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LA TABLA PERIODICA Y LOS
ENLACES QUIMICOS
Las manifestaciones que muestran que los estudiantes dominan el tema, son:

Hace clara referencia a la distribución electrónica y posición del elemento
en la tabla, cuando habla de electrones de valencia.

Describe el enlace iónico, como el resultado de la atracción entre iones.

Predice los iones que se forman, cuando los elementos de los grupos IA y
IIA se unen a los elementos de los grupos VIA y VIIA.

Sabe establecer la diferencia entre el número de iones formados por los
elementos representativos y los iones formados por los elementos de
transición.

Dada la fórmula de un compuesto binario, clasificarla como covalente pura
o covalente polar.

Establece un paralelo claro y diferencial entre los enlaces iónico y covalente.

Predice la fórmula de compuestos sencillos que tengan enlaces simples y
múltiples.

Predice los valores de electronegatividad relativa de dos elementos,
observando su situación en la tabla.

Al presentarle varias moléculas, predice su polaridad, sobre la base de la
polaridad de los enlaces y la forma de la molécula.

Describe los tipos de fuerzas intermoleculares (enlace de Hidrógeno, fuerzas
de van der waals

Explica las propiedades físicas asociadas a los enlaces metálicos.
1
INTRODUCCIÓN
Cuando hablamos de unión química o enlace químico no estamos hablando de
mezclas. En las mezclas cada uno de los componentes conservan sus propiedades
y podríamos decir que las sustancias que conforman una mezcla están juntas pero
no revueltas. Ejemplo de una mezcla es la Cocacola o la naranjada postobón.
Se trata de mezclas perfectas, llamadas soluciones; una Cocacola o una Naranjada
te saben igual desde el principio hasta el fin, debido a que es una mezcla perfecta;
es diferente de otra mezcla llamada jugo Hit o Tutti fruti, en este caso la mezcla es
burda y antes de tomarse debe agitarse la botella con el jugo, para homogenizarlo.
Bien, en las mezclas, cualquiera sea, cada componente mantiene sus propiedades
(el azúcar sigue siendo azúcar, el agua se mantiene como tal, el colorante conserva
sus propiedades...etc.) . Las mezclas pueden separarse por medios mecánicos o
físicos, la gaseosa la podemos separar en sus componentes, mediante una filtración
con carbón activo y luego una destilación, posteriormente un procedimiento de
cristalización...etc.
Pero si se trata de un enlace químico o unión química, las cosas no son tan
sencillas, porque cada elemento que interviene en el enlace, pone en común los
electrones de valencia o sea los de su último nivel, para conformar un orbital
molecular que cobija a todos los elementos que intervienen en el enlace o que
conforman la molécula y este acto de entregar
los electrones de valencia le
significan al átomo la pérdida de su identidad. Hablemos con un ejemplo: H₂O es
un compuesto químico, que resulta de la reacción química del H₂ con el O₂ .
Inicialmente el elemento Hidrógeno y el elemento Oxígeno tienen una identidad
bien definida y propia, pero cuando se comprometen en enlace para formar agua,
ellos tienen que morir como elementos, dejar de ser ellos para engendrar agua, que
2
no es Hidrógeno + oxígeno; sino agua. Una molécula diferente a los elementos
originales y con su propia identidad.
Miremos un caso de la vida diaria, que usted conoce muy bien y que le puede
afirmar la diferencia entre mezcla y unión química o una unión Bioquímica como
la del ejemplo que le expondré:
Para que usted naciera fue necesario que su Padre aportara un espermatozoide y
su Madre un óvulo. El espermatozoide es un paquete informativo que se acopla
bien con la información del óvulo y para que estas informaciones o genes puedan
continuar su tarea de desarrollo es necesario que el espermatozoide y el óvulo
originales mueran y den paso a la formación de un Zigoto, que es realmente un
ambiente Window donde se puede desarrollar
de manera óptima todo el
programa para que usted finalmente pudiera nacer a la vida. Ahora, usted no es un
espermatozoide, ni un óvulo, tampoco usted es su papá o su mamá .Usted es
Usted, un nuevo ser con una nueva identidad.
Algo parecido le pasó al Hidrógeno cuando se unió con el oxígeno para formar
agua y algo parecido le pasa a todos los compuestos químicos.
En Conclusión. El Agua, no es hidrógeno y oxígeno. En la molécula de agua ya
no existe el hidrógeno como tal, ni tampoco existe el oxígeno. Solo podemos
decir que el agua se originó de la unión química del hidrógeno con el oxígeno.
Con esta Introducción podemos acometer el estudio del capítulo, que nos
enseñará cómo se unen los átomos para formar moléculas o compuestos.
Observemos con detenimiento la distribución electrónica de los elementos del
grupo VIII, llamado también grupo “0“, este grupo es el de los gases nobles o
inertes. Todos, exceptuando el Helio, tienen 8 electrones en el último nivel de
3
energía. Con estos elementos no se ha podido obtener compuestos; mejor dicho no
reaccionan, son prácticamente inertes; este hecho ha llevado a los químicos a
determinar que todo elemento que complete 8 electrones en el Ultimo nivel se
vuelve completamente estable.
Es mas, podemos afirmar que;
 Todo átomo busca la estabilidad.
 La estabilidad la encuentran los átomos, combinándose químicamente, hasta
completar ocho (8) electrones en el último nivel de energía, adquiriendo así la
configuración de un gas noble.

Los átomos completan los ocho electrones de tres maneras: ENTREGANDO
ELECTRONES.
RECIBIENDO ELECTRONES Y COMPARTIENDO
ELECTRONES DEL ULTIMO NIVEL.
 Los electrones que se entregan, reciben o comparten, se llaman electrones de
valencia y son los del último nivel de energía
. ¿Qué es un enlace químico?
Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define
como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que
funcionen como unidad. Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de
diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para
ilustrar los diversos tipos de enlace.
Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un
compuesto:
 Iónico o electrovalente,
 Covalente polar y no polar
4
 Covalente coordinado
También podemos hablar de otras fuerzas de enlace, muy importantes, ellas
son:
 El enlace metálico.
 Las Fuerzas de Van der Waals.
Regla del octeto y estructura de Lewis
A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter
Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de
lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de
los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del
Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten
electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho
electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el
sistema periódico”.
En la mayoría de los casos en que se comparten una o mas parejas de electrones
con formación de un enlace, tanto en un átomo como en el otro se cumple la
regla del octeto, sin embargo hay excepciones:


Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.
Moléculas tipo BeCl2 o BF3con marcado carácter covalente en las
cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.
5

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central puede tener 5
enlaces como el fósforo o 6 enlaces como el azufre (10 o 12 electrones
en la capa externa). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no
esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales
“d” y puede haber más de cuatro enlaces.
LOS ELEMENTOS DE LOS GRUPOS IA, IIA, IIIA son metales y por tal motivo
su tendencia es a estregar electrones; ellos completan el octeto, entregando los
electrones que tienen en el último nivel. Pierden pues el último nivel y quedan con
el nivel anterior que contiene los 8 electrones.
Podemos resumir así:
Los elementos de los tres primeros grupos representativos pierden los electrones
de su último nivel, cuando reaccionan químicamente, para quedar parecidos al gas
noble anterior, en esta forma consiguen su estabilidad.
n
I
II
1
2 Li Be
3 Na Mg
4 K Ca
5 Rb Sr
6 Cs Ba
7 Fr Ra
VIII
III
B
Al
Ga
IV
V
VI
VII
He
Ne
In
Tl
Miremos un ejemplo: El sodio. Tiene Z =11, por tal motivo tiene 11 electrones,
distribuidos en la siguiente forma: 2 electrones en el primer nivel, 8 electrones en el
segundo nivel y un solo electrón en el tercero y último nivel de energía. Como se
6
trata de un metal del grupo IA, completa su octeto perdiendo el único electrón que
tiene en su tercero y último nivel, en consecuencia queda con los 8 electrones del
segundo nivel y su configuración es semejante a la del NEON, gas noble anterior,
el cual posee 10 electrones (dos en el primer nivel y 8 electrones en el segundo
nivel).
Desde luego el sodio no se convierte en NEON; queda parecido en la
configuración electrónica, pero en realidad cuando el sodio pierde un electrón
queda convertido en el ión sodio
positivo (Na+, catión) de configuración
electrónica semejante a la del Neón.
SI EL SODIO PIERDE SU ÚLTIMO ELECTRÓN
SU CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA QUEDA SEMEJANTE, NO IGUAL, A LA DEL NEON.
SI ES DETALLISTA, SE DARÁ CUENTA QUE EL HELIO ES UN GAS NOBLE Y NO
TIENE 8 ELECTRONES EN SU ÚLTIMO NIVEL; SOLO TIENE DOS ELECTRONES, YA
QUE AL PRIMER NIVEL SOLO LE CABEN DOS ELECTRONES; BIEN, CUANDO EL
BERILIO
QUE ES UN METAL, PIERDE EN UNA REACCIÓN QUÍMICA SUS DOS
ÚLTIMOS ELECTRONES, ADQUIERE LA CONFIGURACIÓN DEL GAS NOBLE
ANTERIOR O SEA DEL HELIO.
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ASÍ PODRÍAMOS SEGUIR MULTIPLICANDO LOS EJEMPLOS; DE MANERA RÁPIDA
DEMOS UN VISTAZO A OTROS:
EL ALUMINIO SI PIERDE, EN UNA REACCIÓN, SUS TRES ÚLTIMOS ELECTRONES, QUEDA
PARECIDO EN SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA AL NEON
elementos
z
k
l
NEON (Ne)
10
1S2
2S2 2P6
ALUMINIO (13)
13
1S2
2S2 2P6
m
n
3S2 3P1
.
SI EL POTASIO PIERDE SU ÚNICO ELECTRÓN EN EL ÚLTIMO NIVEL QUEDA
CON CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA SEMEJANTE A LA DEL ARGÓN.
Los elementos del grupo IVA completan el octeto compartiendo sus electrones,
Tienen 4 electrones en su último nivel y les faltan 4, lo lógico es que compartan sus
4 electrones y así completen los 8 electrones en el último nivel y queden con
configuración electrónica semejante al gas noble del final del período.
8
Los elementos de los grupos VA, VIA, VIIA completan su octeto, recibiendo en las
reacciones químicas 3, 2, y 1 electrón respectivamente; de esta forma adquieren
la configuración electrónica del gas noble, correspondiente a su período.
n
K
1
I
VIII
II
III
IV
V
VI
VII
He
L
2
C
N
O
F
Ne
M
3
Si
P
S
Cl
A
N
4
Ge As
Se
Br
Kr
O
5
Sn Sb
Te
I
Xe
P
6
Pb Bi
Po
At
Rn
Q
7
MIREMOS EL EJEMPLO CON EL: P, S, Cl.
9
RECUERDE : Los elementos de los grupos VA, VIA, VIIA, son no metales y por
eso su propiedad más importante es la tendencia a recibir electrones en las
reacciones químicas. ELLOS SE ESTABILIZAN RECIBIENDO ELECTRONES
PARA COMPLETAR SU OCTETO.
SIMBOLO ELECTRONICO o estructura de Lewis
Llamamos símbolo electrónico al símbolo del elemento rodeado de tantos puntos
cuantos electrones tiene en el último nivel. También se llama estructura de Lewis, y
permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químico.
Los elementos del primer grupo representativo
último nivel, por eso su símbolo electrónico es:
H*
Be**
Li*
Mg**
Na*
Ca**
K*
tienen un solo electrón en el
Rb*
Sr**
Cs*
Ba**
Fr *
Ra**
10
(Los puntos deben ponerse por parejas, ya que representan el par de electrones del
orbital)
Los símbolos electrónicos de los elementos del grupo IIIA son:
*B**
*Al**
* Ga**
*In**
* T **
Los elementos del grupo IIA muestran su símbolo electrónico así:
Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro.
ELEMENTO
ELECTRONES DE
ESTRUCTURA DE LEWIS
VALENCIA
CARBONO
1
Na*
SILICIO
GERMANIO
ESTAÑO
PLOMO
NITROGENO
FOSFORO
ARSENICO
CLORO
BROMO
COMO COMPLETAN LOS ELEMENTOS SU OCTETO
Los elementos se unen químicamente entre sí, esto quiere decir que comprometen
los electrones del último nivel, para que se produzca la unión. Las uniones
químicas se dan por parejas: metal con no metal ó no metal con no metal. No hay
uniones químicas entre dos metales, ya que estos forman entre sí aleaciones. Un no
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metal puede unirse a la vez con dos metales, generalmente iguales; un metal puede
unirse con dos no metales, generalmente iguales.
Resumiendo, las uniones pueden ser múltiples, a veces un elemento puede unirse
hasta con otros cuatro, iguales o diferentes
Los metales se unen químicamente con los no metales, entregando los electrones
del último nivel al no metal. MIREMOS UN EJEMPLO.
••
Na : Cl:
••
PAREJA DE ENLACE, esta pareja la aprovecha más el cloro, por ser no metal.
Prácticamente el sodio se deshace del único electrón que tiene en el último nivel .
Se forma así el NaCl (Cloruro de sodio), que debe escribirse mejor así:
+
••
Na : Cl:ˉ
••
El sodio se vuelve positivo ya que entregó un electrón, en cambio, el cloro se
vuelve negativo ya que lo recibió;
se forma pues un par iónico y el enlace
formado entre los dos elementos se llama: ionico o electrovalente.
Cuando decimos que el Sodio o cualquier metal se deshizo de uno o más
electrones, en realidad no los entrega, sino que los aprovecha menos, debido a que
el núcleo del elemento no metálico atrae con mayor fuerza los electrones
comprometidos en el enlace y por eso decimos que la nube electrónica es más
densa alrededor del núcleo del elemento no metálico.
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Ana Alejandra Puertas (Panamá)
Formación continuada del profesorado
De Ciencias. Una experiencia en centro
America y el Caribe.
Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que
denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un
número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las
negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.
En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma
(A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan
los iones como esferas empacadas. Los iones esféricos están empacados de manera
que las atracciones iónicas se maximicen. ( Ana Alejandra Puertas -Panamá)
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LLAMAREMOS ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE AL FORMADO
ENTRE UN METAL Y UN NO METAL. (EL METAL ES DADOR DE
ELECTRONES Y EL NO METAL ES ACEPTOR DE ELECTRONES.
EJEMPLOS DE ENLACE IONICO:
+
Mg:
••
2 • Cl :
••
El Magnesio debe entregar los dos electrones. El cloro solo puede recibir un
electrón Se requieren, entonces, dos cloros para recibir ambos electrones.
Mg:
MgCl2
y mejor
••
• Cl :
••
••
• Cl :
••
expresada, aún,
Mg++Cl2
-
En el enlace es iónico; el magnesio se vuelve catión ( ++ ) y el Cloro se
vuelve anión ( - ) .
14
‥
Ca : : S :
Mire bien este caso! El calcio ofrece dos
electrones y los puede recibir el
azufre. Comprometen dos parejas de electrones en el enlace, pero en realidad la
pareja del calcio es aprovechada por el azufre, de esta manera la fórmula quedaría
Ca S
Ca++ S2
y mejor
-
Otro ejemplo interesante
..
K* •O :
•
*
K
Detalle este ejemplo:
El oxígeno necesita dos electrones para completar su octeto, pero el potasio solo
puede aportar uno, entonces deben venir dos potasios; en esta forma el oxígeno
completa 8 y se vuelve anión y cada potasio entrega un electrón, convirtiéndose en
catión.
La fórmula molecular es:
K2 O
mejor,
K2+ O 2
-
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.
Bibliografìa: Modelo de Atomo Ferman.
Puntos de fusión y ebullición elevados, ya que para fundirlos es necesario
romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones
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electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos
son sólidos a temperatura ambiente.
Gran dureza, por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario
romper su estructura cristalina.
Solubilidad en disolventes polares: Puesto que, los solventes polares, al
presentar cargas son capaces de introducirse en la estructura cristalina y
estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Por la misma razón, presentan
insolubilidad en disolventes apolares.
Conductividad en estado disuelto o fundido, los iones presentan movilidad y
son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado
sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la
electricidad.
Fragilidad, pues al
golpear
ligeramente
el cristal
produciendo
el
desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se
convierten en repulsivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.
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Bibliografìa: Modelo de Atomo Ferman.
E J E R C I C I O S
REALICE LOS ENLACES ENTRE LOS SIGUIENTES ELEMENTOS:
ELEMENTOS
SIMBOLO
FORMULA
ELECTRONICO ELECTRONICA
Li
y
Br
Rb y
F
Sr
y
O
Sr
y
Cl
FORMULA
IONES QUE
FÓRMULA
ESTRUCTURAL
FORMA
MOLECULAR
Al y O
Ca y O
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LAS FORMULAS ELECTRONICAS , son las más importantes, porque nos dicen la
manera como se comprometen los electrones de enlace.
USTED PUEDE HACER LA FORMULA ESTRUCTURAL,
REEMPLAZANDO
CADA PAREJA DE ELECTRONES DE ENLACE POR UN GUIÓN, ASÍ :
FORMULA
ELECTRONICA
FORMULA
ESTRUCTURAL
OBSERVACIONES
Realmente queda así:
Na
:
Cl
Na
——–
Cl
Na+
:
Cl-
Ca
::
S
Ca
═
S
Ca++
═
S=
Mg
:
Cl
Mg ▬ Cl

Cl
|
Cl
Cl- ▬ Mg++
|Cl
-
LOS NO METALES SE UNEN ENTRE SÍ, COMPARTIENDO LOS ELECTRONES DEL
ÚLTIMO NIVEL EN ESTE CASO ESTAMOS HABLANDODE:
ENLACE COVALENTE.
El enlace covalente se forma entre dos elementos no metálicos o entre un
elemento no metálico y el hidrógeno. En el enlace químico covalente, los
electrones de enlace son compartidos por ambos átomos de modo que es
imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.
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En el enlace covalente un átomo puede completar su capa externa
compartiendo electrones con otro átomo, el enlace puede ser sencillo, doble o
triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. Cada enlace se
representa con una raya entre los dos átomos.
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Los elementos no metálicos redistribuyen sus electrones del ultimo nivel, hasta
completar 8; sin embargo, las parejas de electrones compartidas no siempre se
aprovechan por igual. El grado de aprovechamiento de la pareja o parejas
compartidas depende de tres factores:
potencial de ionización: se refiere a
la fuerza de retención que un átomo tiene sobre un electrón.
La facilidad con la cual un átomo tiende a perder algunos de sus electrones.
Obviamente los no metales retienen más los electrones que los metales; pero entre
los no metales hay diferencia de grado. Técnicamente podemos definirla como la
cantidad de energía que debemos aplicar a un átomo para arrancarle un electrón.
EL SEGUNDO FACTOR ES LA AFINIDAD ELECTRÓNICA
Se refiere a la cantidad de fuerza que tengo que aplicar, para obligar al átomo a
que me reciba un electrón.
obviamente debo aplicar menos fuerza a los
no
metales, que a los metales. técnicamente podemos definirlo como la cantidad de
energía que libera un átomo, cuando recibe un electrón.
EL TERCER FACTOR Y PARA NOSOTROS EL MÁS IMPORTANTE, ES LA
ELECTRONEGATIVIDAD. Podemos definirla como el grado de retención que
un átomo tiene por los electrones de su último nivel.
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Linus Pauling calculó los valores de las electronegatividades relativas de algunos
elementos. en su tabla, el francio tiene un valor de = 0,6 y el flúor vale = 4,0; son
los valores extremos; los demás elementos oscilan entre estos dos valores.
Vamos a unir químicamente algunos elementos no metálicos:
Cuando dos átomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera
simultánea por ambos núcleos; Así se forma el enlace
Cl :Cl Comparten un par de electrones formando enlace COVALENTE PURO O
NO POLAR.
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El enlace es covalente, porque comparten y no polar, debido a que la pareja
compartida la aprovechan por igual los dos cloros, pues se trata del mismo
elemento y la electronegatividad es igual. La fórmula sería Cl2 y la estructural
• Cl
+
• Cl

Cl : Cl
Cl2
Cl
+
Cl

Cl ▬ Cl
Cl2
 +



Cl2
Cuando dos elementos comparten y la electronegatividad es igual
o muy
cercana, el enlace es covalente puro o no polar.
Cuando dos elementos comparten y sus electronegatividades son bien
diferentes, el enlace será covalente polar. Su considera covalente polar, hasta
una diferencia de aproximadamente 1,7 en lectronegatividades; por encima de
este valor, el enlace se considera iónico. La palabra polar quiere decir que forma
polos ( + y - ) , en consecuencia la molécula conduce la electricidad . El grado de
conducción depende de la diferencia entre las electronegatividades.
•H
+
• Cl

H : Cl
HCl
H
+
Cl

H ▬ Cl
HCl

+
n

n
HCl
22
H : Cl
“El Hidrógeno se une químicamente al Cloro mediante enlace covalente
polar” La molécula se representa así: HCL y su fórmula estructural es H - Cl.
Si usted mira la tabla de electronegatividades se podrá dar cuenta que el H = 2,1 y
el Cl = 3,0 ; necesariamente la pareja de electrones compartida la aprovecha mejor
el cloro que el Hidrógeno , ya que este tiene un grado de atracción mayor por los
electrones.
- + O :: C :: O
Analicemos este ejemplo:
El carbono tiene cuatro electrones y cada oxígeno también queda con ocho ya que
los dos les faltan en el último nivel son aportados por el carbono al compartir.
La fórmula es CO2 y el enlace entre el carbono y el oxígeno es covalente polar,
sin embargo la molécula no conduce la electricidad, pues el carbono que es
positivo está en el centro y los polos negativos son simétricos.
: N :: O
••
O
Enlace Covalente
••
: N :: O
En la molécula N2O3 los enlaces entre el nitrógeno y el oxígeno son covalentes,
ligeramente polares, ya que la electronegatividad del oxígeno es =3,5 y la del
nitrógeno 3,0
(claro que la molécula parece ser simétrica, en cuyo caso no
conduciría la electricidad).
ENSAYE HACER UNOS EJERCICIOS
SIMBOLO
FORMULA
FORMULA
TIPOSDE
FORMULA
23
ELEMENTOS
ELECTRÓNICO
ELECTRÓNICA
ESTRUCTURAL
ENLACE
MOLECULAR
H y H
Br y
Br
H
y
Br
H
y
N
H
y
P
Cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja
procede solamente de uno de los átomos combinados se llama enlace
covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de
electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando
queremos representar la formula estructural se pone una flecha que va del
donante al aceptor.
ANALICEMOS UN EJEMPLO FÁCIL:
El cloro tiene 7 electrones en el último nivel, necesita un
electrón para completar
su octeto. El oxígeno, sin
embargo, necesita dos electrones para completar su octeto,
entonces, el oxígeno que está en medio de los dos cloros
comparte un electrón con cada uno de los cloros, así el
••

: Cl : O



•
O

•




: Cl : O
••





24
oxígeno consigue los dos electrones que le faltan y cada cloro el suyo. Los oxígenos
que están en los extremos no pueden compartir sus electrones, toda vez que los
cloros tienen su octeto, pero se pueden arrimar al cloro y aprovechar la pareja,
aparentemente libre, sin llevársela. LOS DOS OXIGENOS DE LOS EXTREMOS
(aparecen en rojo oscuro), FORMAN ENLACE COVALENTE COORDINADO
CON LOS CLOROS.
Así como está presentada la molécula, es simétrica, debido a que si la divide por la
mitad, quedan las mismas partes a ambos lados, por ese motivo no conduce la
electricidad; pero indudablemente la pareja compartida entre el oxígeno y el cloro
se polariza hacia el oxígeno ya que este tiene electronegatividad mayor.
Tendríamos que averiguar la geometría de la molécula para saber si conduce o no
la electricidad.
Otros ejemplos de enlaces covalentes coordinados.
Acido Sulfùrico
Acido fosfòrico
O  N— O— H

O

25

Observe que la flecha indica el enlace coordinado. La flecha se dirige hacia
el átomo que aprovecha la pareja de electrones.
E J E R C I C I O S
FORMULAS
FORMULA
ELECTRÓNICA
FORMULA
ESTRUCTURAL
TIPO DE ENLACE
ENTRE ÁTOMOS
NOMBRE DE LOS
COMPUESTOS
OBSERVACION
Cl 2 O 5
HNO3
H2CO3
H3PO3
La carga formal
La carga formal es la diferencia entre el número de electrones que tiene un
átomo en estado atómico y los que puede considerarse que posee si los enlaces
se distribuyen por igual entre los átomos que se unen. La carga formal de un
átomo se calcula:
26
Carga formal = [Electrones de valencia del átomo libre ‒ electrones solitarios –
1/2 de los electrones comprometidos en enlaces.
La carga formal de una molécula es la suma algebraica de las cargas formales
de sus átomos. En una molécula la suma de las cargas formales es cero y en el
caso de los iones la suma algebraica de las cargas ,es igual a la carga del ion.
PUENTES DE HIDROGENO O ENLACES DE
HIDROGENO
Presenta un interés especial la interacción entre estas moléculas que contiene un
átomo de hidrógeno y un átomo fuertemente electronegativo, como, por
ejemplo, flúor, oxígeno o nitrógeno. Debido a su pequeño tamaño y a su gran
campo electrostático, el átomo de hidrógeno puede unirse a un átomo
electronegativo y formar un tipo especial de enlace denominado enlace de
hidrógeno o puente de hidrógeno.
Este tipo de enlace existe en el hielo y en el agua líquida, y explica muchas de las
propiedades anómalas del agua. Los enlaces de hidrógeno también existen
entre algunas moléculas de alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos, ésteres y
polipéptidos.
Hay un tipo de enlace de hidrógeno, como el del ácido fórmico y el del ácido
acético, que son suficientemente fuertes para formar dímeros.
Un caso, todavía más especial es el del fluoruro de hidrógeno en el estado de
vapor se encuentra en forma de polímero que puede llegar a tener más de seis
moléculas de HF.
27
ESTRUCTURA DEL AGUA
Las propiedades del agua radican en la simplicidad de su estructura molecular.
Los puentes de hidrógeno existen en el hielo y en el agua líquida, y explica
muchas de las propiedades anómalas del agua: su constante dieléctrica elevada,
su presión de vapor anormalmente baja, su elevado punto de ebullición y que el
agua sea líquida en un intervalo de temperatura muy amplio.
La molécula de agua tiene forma de un tetraedro, dos de sus vertices, son
ocupados por los hidrógenos, los otros dos, estan ocupados por los dos pares de
electrones del oxígeno que no participan en el enlace.
La carga neta de la molécula de agua es cero, sin embargo, presenta una cierta
polaridad debido a la diferencia de electronegatividades entre el oxígeno (3,5) y
el hidrógeno (2,1). Además, esta polaridad del enlace entre el oxígeno y el
hidrógeno permite que se formen enlaces por puentes de hidrógeno entre las
moléculas de agua. El hidrógeno al tener densidad de carga positiva es atraído
por el oxígeno de otra molécula de agua que presenta densidad de carga
negativa. Este enlace tiene una fuerza de unión que es de un 5% de la
presentada por un enlace covalente.
28
El agua cuando está en estado sólido es debido a que se han establecido los
cuatro enlaces por puente de hidrógeno en todas las moléculas de agua,
adquiriendo una disposición libre y tridimensional de tetraedros regulares, con
el oxígeno en el centro de cada tetraedro y los átomos de hidrógeno en los
cuatro vértices. Los hidrógenos no están exactamente en el punto medio de la
distancia que separa los oxígenos, como se observa en la figura.
Cuando el hielo se funde se rompen, aproximadamente, una sexta parte de los
enlaces de hidrógeno, quedan una media de 3,4 uniones por puente de
hidrógeno. De esta manera el agua en estado líquido forma una extensa red
mantenida por enlaces por puente de hidrógeno. Es decir se puede concebir
como una red compuesta por el agrupamiento oscilante de moléculas de agua
unidas por puentes de hidrógeno que continuamente se están reorganizando.
En forma de vapor de agua se destruyen casi todos los puentes de hidrógeno.
Esta fuerza es ejercida entre el átomo de hidrógeno en una molécula y el F, N, O
de otra molécula; en cierta forma se crea un tejido de atracciones entre todas las
moléculas de la misma clase ( HF, NH3, H2O) debido a las atracciones de todos los
hidrógenos de las moléculas con los F, N, O de las moléculas vecinas . ESTOS
ENLACES DE HIDROGENO SON MÁS FUERTES QUE LAS FUERZAS
DIPOLARES ORDINARIAS.
Los enlaces de hidrógeno son más débiles que los enlaces covalentes, pero son sin
duda el tipo más potente de fuerza intermolecular. Muchas moléculas importantes
en biología (proteínas y ácidos nucleicos) contienen enlaces O - H y N - H , por
eso los puentes de hidrógeno son muy frecuentes en estas substancias y a menudo
ejercen gran influencia en sus propiedades .
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Cuál es la razón para que se presenten los puentes de hidrógeno?
Primero pensemos que estos enlaces solo se dan entre moléculas polares, de los
contrario no podríamos hablar de atracciones.
La diferencia de electronegatividades entre el H y F; H y N; H y O, es lo
bastante grande para convertir al hidrógeno en un polo positivo; si aceptamos
esto, entonces es lógico que los átomos de Hidrógeno atraigan a los átomos de F,
N, O, de las moléculas adyacente. Si además, tenemos en cuenta el pequeño
tamaño del hidrógeno, podemos deducir que el oxígeno, flúor y nitrógeno pueden
acercarse a muy poca distancia del núcleo del hidrógeno, lo que generaría una
fuerza de atracción mayor.
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FUERZAS DE VAN DER WAALS O DE DISPERSIÓN (LONDON).
Incluyen todas las fuerzas intermoleculares, incluso las fuerzas que mantienen
unidas las moleculas de los líquidos y sólidos no polares, tales como el bromo y el
yodo ( el bromo líquido muy inestable a temperatura ambiente y el yodo un sólido
que se sublima a temperatura ambiente ) La volatilidad de las sustancias no
polares y polares disminuye al aumentar el peso molecular o sea que al aumentar
el peso molecular las sustancias se vuelven más estables ; este hecho confirma la
existencia de las fuerzas de van der waals común a todas las sustancias
moleculares.
Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro
lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se
produzcan uniones intermoleculares. Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan
específicamente fuerzas de London. En la mayoría de los casos se trata de fuerzas muy
débiles. Estas fuerzas son de naturaleza eléctrica . ( Ana Alejandra Puertas - Panamá)
Las fuerzas de dispersión son las más frecuentes y en la mayor parte de los casos,
más importantes, ya que son las únicas fuerzas de atracción entre moléculas no
polares, incluso en sustancias tan polares como el HCl, se estima que las fuerzas de
dispersión contribuyen en un 85%
a la fuerza intermolecular total. Tan solo
cuando está involucrado un enlace de hidrógeno, las fuerzas de dispersión
desempeñan un papel mínimo. En el agua, casi el 80% de la atracción
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intermolecular, puede atribuirse a enlaces de hidrógeno y tan solo el 20% a fuerzas
de dispersión.
ENLACE METALICO.
Los metales se caracterizan por la falta de cohesión de los electrones de valencia
que ocupan solo algunos de los orbitales de los niveles externos.
Las propiedades físicas y químicas de los metales sugieren una estructura en la que
los electrones son relativamente móviles, si aceptamos esto así, es fácil explicar
porqué
los metales son buenos conductores y por qué ceden fácilmente
un
electrón para formar cationes.
El enlace metálico se lo conoce como el modelo del MAR DE ELECTRONES. En
este enfoque, la red metálica se concibe como una formación ordenada de iones
positivos, en un mar móvil de electrones.
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Para entender mejor podríamos hacer esta comparación: Supongamos que todos
los átomos de un trozo de metal estuvieran representados un una porción de arroz
con pasas. Las pasas estarían representando a los átomos del metal, sin los
electrones del último nivel , y el arroz sería los electrones del último nivel de cada
uno de los átomos del metal. Si distribuímos ordenadamente las pasas en una
bandeja de manera que ocupe toda sus superficie y que las pasas se encuentren a la
misma distancia unas de otras, podemos repartir el arroz entre todos los espacios
dejados por las pasas. Nos queda un modelo interesante donde el arroz representa
a los electrones que se mueven libremente entre los átomos (pasas) formando un
mar de electrones, donde se sumerjen los átomos de manera ordenada y
equilibrada.
Esta imagen sencilla del enlace metálico nos da una explicación lógica de la alta
conductividad eléctrica de los metales y su facilidad para entregar electrones
cuando reaccionan con los no metales. Este modelo también nos explica el por qué
de la alta conductividad térmica, si suponemos que hay transferencia de calor por
el metal, debido a las colisiones entre los electrones, lo cual debe ocurrir
frecuentemente. Como los electrones gozan de cierta libertad podrían absorber y
emitir energía de diferentes longitudes de onda lo que explicaría el brillo y el
reflejo de la luz por parte de las superficies pulimentadas de los metales.
EJERCICIOS DE REPASO .
( Responda en su libreta de química.)
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1.) Cuál será el motivo por el cual se considera que un elemento queda estable
cuando completa 8 electrones en su último nivel ?
2.) Se dice que los gases nobles o inertes no reaccionan. Será esto verdad? Busque
compuestos obtenidos con los gases nobles (busque en la Biblioteca el tema gases
nobles y encuentre los compuestos obtenidos con estos elementos)
3.) Mire en la tabla periódica los elementos del segundo período (Li, Be, B, C, N, O,
F, Ne); ahora, observe bien los elementos correspondientes al tercer período (Na,
Mg, Al, Si, P, S, Cl, A). Diga qué elementos del segundo período ganan electrones
en las reacciones químicas para parecerse al NEON _________________. Qué
elementos del tercer período pierden su último nivel para parecerse al NEON ?
________________________.
4.) Con sus propias palabras, establezca la diferencia entre mezcla y combinación
química.
5.) Qué clase de enlace se forma en la Unión química del cobre con el mercurio?
6.) Qué es un par iónico, de un ejemplo.
7.) Establezca la diferencia entre átomo y ión y de dos ejemplos.
8.) Qué significa ÁNODO y CÁTODO.
9.) Por qué a los iones positivos se los llama CATIONES y a los iones negativos
ANIONES?
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10) Defina el enlace iónico o electrovalente. Qué elementos forman enlaces
iónicos?
11) Qué compuestos con enlace iónico conducen la electricidad?
12) Qué compuestos con enlace iónico son polares?
13) Qué es el enlace covalente? Qué elementos forman enlaces covalente?
14) Qué diferencia existe entre el enlace covalente y el enlace covalente
coordinado?
15) De tres ejemplos, que no aparezcan en el módulo, de compuestos con enlace
iónico ; tres ejemplos de compuestos con enlace covalente puro ; tres ejemplos de
compuestos con enlace covalente polar; tres ejemplos de enlaces covalentes
coordinados.
16) Diga qué clase de enlace se encuentra en cada una de las siguientes moléculas:
N2, HBr, H2SO4, Cl2O7, K Cl.
17) Dicen que la unión del Na con el Cl forma un par iónico. Por qué ?
18) Haga la fórmula electrónica y la fórmula estructural de los compuestos de la
pregunta 16.
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19) Diga si las siguientes moléculas son polares o no y por qué: CS2, H2,
20) Haga la representación de los puentes o enlaces de hidrógeno entre 5 moléculas
del ácido acético ___________.
21) Cuál es el papel de las fuerzas de van der waals ?
22) Cuál es más fuerte y por qué?. Los enlaces de hidrógeno formados entre el H y
el F o el formado entre el H y el N.
23) A qué llaman fuerzas de dispersión o lóndon.
24) Se podrá hablar de puentes de hidrógeno en moléculas no polares?
25) Explique con sus propias palabras lo que entiende por enlace metálico.
De un ejemplo utilizando cualquier átomo metálico.
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