PF_L1II101_S5

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Química 
MATERIA: QUÍMICA 
SEMANA 5 
 
TEMAS SEMANA 5: 
 
a) Polaridad de enlace y electronegatividad 
b) Representación de las estructuras de Lewis 
 Estructura de Lewis para un ion poliatómico 
 Estructura de Lewis con un enlace múltiple 
c) Conductividad, solubilidad y otros indicios de los enlaces químicos 
 
 ¿Cuál enlace es más polar: a) B-Cl o C-Cl, b) P-F o P-Cl? En cada 
caso, indique que átomo tiene la carga parcial negativa 
 
La polaridad del enlace es una medida de qué tan equitativa se comparten 
los electrones en cualquier enlace covalente. Un enlace covalente no polar 
es aquel donde los electrones se comparten de manera equitativa, como en el 
Cl2 y el N2. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una 
atracción mayor sobre los electrones del enlace que el otro. 
Si la diferencia en la capacidad relativa de atraer electrones es suficientemente 
grande, se forma un enlace iónico. 
Recordemos que la electronegatividad se define como la capacidad de un 
átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo. Esta propiedad 
de los elementos permite estimar si un enlace dado es covalente no polar, 
covalente polar o iónico. 
Puede utilizarse la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para 
medir la polaridad del enlace entre ellos. 
Ejemplo: 
Considere estos tres compuestos que contienen flúor: 
 F2 HF LiF 
Diferencia de 
electronegatividad 
4.0 – 4.0 = 0 4.0 – 2.1 = 1.9 4.0 – 1.0 = 3.0 
Tipo de enlace Covalente no polar Covalente polar Iónico 
 
 
 
 
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En el F2 los electrones se comportan de manera equitativa entre los átomos de 
flúor y, así el enlace covalente es no polar. Un enlace covalente no polar se 
presenta cuando las electronegatividades de los átomos enlazados son iguales. 
En el HF el átomo de flúor es más electronegativos que el hidrogeno, dando 
como resultado que los electrones se comportan de forma desigual, el enlace 
es polar. 
En general, un enlace covalente polar resulta cuando los átomos difieren en 
electronegatividad. 
En el HF, el átomo de flúor, el cual más electronegativo, atrae la densidad 
electrónica alejándola del átomo de hidrogeno que es menos electronegativo, 
en tanto que deje una carga parcial positiva en el átomo de hidrógeno que es 
menos electronegativo, en tanto que deja una carga parcial positiva en el 
átomo de hidrogeno y una carga parcial negativa en el átomo del flúor. 
En el LiF es muy grande la diferencia de electronegatividad, lo cual significa 
que la densidad electrónica se desplaza hacia el F. Por lo tanto, el enlace 
resultante se describe con mayor exactitud como iónico. 
 
 ¿Cuál es la estructura de Lewis para el Tricloruro de fósforo, 
PCl3? 
La estructura de Lewis puede ayudar a comprender los enlaces de muchos 
compuestos y con frecuencia se utilizan para explicar las propiedades de las 
moléculas. Por esta razón, la representación de las estructuras de Lewis es una 
importante habilidad. 
Procedimiento: 
1. Sume los electrones de valencia de todos los átomos. (Utilice la 
tabla periódica para determinar el número de electrones de valencia de 
cada átomo). Para un anión, sume un electrón al total de cada carga 
negativa. Para un catión, reste un electrón del total por cada carga 
positiva. 
Por ejemplo: 
Tribromuro de fósforo PBr3 
P fósforo (grupo 5A) 
Br Bromo (grupo 7A) 
5 + (3 x 7) = 26 
 
2. Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles están 
unidos con cuales y conéctelos mediante un enlace sencillo (una 
línea representado dos electrones). Las fórmulas químicas con 
 
 
 
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frecuencia se escriben en el orden en el que están conectados los 
átomos en la molécula o el ion. 
Por ejemplo: 
La fórmula HCN le indica que el átomo de carbón está unido al átomo de H y al 
de N. En muchas moléculas y iones poliatómicos, el átomo central 
generalmente se escribe primero, como en el CO3
2- y el SF4. 
Recuerde que, en general, el átomo central es menos electronegativo que los 
átomos que lo rodean. En otros casos, es probable que necesite más 
información antes de que pueda representar la estructura de Lewis. 
 
3. Complete los octetos alrededor de todos los átomos unidos al 
átomo central. Sin embargo, recuerde que un átomo de hidrógeno solo 
tiene un par de electrones a su alrededor. 
4. Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si 
al hacerlo resulta más de un octeto de electrones alrededor del átomo. 
5. Si no hay electrones suficientes para que el átomo central tenga 
un octeto, intente con enlaces múltiples. Utilice uno o más de los 
pares no compartidos de electrones de los átomos centrales para formar 
enlaces dobles o triples. 
 
 ¿Cuál es la diferencia de un enlace doble y un enlace triple de 
acuerdo a la estructura de Lewis? 
Un enlace covalente doble es aquel en el cual dos pares de electrones son 
compartidos entre dos átomos. Por ejemplo, en el oxígeno (O2) el enlace es: 
 
 
 
Al compartir dos electrones, cada átomo de oxígeno obtiene ocho electrones en 
su nivel de energí más externo. (En realidad, est estructura de enlace para O2 
está simplificada y no es eternamente correct, pero la estructura simplificada 
comunica la idea general.) 
En ele enlace en el compuesto etileno (C2H4), que se usa para hcer plástico de 
polietileno, puede escribirse de la manera siguiente: 
 
 
 
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Un Enlace triple es aquel en el cual tres pares de electrones se comparten 
entre dos átomos. Por ejemplo, en nitrógeno (N2) el enlce puede representarse 
de la forma siguiente: 
 
 
Con el enlace triple, cad átomo de nitrógeno obtiene ocho electrones en su 
nivel de energía más externo. El átomo N original tiene solamente cinco 
electrones, pero cuando dos átomos N se agrupan por enlace triple, cada uno 
tiene su participación en ocho electrones. 
 
 ¿Cuáles son las características de los enlaces iónico, covalentes y 
metálicos? 
Las fuerzas de enlaces se deben a que se ganen, pierdan o compartan 
electrones, cuando los átomos se combinan se dice que se mantienen unidas 
mediante un enlace químico. Han logrado un arreglo más estable, 
usualmente ocho electrones en la capa más externa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Tabla 1. Características de los enlaces químicos 
características Enlaces iónicos Enlaces 
covalentes 
Enlaces 
metálicos 
Partículas 
unitarias 
Iones positivos y 
negativos 
Moléculas Átomos 
Estado físico a 
temperatura 
ambiente 
Sólido Algunos son 
sólidos 
Algunos son 
Líquidos 
Algunos son gases 
Todos son sólidos 
excepto el Hg 
Punto de fusión Alto, entre 300 y 
1000 ºC 
Bajo, muy 
variable 
Varía 
ampliamente: 
›28ºC 
Conductividad 
eléctrica 
Como sólido 
Fundido 
En agua 
 
 
Ninguna 
Sí, buena 
Sí, buena 
 
 
Ninguna 
Ninguna 
Ninguna 
 
 
Sí 
Sí 
No aplica 
Solubilidad Soluble en 
disolventes 
Polares como el 
agua 
Compuestos 
covalentes no 
polares: soluble 
en disolvente no 
polar. 
Compuestos 
covalentes 
polares: solubles 
en disolventes 
polares 
Insolubles en 
disolventes no 
polares, algunos 
reaccionan con los 
ácidos y unos 
pocos con el 
agua.