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1 Capítulo 9 Enlace químico I: conceptos básicos Éste es el primero de dos capítulos sobre enlaces. Al terminar este capítulo, el estudiante podrá: 1. Identificar los electrones de valencia para todos los elementos representativos. 2. Justificar por qué los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos normalmente forman cationes y oxígeno, y los halógenos normalmente forman aniones usando los símbolos del punto de Lewis en la discusión. 3. Usar los símbolos del punto de Lewis para mostrar la formación de compuestos iónicos y moleculares. 4. Definir la energía reticular, la ley de Coulomb y el ciclo Born-Haber. 5. Demostrar cómo el ciclo Born-Haber es una aplicación de la ley de Hess y usar el ciclo Born-Haber para determinar la energía reticular para un sólido iónico. 6. Identificar componentes covalentes, tipo de enlaces covalentes presentes, y número de pares libres de electrones usando la estructura de Lewis. 7. Relacionar tipos de enlaces para longitud de enlace y fuerza de enlace. 8. Comparar y contrastar las varias propiedades esperadas para los compuestos iónico contra los compuestos covalentes. 9. Identificar enlaces iónico, polar covalente, y (no polar) covalente usando los conceptos de electronegatividad. 10. Predecir los cambios relativos en la electronegatividad respecto a la posición en la tabla periódica. 11. Usar el concepto de electronegatividad para justificar los números de oxidación. 12. Emplear el punto de Lewis y la regla del octeto para escribir las estructuras de Lewis de compuestos e iones. 13. Aplicar el concepto de carga formal para predecir la estructura de Lewis más probable de un compuesto. 14. Explicar cómo las estructuras de Lewis son inadecuadas para explicar longitud de enlace observada (tipos de enlace) en algunos compuestos y cómo se debe recurrir al concepto de resonancia. 15. Recordar varios ejemplos comunes en que la regla del octeto falla. 16. Demostrar, usando la estructura de Lewis, la formación de un enlace covalente coordinado (dativo). 17. Usar la estructura de Lewis y energías de enlace para predecir el calor de la reacción. 18. Justificar por qué el cambio en la entalpía para romper enlaces

2 químicos es positiva y la formación de enlaces químicos es negativa. 9.1 Símbolos de puntos de Lewis Para que los estudiantes usen correctamente los símbolos del punto de Lewis, deben primero entender qué son los electrones valencia. Está bien repasar primero ese concepto antes de proceder. También debemos estar conscientes de que los símbolos del punto de Lewis son mejor reservados para elementos de dos renglones. Los símbolos del punto de Lewis se pueden usar para metales de transición en algunos casos; pero en general, no es aconsejable intentar usar un modelo simple semejante al punto de Lewis en moléculas complejas. 9.2 El enlace iónico La ley de Coulomb F = kq Q 1 2 r 2 donde F es la fuerza, atractiva o repulsiva, dependiendo de si las cargas son similares, k es una constante, Q 1 y Q 2 son las cargas y r es la distancia entre los centros de las cargas. Si tenemos un catión que atrae a un anión, entonces la ley de Coulomb describe la fuerza de atracción. Sigue entonces que un catión con una carga dos positivo debe tener una atracción más fuerte para un anión que un catión con una carga positiva asumiendo que sus radios iónicos son el mismo. Pero antes vimos que los cationes se vuelven más pequeños cuando sus cargas aumentan (Fe 2+ contra Fe 3+, por ejemplo); por consiguiente, porque el término r 2 es el denominador, se esperaría que el catión más pequeño tenga una fuerza de atracción más fuerte. Lo mismo será verdad para los aniones con una carga menos uno contra una menos dos asumiendo que los radios son el mismo. Sin embargo, hay que apuntar que los aniones se vuelven tan grandes cuando aumenta su carga negativa, así el r 2 de la ley de Coulomb actúa para disminuir la fuerza de atracción. Para algunos estudiantes puede resultar más fácil seguir el proceso si la reacción de calcio y los átomos de oxígeno se escribe como sigue: Los dos electrones de valencia en el átomo de calcio se aparean y corresponden al electrón 4s 2. Lo mismo sería verdad para el oxígeno

3 donde un par de electrones corresponde a los electrones 2s 2 y el otro par es el par de electrones en que están en el mismo orbital 2p. Veremos después que realmente no importa de dónde vienen los electrones valencia; de todas formas todos se deben considerar para cuando escribimos los símbolos del punto de Lewis. 9.3 Energía reticular de los compuestos iónicos La energía reticular es la energía requerida para separar un mol de un compuesto iónico sólido en los iones gaseosos. Esta cantidad siempre debe ser endotérmica. Podemos usar una variación en la ley de la conservación de la energía conocido como el ciclo Born-Haber para determinar la energía reticular. El ciclo Born-Haber usa los conceptos de sublimación, energía de disociación, energía de ionización y afinidad electrónica para determinar la energía reticular. Por otra parte, el estudio del ciclo Born-Haber es una buena ocasión para revisar varios conceptos; sin embargo, para muchos estudiantes constituye un dasafío. 9.4 El enlace covalente Los enlaces covalentes son enlaces en los que los electrones son compartidos. Los electrones compartidos más equitativamente se presentan en moléculas diatómicas homonucleares donde ninguno de los átomos idénticos tendría una atracción mayor para los electrones que el otro átomo tendría. Esta porción perfectamente equitativa resulta en un enlace covalente puro. El otro extremo es el enlace iónico, que se discute en la sección 9.2, donde en un átomo se pierden electrones para formar un catión y se aceptan electrones para formar un anión. Entre estos dos extremos está el enlace covalente polar en el que los electrones gastan más tiempo alrededor de un átomo que el otro. Hay todavía otro enlace covalente que se discute en la sección 9.9. El enlace covalente coordinado o el enlace dativo se forma cuando un átomo dona un par de los electrones a otro átomo que tiene menos de ocho electrones, para formar un enlace químico. El ejemplo que usa el autor es NH 3 que dona un par de electrones a BF 3. Se usa la regla del octeto, alrededor de cada átomo con ocho electrones, para dibujar las estructuras de Lewis de las moléculas. Las estructuras de Lewis dan lugar a enlaces sencillos, dobles y triples y también a pares de electrones no enlazados. Los enlaces sencillos son más largos pero más débiles que los enlaces dobles que son más largos y más débiles que los enlaces triples. En el capítulo 10 veremos que los pares libres de electrones no enlazados pueden influir en la estructura y reactividad de las moléculas.

4 9.5 Electronegatividad La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de una molécula dada. Nótese que hay un poco de similitud entre electronegatividad y afinidad electrónica; pero la electronegatividad está dentro de una molécula mientras la afinidad electrónica es para los átomos aislados. Es interesante notar que Linus Pauling desarrolló el concepto de electronegatividad. Pauling fue la única persona que recibió dos premios Nobel: el Premio Nobel en Química y el Premio Nobel de la Paz. Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos entre sí. Se sugiere que una diferencia de 2.0 o más de electronegatividad resultará en un enlace iónico. El elemento más electronegativo es el flúor; por consiguiente, éste no desea compartir sus electrones con otros átomos. Es también por esta razón que el número de oxidación del flúor siempre es menos uno cuando se combina con otros elementos para formar compuestos. Por esta misma razón el flúor formará sólo enlaces sencillos (ningún enlace doble o triple). 9.6 Escritura de las estructuras de Lewis Para escribir la estructura de Lewis, se debe tomar en cuenta el número total de electrones de valencia de todos los átomos en la molécula e intentar colocarlos para que todos los átomos, con la excepción del hidrógeno que tendrá sólo dos, tengan ocho electrones alrededor de ellos en enlaces sencillos, dobles o triples o como pares libres. Subsecuentemente, el hidrógeno y el flúor pueden formar sólo enlaces sencillos, ellos siempre son átomos terminales en las estructuras de Lewis. Al contar electrones de valencia hay que asegurarse de que se debe considerar la carga en las especies a las que se examinará. Si la especie es un catión, entonces la carga positiva del ion se resta del número total de los electrones de valencia para dar el número correcto de electrones que se debe usar en la estructura de Lewis. Si la especie es un anión, entonces la carga negativa se suma al número total de electrones de valencia. 9.7 Carga formal y estructura de Lewis La carga formal es un método de contabilidad que ayuda en el arreglo asignado de átomos en las estructuras de Lewis. La carga formal es la diferencia entre número de electrones de valencia en un átomo aislado y número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. La suma de cargas formales de todos los átomos dentro de una estructura de Lewis debe ser igual a la carga en las especies.

5 Esto es, la suma de cargas formales será cero para compuestos neutrales, positivo para el cationes, y negativo para aniones. Tres direcciones para el uso de cargas formales son: 1. La estructura de Lewis sin cargas formales se prefiere para moléculas neutras. 2. Las estructuras con cargas formales más pequeñas posibles son más probables. 3. En general, las cargas formales negativas se encuentran en átomos más electronegativos. 9.8 Los conceptos de resonancia El autor emplea la analogía de una descripción medieval del rinoceronte como una cruza entre un grifón -animal mítico, parte del águila y parte de león y un unicornio -animal mítico, un caballo con un solo cuerno en el centro de su frente. Esta analogía se utiliza para discutir las formas de resonancia para moléculas como ozono o benceno donde las estructuras de Lewis no describen adecuadamente cual es conocida para ser la estructura verdadera. Así, las dos estructuras de Lewis del benceno son como el grifón y el unicornio. Ninguno existe realmente, pero se requiere una combinación de los dos para describir lo que sabemos de la estructura real de benceno. 9.9 Excepciones a la regla del octeto Puesto que hay muchas excepciones a la regla del octeto, quizás sería bueno llamarlo la generalización del octeto. El valor de las estructuras de Lewis y la regla del octeto es que se usan con facilidad y describen muchos compuestos comunes. Hay varios ejemplos de excepciones a la regla del octeto. Como aquellas moléculas con número impar de electrones de valencia (NO, por ejemplo) que forman un octeto incompleto como BF 3 y esos que usan el octeto expandido como SF 6, son todos los ejemplos de excepciones a la regla del octeto Energía de enlace Cuando no se conoce la información de termoquímica sobre los compuestos específicos, uno puede emplear la energía de disociación de enlaces para estimar la entalpía de reacción. Se debe entender que usando el enlace promedio las energías producirán sólo una estimación y no coincidirán con H encontrado usando los valores termoquímicos reales. El autor usa la ecuación:

6 H = ΣBE(reactivos) - ΣBE(productos) y qué es correcto; sin embargo, esta ecuación puede confundir a los estudiantes porque el término se refiere a estado final menos inicial. Debe parecer que ese H debe ser igual a la suma de energías de enlace de los productos menos la suma de energías de enlace de los reactivos, pero esto producirá H con el signo equivocado. Una manera de rodear este dilema es hacer lo siguiente: a) Determine el tipo y número de enlaces rotos y la energía total requerida para romper estos enlaces. b) Determine el tipo y número de enlaces formados y sume la energía liberada cuando estos enlaces se forman. Puesto que para romper los enlaces se requiere energía, debe ser un proceso endotérmico, así que H para romper el enlace (inciso a) debe tener un signo positivo mientras la formación del enlace libera energía; mientras que el proceso del inciso b debe ser exotérmico y tener un H negativo. El H global es simplemente la suma de esos dos valores o H = H (enlaces rotos) - H (enlaces formados) teniendo presente que el primer término es positivo y el segundo es negativo.

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