidrogeno (H2). Conforme los átomos de hidrogeno se
acercan entre sí, el único electrón de cada uno de ellos
empieza a sentir la atracción ambos núcleos. Como
son idénticos, su electronegatividad es la misma y, por
tanto, cada átomo tiene igual capacidad de atraer el par
electrónico en el enlace y la densidad electrónica se
distribuye de manera uniforme
Figura 5.5 Acercamiento de átomos de hidrógeno.

7. Los átomos dejan de aproximarse cuando sus núcleos
quedan a una distancia tal que la energía utilizada para el
enlace es mínima, lo que le da máxima estabilidad a la
molécula. De acuerdo con su configuración electrónica,
se tiene:
Al utilizar estructuras de Lewis, tenemos:
Para representar el enlace covalente, suele usarse una
línea en lugar de los dos puntos, como se observa en la
ecuación anterior.
Un nuevo ejemplo es la molécula del cloro (Cl2)
Como se aprecia, el enlace covalente se forma al combinarse
dos orbitales atómicos, cada uno con un electrón desapareado,
lo que da lugar a un nuevo orbital. Este orbital pertenece a
ambos átomos y así se alcanza la configuración de un gas noble,
la del argón en este caso. Con estructuras de Lewis, la unión
cloro-cloro queda:

8. De acuerdo con la tabla de electronegatividades de Pauli, estudiada en el bloque 4, cada elemento presenta un valor
determinado de electronegatividad; en consecuencia, en un enlace covalente, el par electrónico es atraído con más
intensidad por el átomo de electronegatividad mayor (La electronegatividad es la propiedad periódica que describe la
atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de un enlace).
Este proceso genera un dipolo en la molécula; un polo con carga parcialmente positiva y el otro con carga parcialmente
negativa (figura 5.6). Se les considera parciales porque el par electrónico, si bien tiende a estar más cerca del átomo mas
electronegativo, sigue siendo parte del átomo con menor electronegatividad. La parcialidad de las cargas positiva y
negativa se representa con los símbolos δ+ y δ–, respectivamente.
La existencia de enlaces polares tiene enorme
influencia en las propiedades del compuesto.
Cuando los átomos que se enlazan atraen por igual a
los electrones compartidos, el enlace covalente es no
polar. En cambio, es polar cuando los átomos que se
enlazan atraen de modo diferente a los electrones
compartidos. Figura 5.6 Dipolo con carga parcialmente positiva en un polo y con carga
parcialmente positiva en otro.
Enlace covalente coordinado
Un tipo especial de enlace covalente es el coordinado o dativo, en el cual el par electrónico compartido es
proporcionado por uno de los átomos participantes en la unión.

9. Enlaces covalentes múltiples
Cuando dos átomos comparten un par electrónico se forma un enlace covalente simple. Pero, debido a la estructura
electrónica de algunos átomos, estos logran una configuración de gas noble al compartir dos o incluso tres pares de
electrones; tales uniones múltiples se denominan enlaces dobles (=) o triples (≡), respectivamente.
Moléculas de oxigeno ( )
A los enlaces covalentes simples también se les
conoce como enlaces sigma (σ). Estos se forman
por la superposición de dos orbitales s, un s con
un p o un p con otro p. En los enlaces múltiples se
presentan los enlaces pi (π), que se forman
cuando se superponen en posición paralela
orbitales p para compartir electrones (figura 5.7).
Figura 5.7 Enlaces sigma (σ) y pi (π).

10. Los enlaces π se ubican en el espacio situado por
encima y por debajo de la línea que representa el
plano donde se unen los átomos.
Tabla 5.5 Formación de enlaces sigma (σ) y pi (π)
Geometría molecular
Algunos estudios han demostrado que las moléculas
producto de los enlaces covalentes presentan
estructuras tridimensionales o geometría molecular
(ordenamiento tridimensional de los átomos en la
molécula). Estas son resultado de la distribución de
sus átomos en el espacio. La geometría de los
compuestos covalentes se explica mediante varias
teorías basadas en los estudios de Bohr y las leyes
de la mecánica cuántica.

11. Teoría de la repulsión de pares electrónicos de
la capa de valencia (TRPECV)
Mediante ella es posible comprender y hacer
predicciones confiables sobre la geometría de
numerosas moléculas de tres o más átomos y de
iones polivalentes.
Teoría del enlace de valencia (TEV)
Según esta teoría, el enlace se produce debido a
la superposición de orbitales atómicos externos.
Estos se mezclan para formar orbitales nuevos,
los cuales comparten electrones y presentan
orientaciones espaciales diferentes. La TEV
supone que el enlace se forma cuando dos
átomos se acercan hasta lograr una adecuada
superposición de sus orbitales externos. Durante
el proceso de formación del enlace, además de
superponerse los orbitales, estos se mezclan y
dan lugar a otros nuevos llamados orbitales
híbridos. El proceso por el cual se forman los
orbitales híbridos se denomina hibridación, y el
átomo central sufre la modificación. La principal
combinación se da entre los orbitales s y p, y en
algunos casos también orbitales d.
Tabla 5.7 Geometría molecular de acuerdo con la TRPECV; formas de moléculas en
las que la distribución de pares de electrones resulta en repulsiones mínimas.

12. Tabla 5.8 Forma de los orbitales híbridos más importantes.

13. Teoría del orbital molecular (TOM)
Esta teoría describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, resultado de la interacción de los
orbitales atómicos internos y externos de los átomos que se enlazan. Esta interacción implica la formación de orbitales
moleculares de enlace y de anti enlace. El orbital molecular de enlace es la región de la molécula que tiene menor
energía, mayor estabilidad que los orbitales atómicos que le dieron origen y densidad electrónica máxima entre los dos
núcleos (lo cual indica que los electrones de enlace están colocados ahí); por su parte, el orbital molecular de anti enlace
es lo contrario.
.
Propiedades de los compuestos covalentes
A temperatura ambiente, los compuestos covalentes
con masas molares pequeñas suelen encontrarse en
estado gaseoso; pero a medida que la masa aumenta
los encontramos en estado líquido o solido Algunos
átomos se unen entre sí de manera covalente, lo que
genera grandes estructuras en forma de redes
cristalinas similares a las de un sólido iónico. Los
átomos que forman los cristales pueden ser iguales o
diferentes; por ejemplo, el carbono en el diamante y el
grafito.
Figura 5.8 Polaridad en compuestos covalentes

14. Tabla 5.9 Propiedades de los compuestos covalentes asociadas al tipo de enlace
Enlace metálico
El enlace metálico es la interacción que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí cuando los metales se
unen, no se forman compuestos, sino una interacción que mantiene unidos sus átomos. Fue a inicios del siglo XX
cuando el físico alemán Paul Drude desarrolló la primera teoría del enlace metálico, la teoría del electrón libre o del
mar de electrones. Luego surgiría una segunda teoría más completa, la de bandas de energía.

15. Mar de electrones libres
Este modelo supone que los átomos de un sólido metálico se
encuentran empaquetados relativamente juntos en una ordenación
sistemática o estructura cristalina. La red que constituyen los cationes
formados queda sumergida en un mar de electrones móviles que se
desplazan libremente por los niveles de energía externos de todos los
átomos.
Figura 5.10 Mar de electrones
Según este modelo, ni un solo átomo está realmente unido a otro y, al
aplicarles una fuerza (figura 5.11), los iones metálicos se deslizan a
través del mar de electrones para ocupar nuevos sitios, lo cual explica
la ductilidad y maleabilidad de los metales.
Figura 5.11 Maleabilidad y ductilidad de un metal
Bandas de energía
Una banda de energía es un conjunto grande de orbitales moleculares
cuyas energías son muy similares. Se basa en la teoría del orbital
molecular (tom) al suponer que, en una red metálica, los átomos están
tan cerca unos de otros que sus orbitales atómicos se superponen entre
si y dan lugar a un vacíos se denomina banda de conducción. conjunto
de orbitales moleculares de energías similares que se describen mejor
como una banda de niveles energéticos. Este modelo también
establece que, dentro de cada banda, los electrones van llenando los
orbitales de más baja energía, tal como se llenan en cualquier átomo.
Los orbitales moleculares energéticamente semejantes y llenos
constituyen la banda de valencia. El conjunto de orbitales moleculares

16. Características que se derivan del enlace metálico
• Sus densidades son muy elevadas, casi siempre debido a la agrupación de sus átomos, lo que da lugar a estructuras
muy compactas en forma de redes tridimensionales.
• Presentan gran resistencia debido a la enorme fuerza de cohesión, producto de la deslocalización de los electrones en
la red.
• La mayoría tiene puntos de fusión y ebullición altos.
• Cuando presentan su superficie pulida, casi no absorben la luz que incide en ella, por el contrario, la reflejan.
• Metales muy activos, como el potasio, se encuentran en la naturaleza formando minerales.
• Cuando se mezclan entre sí en estado de fusión y se dejan solidificar, se forman aleaciones.
Implicaciones socioeconómicas por la corrosión de los metales
Los metales son de enorme importancia para el hombre por sus aplicaciones;
sin embargo, presentan un fenómeno químico llamado corrosión. La corrosión u oxidación es el término que se le aplica
al proceso mediante el cual los metales sin combinar interaccionan con el medio que los rodea y se transforman en
compuestos. Cuando esto sucede, sus propiedades físicas y químicas originales cambian; se dice que se deterioran.
Son varios los factores que aceleran la oxidación de los metales, entre ellos sus impurezas, el aire, la humedad, los
ácidos, el agua salada; lo que representa un serio problema mundial que ocasiona graves consecuencias económicas.
Según estadísticas, el costo anual por reemplazo de metales corroídos es de miles de millones de dólares. La oxidación
o el enmohecimiento del hierro es quizá uno de los mayores problemas económicos para la sociedad actual de todo el
mundo.

17. Fuerzas intermoleculares
Existen fuerzas de atracción débiles y de corto alcance entre moléculas, responsables de algunas propiedades de los
compuestos. Estas son las fuerzas de Van der Waals y el puente de hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals
Esta clase de fuerzas es mucho más débil que el enlace covalente hasta ahora estudiado, e incluye la atracción de los
electrones de un átomo por el núcleo de otro y la consiguiente redistribución de la carga electrónica en las moléculas.
Figura 5.12 El enlace de hidrógeno entre las moléculas de H2O
se representa con una línea punteada.
Puente de hidrógeno
Es un tipo especial de atracción dipolo-dipolo y quizás una de las más
importantes. Se produce cuando dicho elemento esta enlazado a un átomo
muy electronegativo y de volumen pequeño, como el oxígeno, el flúor o el
nitrógeno. En estos casos se forman moléculas muy polares atraídas entre
si por intensas interacciones bipolares. Los compuestos que experimentan
este tipo de fuerza presentan un cambio visible en sus puntos de fusión y
ebullición que se refleja en su estado de agregación a temperatura
ambiente.

18. Figura 5.13 En el ácido desoxirribonucleico (ADN) los enlaces de puente de hidrógeno son importantes para mantener
unidas las dos cadenas características de su doble hélice.