QUIMICA 2º BACHILLERATO
TEMA 3: ENLACES QUÍMICOS Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Explicar los distintos tipos de enlace empleando la regla del octeto.
- Predecir el tipo de enlace y justificar la fórmula del compuesto químico que forman dos elementos, a
partir de su número atómico o del lugar que ocupan en la Tabla Periódica, relacionando la
configuración electrónica de la capa de valencia con el tipo de enlace que puede formar un elemento
químico.
- Representar la estructura de Lewis de moléculas sencillas e iones.
- Deducir y representar la geometría de una molécula aplicando la Teoría de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).
- Describir los enlaces de una molécula poliatómica mediante la TEV con hibridaciones (sp, sp2, sp3),
conocida su geometría.
- Determinar cualitativamente la polaridad del enlace, conocidos los valores de la electronegatividad de
los átomos que lo forman.
- Determinar la polaridad de una molécula teniendo en cuenta su geometría y la polaridad de los enlaces.
- Identificar el tipo de fuerza intermolecular predominante en una sustancia determinada, orgánica o
inorgánica, incluyendo los puentes de hidrógeno presentes en alcoholes, ácidos, aminas y amidas.
- Explicar la variación de los puntos de fusión y ebullición o de la solubilidad en agua de varias
sustancias, en función de las fuerzas intermoleculares que presentan.
- Aplicar el ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía o entalpía de red en cristales iónicos
formados por elementos alcalinos y halógenos.
- Comparar cualitativamente la fortaleza del enlace en distintos compuestos iónicos teniendo en cuenta
los factores de los que depende la energía o entalpía de red (carga de los iones, radios iónicos).
- Comparar los puntos de fusión de compuestos iónicos con un ión común, en función de su energía o
entalpía de red.
- Explicar el proceso de disolución de un compuesto iónico en agua.
I. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: IÓNICO, COVALENTE Y METÁLICO
II. MOLÉCULAS: GEOMETRÍA Y POLARIDAD
III. FUERZAS INTERMOLECULARES
IV. REDES IÓNICAS: FORTALEZA DEL ENLACE
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,I. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: IÓNICO, COVALENTE Y METÁLICO
1. Carácter metálico y no metálico de los elementos
Sabemos que la energía de ionización de los elementos aumenta al desplazarnos hacia la derecha en la
tabla periódica. Es decir, en los grupos de la izquierda de la tabla se sitúan los elementos con menor
energía de ionización, que son los que pierden más fácilmente sus electrones más externos. Estos
elementos son, precisamente, los metales de la tabla periódica.
Asociando estas dos ideas, se podemos decir que los elementos que tienen mayor facilidad para perder los
electrones externos, tienen un elevado carácter metálico. Por tanto:
Carácter metálico de un elemento es la facilidad que tiene para perder electrones externos y convertirse
en un ión positivo. Aumenta hacia la izquierda en la tabla periódica.
También sabemos que la afinidad electrónica de los elementos se hace más negativa al desplazarnos hacia
la derecha en la tabla periódica. Es decir, en los grupos de la derecha de la tabla se sitúan los elementos
con afinidad electrónica más negativa, que son los que incorporan con mayor facilidad electrones a
su última capa. Estos elementos son, precisamente, los no metales de la tabla periódica. Asociando estas
dos ideas, podemos decir que los elementos que tienen mayor facilidad para ganar electrones en su capa
externa, tienen un elevado carácter no metálico. Por tanto:
Carácter no metálico de un elemento es la facilidad que tiene para ganar electrones externos y convertirse
en un ión negativo. Aumenta hacia la derecha en la tabla periódica.
Los semimetales o metaloides son elementos que tienen equilibrado su carácter metálico y no metálico,
es decir, que tienen la misma facilidad para perder que para ganar electrones. Presentan propiedades
intermedias entre las típicas de los metales y de los no metales. Por ejemplo, estos elementos deberían
conducir la electricidad por su carácter metálico, y no deberían conducirla por su carácter no metálico. El
resultado es que son semiconductores de la electricidad.
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,2. Los gases nobles. Regla del octeto electrónico para la formación de enlaces
Los elementos del grupo 18 se llaman gases nobles o gases inertes. Son gases monoatómicos que presentan
la menor reactividad química de toda la tabla periódica.
Solo se conocen algunos compuestos químicos del xenón y de criptón, todos ellos artificiales y conseguidos
en condiciones de laboratorio muy extremas. El propio nombre del grupo indica su extremadamente baja
reactividad.
¿Por qué los gases nobles tienen la reactividad más baja de toda la tabla periódica?
Los átomos de los elementos químicos reaccionan entre sí cuando se unen entre sí. Los átomos se unen
entre sí intercambiando o compartiendo electrones, como veremos más adelante, para alcanzar un estado
de mínima energía.
Los átomos de los gases nobles no tienen prácticamente ninguna tendencia a perder o ganar electrones
o a compartirlos, y así poder unirse a otros átomos para alcanzar una situación de mínima energía.
La razón hay que buscarla en su configuración electrónica. Los gases nobles tienen 8 electrones en su último
nivel (ns2 np6), excepto el helio, que tiene 2 en su único nivel (1s2).
Como vemos todos ellos han completado su última o única capa, lo que les permite tener una energía muy
baja y una gran estabilidad. Como ya tienen por sí solos una energía mínima, no necesitan unirse con
otros átomos para alcanzarla.
Así pues, lo que buscan los átomos cuando se unen es tener la última o única capa completa, como los
gases nobles (ns2 np6 o 1s2 para los átomos próximos al helio).
Basándose en esta idea, el químico estadounidense G. N. Lewis y el físico alemán W. Kössel propusieron
en 1916 la regla del octeto electrónico (ocho electrones) para justificar la formación de las uniones entre
átomos o enlaces químicos:
En la formación de los enlaces químicos, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para
conseguir una última capa o nivel con 8 electrones (ns2 np6), o con 2 electrones (1s2), como los gases
nobles.
Aunque esta regla tiene excepciones es muy útil para explicar el mecanismo de los tres tipos de enlace que
existen: iónico, covalente y metálico.
3. Enlace iónico
El enlace iónico se da entre un elemento con elevado carácter metálico y otro con elevado carácter no
metálico.
Un elemento de los grupos 1, 2 y 13 (n s1, n s2, n s2p1) tendrá un elevado carácter metálico, por lo que
mostrará una gran facilidad para ceder electrones y formar cationes, para conseguir una última capa
con 8 electrones o 2 electrones, como los gases nobles.
Un elemento de los grupos 15, 16 y 17 (n s2p3, n s2p4, n s2p5) tendrá un elevado carácter no metálico, por
lo que mostrará una gran facilidad para coger electrones y formar aniones, para conseguir una última
capa con 8 electrones o 2 electrones, como los gases nobles.
El enlace iónico es la atracción eléctrica que se produce entre los cationes y aniones generados a partir
del elemento metálico y no metálico. Como consecuencia de dicha atracción se produce una estructura
geométrica ordenada en la que se alternan los cationes y los aniones, llamada red iónica.
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, Ejemplo 1: Explicación del enlace iónico en el cloruro de sodio:
Metal: Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 - 1 e- → Na+: 1s2 2s2 2p6
No metal: Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 2s2 2p5 + 1 e- → Cl - : 1s2 2s2 2p6 2s2 2p6
El electrón que pierde el átomo de sodio pasa al átomo de cloro. De esa manera los iones formados
tienen 8 electrones en su última capa (regla del octeto).
La proporción de iones en la red iónica es: 1 Cl – por 1 Na+, ya que el número total de electrones perdidos
por el metal debe ser igual al número de electrones ganados por el no metal.
La fórmula química del cloruro de sodio representa la proporción de iones así: NaCl.
Ejemplo 2: Explicación del enlace iónico en el fluoruro de calcio:
Metal: Ca (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 - 2 e- → Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
No metal: F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 + 1 e- → F - : 1s2 2s2 2p6
F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 + 1 e- → F - : 1s2 2s2 2p6
Los dos electrones perdidos por el átomo de calcio pasan a los dos átomos de flúor. De esa manera
todos los iones formados tienen 8 electrones en su último nivel (regla del octeto).
La proporción de iones en el la red iónica es: 2 F – por 1 Ca2+, ya que el número total de electrones
perdidos por el metal debe ser igual al número de electrones ganados por el no metal.
La fórmula química del fluoruro de calcio representa la proporción de iones así: CaF2.
4. Enlace covalente
El enlace covalente se da entre átomos de carácter no metálico, de los grupos 14, 15, 16 y 17 (n s2p2, n
s2p3, n s2p4, n s2p5), además del hidrógeno (1s1).
Los átomos comparten electrones de la última capa o capa de valencia de forma que cada uno
disponga finalmente de 8 electrones en dicha capa (ó 2 si se trata del hidrógeno).
Los átomos unidos por enlace covalente forman grupos de átomos llamados moléculas.
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TEMA 3: ENLACES QUÍMICOS Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
Al finalizar este tema, el alumnado deberá ser capaz de:
- Explicar los distintos tipos de enlace empleando la regla del octeto.
- Predecir el tipo de enlace y justificar la fórmula del compuesto químico que forman dos elementos, a
partir de su número atómico o del lugar que ocupan en la Tabla Periódica, relacionando la
configuración electrónica de la capa de valencia con el tipo de enlace que puede formar un elemento
químico.
- Representar la estructura de Lewis de moléculas sencillas e iones.
- Deducir y representar la geometría de una molécula aplicando la Teoría de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia (TRPECV).
- Describir los enlaces de una molécula poliatómica mediante la TEV con hibridaciones (sp, sp2, sp3),
conocida su geometría.
- Determinar cualitativamente la polaridad del enlace, conocidos los valores de la electronegatividad de
los átomos que lo forman.
- Determinar la polaridad de una molécula teniendo en cuenta su geometría y la polaridad de los enlaces.
- Identificar el tipo de fuerza intermolecular predominante en una sustancia determinada, orgánica o
inorgánica, incluyendo los puentes de hidrógeno presentes en alcoholes, ácidos, aminas y amidas.
- Explicar la variación de los puntos de fusión y ebullición o de la solubilidad en agua de varias
sustancias, en función de las fuerzas intermoleculares que presentan.
- Aplicar el ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía o entalpía de red en cristales iónicos
formados por elementos alcalinos y halógenos.
- Comparar cualitativamente la fortaleza del enlace en distintos compuestos iónicos teniendo en cuenta
los factores de los que depende la energía o entalpía de red (carga de los iones, radios iónicos).
- Comparar los puntos de fusión de compuestos iónicos con un ión común, en función de su energía o
entalpía de red.
- Explicar el proceso de disolución de un compuesto iónico en agua.
I. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: IÓNICO, COVALENTE Y METÁLICO
II. MOLÉCULAS: GEOMETRÍA Y POLARIDAD
III. FUERZAS INTERMOLECULARES
IV. REDES IÓNICAS: FORTALEZA DEL ENLACE
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,I. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO: IÓNICO, COVALENTE Y METÁLICO
1. Carácter metálico y no metálico de los elementos
Sabemos que la energía de ionización de los elementos aumenta al desplazarnos hacia la derecha en la
tabla periódica. Es decir, en los grupos de la izquierda de la tabla se sitúan los elementos con menor
energía de ionización, que son los que pierden más fácilmente sus electrones más externos. Estos
elementos son, precisamente, los metales de la tabla periódica.
Asociando estas dos ideas, se podemos decir que los elementos que tienen mayor facilidad para perder los
electrones externos, tienen un elevado carácter metálico. Por tanto:
Carácter metálico de un elemento es la facilidad que tiene para perder electrones externos y convertirse
en un ión positivo. Aumenta hacia la izquierda en la tabla periódica.
También sabemos que la afinidad electrónica de los elementos se hace más negativa al desplazarnos hacia
la derecha en la tabla periódica. Es decir, en los grupos de la derecha de la tabla se sitúan los elementos
con afinidad electrónica más negativa, que son los que incorporan con mayor facilidad electrones a
su última capa. Estos elementos son, precisamente, los no metales de la tabla periódica. Asociando estas
dos ideas, podemos decir que los elementos que tienen mayor facilidad para ganar electrones en su capa
externa, tienen un elevado carácter no metálico. Por tanto:
Carácter no metálico de un elemento es la facilidad que tiene para ganar electrones externos y convertirse
en un ión negativo. Aumenta hacia la derecha en la tabla periódica.
Los semimetales o metaloides son elementos que tienen equilibrado su carácter metálico y no metálico,
es decir, que tienen la misma facilidad para perder que para ganar electrones. Presentan propiedades
intermedias entre las típicas de los metales y de los no metales. Por ejemplo, estos elementos deberían
conducir la electricidad por su carácter metálico, y no deberían conducirla por su carácter no metálico. El
resultado es que son semiconductores de la electricidad.
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,2. Los gases nobles. Regla del octeto electrónico para la formación de enlaces
Los elementos del grupo 18 se llaman gases nobles o gases inertes. Son gases monoatómicos que presentan
la menor reactividad química de toda la tabla periódica.
Solo se conocen algunos compuestos químicos del xenón y de criptón, todos ellos artificiales y conseguidos
en condiciones de laboratorio muy extremas. El propio nombre del grupo indica su extremadamente baja
reactividad.
¿Por qué los gases nobles tienen la reactividad más baja de toda la tabla periódica?
Los átomos de los elementos químicos reaccionan entre sí cuando se unen entre sí. Los átomos se unen
entre sí intercambiando o compartiendo electrones, como veremos más adelante, para alcanzar un estado
de mínima energía.
Los átomos de los gases nobles no tienen prácticamente ninguna tendencia a perder o ganar electrones
o a compartirlos, y así poder unirse a otros átomos para alcanzar una situación de mínima energía.
La razón hay que buscarla en su configuración electrónica. Los gases nobles tienen 8 electrones en su último
nivel (ns2 np6), excepto el helio, que tiene 2 en su único nivel (1s2).
Como vemos todos ellos han completado su última o única capa, lo que les permite tener una energía muy
baja y una gran estabilidad. Como ya tienen por sí solos una energía mínima, no necesitan unirse con
otros átomos para alcanzarla.
Así pues, lo que buscan los átomos cuando se unen es tener la última o única capa completa, como los
gases nobles (ns2 np6 o 1s2 para los átomos próximos al helio).
Basándose en esta idea, el químico estadounidense G. N. Lewis y el físico alemán W. Kössel propusieron
en 1916 la regla del octeto electrónico (ocho electrones) para justificar la formación de las uniones entre
átomos o enlaces químicos:
En la formación de los enlaces químicos, los átomos ganan, pierden o comparten electrones para
conseguir una última capa o nivel con 8 electrones (ns2 np6), o con 2 electrones (1s2), como los gases
nobles.
Aunque esta regla tiene excepciones es muy útil para explicar el mecanismo de los tres tipos de enlace que
existen: iónico, covalente y metálico.
3. Enlace iónico
El enlace iónico se da entre un elemento con elevado carácter metálico y otro con elevado carácter no
metálico.
Un elemento de los grupos 1, 2 y 13 (n s1, n s2, n s2p1) tendrá un elevado carácter metálico, por lo que
mostrará una gran facilidad para ceder electrones y formar cationes, para conseguir una última capa
con 8 electrones o 2 electrones, como los gases nobles.
Un elemento de los grupos 15, 16 y 17 (n s2p3, n s2p4, n s2p5) tendrá un elevado carácter no metálico, por
lo que mostrará una gran facilidad para coger electrones y formar aniones, para conseguir una última
capa con 8 electrones o 2 electrones, como los gases nobles.
El enlace iónico es la atracción eléctrica que se produce entre los cationes y aniones generados a partir
del elemento metálico y no metálico. Como consecuencia de dicha atracción se produce una estructura
geométrica ordenada en la que se alternan los cationes y los aniones, llamada red iónica.
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, Ejemplo 1: Explicación del enlace iónico en el cloruro de sodio:
Metal: Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1 - 1 e- → Na+: 1s2 2s2 2p6
No metal: Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 2s2 2p5 + 1 e- → Cl - : 1s2 2s2 2p6 2s2 2p6
El electrón que pierde el átomo de sodio pasa al átomo de cloro. De esa manera los iones formados
tienen 8 electrones en su última capa (regla del octeto).
La proporción de iones en la red iónica es: 1 Cl – por 1 Na+, ya que el número total de electrones perdidos
por el metal debe ser igual al número de electrones ganados por el no metal.
La fórmula química del cloruro de sodio representa la proporción de iones así: NaCl.
Ejemplo 2: Explicación del enlace iónico en el fluoruro de calcio:
Metal: Ca (Z=20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 - 2 e- → Ca2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
No metal: F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 + 1 e- → F - : 1s2 2s2 2p6
F (Z=9): 1s2 2s2 2p5 + 1 e- → F - : 1s2 2s2 2p6
Los dos electrones perdidos por el átomo de calcio pasan a los dos átomos de flúor. De esa manera
todos los iones formados tienen 8 electrones en su último nivel (regla del octeto).
La proporción de iones en el la red iónica es: 2 F – por 1 Ca2+, ya que el número total de electrones
perdidos por el metal debe ser igual al número de electrones ganados por el no metal.
La fórmula química del fluoruro de calcio representa la proporción de iones así: CaF2.
4. Enlace covalente
El enlace covalente se da entre átomos de carácter no metálico, de los grupos 14, 15, 16 y 17 (n s2p2, n
s2p3, n s2p4, n s2p5), además del hidrógeno (1s1).
Los átomos comparten electrones de la última capa o capa de valencia de forma que cada uno
disponga finalmente de 8 electrones en dicha capa (ó 2 si se trata del hidrógeno).
Los átomos unidos por enlace covalente forman grupos de átomos llamados moléculas.
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