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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES
CURSO: OCTAVO BASICO
Fecha: Octubre de 2016
Tema: Química Inorgánica
Profesores: Sandra Inostroza y Enrique Zambra A.
Enlace iónico y covalente
Te invitamos a estudiar el enlace químico con el siguiente recurso que hemos desarrollado para
apoyar tu aprendizaje en química. Contiene ilustraciones que apoyan el contenido.
Enlace químico
La teoría del enlace químico explica el origen de los enlaces entre dos o más átomos y permite
calcular las energías involucradas en la formación de esos enlaces. Para simplificar, puedes
reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico.
Los enlaces formados entre dos elementos cualesquiera, ocurren entre electrones,
específicamente entre electrones que se encuentran en la última capa de cada elemento. Dichos
electrones reciben el nombre de electrones de valencia.
Para ilustrar un elemento con sus electrones de valencia, se utiliza una estructura llamada
estructura de Lewis, que indica precisamente sólo los electrones de la última capa del átomo.
Por ejemplo: La estructura de Lewis para el H es:
, lo que indica que tiene sólo un electrón. La
estructura de Lewis para C, el cual tiene un z=6, y, por tanto, cuatro electrones en su última capa,
es:
Ejercicio: Establece la estructura de Lewis para los elementos: Li, B, O y N.
La reactividad de un elemento depende, en términos generales, de cuántos electrones tenga para
completar su configuración electrónica, o sea para alcanzar la configuración de cualquier gas
noble, es decir con todos los orbitales completos. De acuerdo a ello, y para simplificar la cuenta de
electrones, cualquier átomo que tenga orbitales p incompletos debe cumplir con la regla del
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octeto, es decir ocho electrones en su último nivel. Para el H y He se cumple con la regla de dueto:
dos electrones en el último nivel.
El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los
electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre
sí y también entre los núcleos.
El modelo más simple es el enlace iónico. Para que un enlace sea iónico debe existir una
apreciable diferencia de electronegatividad, de modo que uno de los átomos atraiga con más
fuerza un electrón y ambos quedan cargados. De este modo, este modelo de enlace supone que
ambos iones se comportan como cargas puntuales e interaccionan de acuerdo a la ley de
Coulomb.
Este tipo de enlaces es típico de moléculas formadas por un elemento del grupo 7A (halógenos) y
un elemento del grupo 1A (alcalinos). Los halógenos son muy electronegativos porque les falta
sólo un electrón para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica de un
gas noble. Esto hace que atraigan un electrón del elemento alcalino. Los alcalinos tienen un
electrón en la última capa, y lo liberan fácilmente para cumplir con la regla del octeto. Ambos
elementos quedan cargados: el halógeno negativo y el alcalino, positivo:
Figura 1: Esquema de formación de un enlace iónico
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El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se distribuyen
espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un papel mural, pero
dispuestos de manera tridimensional.
Figura 2: Sólido cristalino ordenado producto del enlace iónico
En un compuesto iónico hay un completo balance de la carga eléctrica. Así por ejemplo, si se
dispone de iones aluminio (III) (Al+3) y óxido (O-2), la condición de electroneutralidad se puede
expresar de este modo: si en un cristal de óxido de aluminio hay iones Al3+ y iones O2-, entonces
para que exista neutralidad deberán existir dos iones Al3+ y tres iones O2- en el compuesto sólido
Al2O3.
La principal característica de un enlace covalente es que en él se comparten los electrones
desapareados de la capa de valencia, de modo que cada elemento que participa en el enlace
cumple con la regla del octeto. Este enlace es típico de moléculas diatómicas como H2. En este
caso, cada uno de los átomos posee un electrón de valencia y la interacción de ambos electrones
desapareados para formar la molécula H2 puede ser representada mediante la estructura , en la
cual se cumple la regla de dueto.
Si observamos el agua, vemos que el oxígeno tiene seis electrones de valencia, de los cuales dos
están apareados en el orbital s, mientras que el orbital p tiene electrones apareados y dos
desapareados. Estos últimos participarán en el enlace covalente que se formará con el H, que sólo
tiene un electrón de valencia.
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Figura 3: Esquema de un enlace covalente
Existen dos tipos de enlace covalentes:
1. Enlace covalente apolar, que se produce entre moléculas de similar electronegatividad como,
por ejemplo, en las moléculas de hidrocarburos, donde la electronegatividad del hidrógeno y del
carbono es similar, formando un compuesto sin polos. Las moléculas homonucleares (de igual
átomo) forman enlaces apolares, debido a que tienen igual electronegatividad.
2. Enlace covalente polar: se forma entre moléculas de diferente electronegatividad, lo que hace
que los electrones se orienten más hacia un átomo que hacia el otro; esto crea una densidad de
electrones mayor en un átomo y forma, por tanto, un polo.
3. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos comparten un par de
electrones, pero los electrones compartidos los aporta un solo átomo. Por ejemplo, la formación
de ión amonio (NH4+). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro
elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como H+, el
cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.
Figura 4: Representación de los enlaces
La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales
atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales
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tomando parte en la formación del enlace.
El enlace H-H en la molécula de H2 se forma por el traslape de los orbitales 1s de cada átomo de
hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía
potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen
entre sí, pero aumenta la atracción de los núcleos por los electrones. Esta atracción es mayor que
la repulsión, por lo que la energía potencial es negativa. El sistema es más estable cuando la
energía potencial es mínima, lo que se logra cuando existe el máximo contacto entre las dos nubes
electrónicas, y por lo tanto, ocurre cuando se ha formado la molécula de H2.
Actividad N° 1. Formación de moléculas simples utilizando la valencia del elemento y
conformando enlaces.
Grupo 1. Metano. CH4.
Grupo 2. Etano.
CH3-CH3
Grupo 3. Propano. CH3-CH2-CH3
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Grupo 4. Agua. H2O.
Grupo 5. Amoniaco. NH3 :
Actividad N°2. Utilizando el simulador PHET (Construye una molécula), generaremos diversas
moléculas teniendo en consideración los electrones de valencia y los enlaces conformados.
Actividad N° 3. Conformando moléculas en el PHET (molecule shapes) podrás darte cuenta de los
ángulos que conforman el enlace químico en relación con los enlaces vecinos.
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Actividad N° 4. Polaridad que muestran las moléculas debido a la diferencia de
electronegatividad entre los átomos que se enlazan.
Observe la molécula de agua y considere la diferencia de electronegatividades y califique a la
molécula como iónica o covalente polar o covalente propiamente tal.
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Actividad Nº5. conductividad eléctrica de las sustancias iónicas y covalentes.
Apoyándonos en su aspecto y estado físico, en su solubilidad y en la conductividad de corriente
eléctrica, podríamos caracterizar a las sustancias iónicas y covalentes. Lo haremos fijándonos en su
conductividad eléctrica.
SUSTANCIAS A UTILIZAR
Solución NaCl saturada,