Capítulo 8 y 9 Completo - Química PDF

A CONTINUACIÓN... 8.1 SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO 8.3 ENLACE COVALENTE Comenzaremos con la descripción de los tres principales tipos Se examinará el enlace en sustancias moleculares en las cuales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. Al evaluar...

A CONTINUACIÓN... 8.1 SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO 8.3 ENLACE COVALENTE Comenzaremos con la descripción de los tres principales tipos Se examinará el enlace en sustancias moleculares en las cuales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. Al evaluar los átomos se mantienen ligados porque comparten uno o más los enlaces, los símbolos de Lewis proporcionan una útil notación pares de electrones. En general, los electrones se comparten de abreviada para dar seguimiento a los electrones de valencia. manera que cada átomo obtenga un octeto de electrones. 8.2 ENLACE IÓNICO 8.4 POLARIDAD DE ENLACE Y ELECTRONEGATIVIDAD Se observará que en las sustancias iónicas, los átomos se Se definirá la electronegatividad como la capacidad de un átomo mantienen unidos por atracciones electrostáticas entre iones con en un compuesto para atraer electrones hacia sí mismo. En cargas opuestas. Se analizarán los aspectos energéticos de la general, los pares de electrones se comparten de forma no formación de sustancias iónicas y se describirá la energía de red equitativa entre átomos con diferente electronegatividad, lo que de estas sustancias. da origen a los enlaces covalentes polares. EL ENLACE QUÍMICO COMO ARTE. El Atomium es una escultura de acero de 110 m de altura, que se encargó con motivo de la Feria Mundial de Bruselas 1958. Las nueve esferas representan átomos y las varillas conectoras evocan los enlaces químicos que los mantienen unidos. Una esfera está en el centro de un cubo formado por las otras ocho esferas, un 8 arreglo común de los átomos en elementos metálicos, como en el hierro. 8.5 REPRESENTACIÓN DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 8.7 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Se verá que las estructuras de Lewis son una forma sencilla, pero Se establecerá que la regla del octeto es más una guía que una importante, para predecir los patrones de los enlaces covalentes regla absoluta. Entre las excepciones a la regla del octeto se en las moléculas. Además de la regla del octeto, se explicará que encuentran las moléculas con un número impar de electrones, el concepto de carga formal ayuda a identificar la estructura de las moléculas donde grandes diferencias en la electronegatividad Lewis dominante. evitan que un átomo complete su octeto, así como las moléculas donde un elemento del tercer periodo o ubicado más abajo en la 8.6 ESTRUCTURAS DE RESONANCIA tabla periódica obtiene más de un octeto de electrones. Se observará que, en algunos casos, es posible representar más de una estructura de Lewis equivalente para una molécula o un 8.8 FUERZAS DE ENLACES COVALENTES ion poliatómico. En estos casos, la descripción del enlace es una Se observará que las fuerzas de enlace varían con el número de combinación de dos o más estructuras de resonancia. pares de electrones compartidos, así como por otros factores. Se utilizarán los valores de la entalpía de enlace promedio para estimar las entalpías de reacciones en los casos donde no se dispone de datos termodinámicos. CONCEPTOS BÁSICOS DE LOS ENLACES QUÍMICOS SIEMPRE QUE DOS ÁTOMOS O IONES están fuertemente ligados entre sí, se dice que existe un enlace químico entre ellos. Hay tres tipos generales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico (씰 FIGURA 8.1). Para tener una idea de cómo son esos tres tipos de enlaces podría pensarse en el simple acto de emplear una cuchara de acero inoxidable para añadir sal de mesa a un vaso con agua. La sal de mesa es cloruro de sodio, NaCl, el cual consiste en iones sodio, Na, y en iones cloruro, Cl. La estructura se mantiene unida mediante enlaces iónicos, debidos a las atracciones entre iones de carga opuesta. El agua consiste, principalmente, en moléculas de H2O. Los átomos de hidrógeno y oxígeno están ligados entre sí por enlaces covalentes, donde las moléculas se forman porque los átomos comparten electrones. La cuchara es, principalmente, de hierro metálico, donde los átomos están conectados entre sí por medio de enlaces metálicos, los cuales están formados por electrones que son relativamente libres para moverse en el metal. Estas diferentes sustancias, NaCl, H2O y Fe metálico, se comportan como lo hacen debido a las maneras en que sus átomos están interconectados. ¿Qué determina el tipo de enlace en cada sustancia? ¿Cómo es que las características de estos enlaces dan lugar a diferentes propiedades físicas y químicas? Las claves para responder a la primera pregunta se encuentran en las estructuras electrónicas de los átomos implicados, analizadas en los capítulos 6 y 7. En este y el siguiente capítulo se estudiará la relación entre la estructura electrónica de los átomos y los enlaces iónicos y covalentes que forman. En el capítulo 12 se analizará con mayor detalle el enlace metálico. 289 290 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos 8.1 SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL IMAGINE ¿Cuál de estos tres tipos de enlace esperaría encontrar en el CO2(g)? | OCTETO Los electrones implicados en el enlace químico son los electrones de valencia, los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa de un átomo. å å(Sección 6.8) El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una Metálico forma sencilla de mostrar los electrones de valencia de un átomo y de darles seguimiento du- Electrones rante la formación del enlace, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de deslocalizados electrón-punto de Lewis, o simplemente símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s23p4 y, por lo tanto, seis electrones de valencia. Su símbolo de Lewis es: ⴚ ⴙ S Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo (arriba, abajo, izquierda y derecha) y cada lado puede acomodar hasta dos electrones. Los cuatro lados son equivalentes; esto sig- Iónico nifica que se elige de manera arbitraria en qué lado se colocan dos electrones en lugar de uno. Atracción En general, los puntos se dispersan tanto como sea posible. Por ejemplo, en el símbolo de electrostática Lewis para S se prefiere el arreglo de puntos ya mostrado, en lugar del arreglo de dos elec- trones en tres de los lados y ninguno en el cuarto. Las configuraciones electrónicas y los símbolos de Lewis para los elementos representa- tivos de las segunda y tercera filas de la tabla periódica se muestran en la 쑼 TABLA 8.1. Observe que el número de electrones de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el número de grupo del elemento. Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el oxígeno y el azufre, miembros del grupo 6A, muestran seis puntos. PIÉNSELO UN POCO ¿Son correctos todos estos símbolos de Lewis para el Cl? Cl Cl Cl Covalente La regla del octeto Electrones Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar el mismo compartidos número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla perió- dica. Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus elevadas energías de ionización, su baja afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química. å å(Sección 7.8) Como todos los gases nobles, excepto el 쑿 FIGURA 8.1 Enlaces iónico, He, tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones covalente y metálico. Diferentes tipos de interacciones entre átomos conducen a también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio distintos tipos de enlaces químicos. conocido como la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en las subcapas llenas s y p en un átomo. En un símbolo de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia acomoda- dos alrededor del símbolo del elemento, como en los símbolos de Lewis para el Ne y Ar en la TABLA 8.1 Símbolos de Lewis Grupo Elemento Configuración electrónica Símbolo de Lewis Elemento Configuración electrónica Símbolo de Lewis 1A Li [He]2s1 Li– Na [Ne]3s1 Na– 2A Be [He]2s2 –Be– Mg [Ne]3s2 –Mg– – – 3A B [He]2s22p1 –B– Al [Ne]3s23p1 –Al– 4A C [He]2s22p2 ºª– –C Si [Ne]3s23p2 ºª– –Si 5A N [He]2s22p3 ºª≠ –N P [Ne]3s23p3 –Pºª≠ 2 4 2 4 6A O [He]2s 2p ªº≠ ≠O S [Ne]3s 3p ≠Sªº≠ 2 5 2 5 7A F [He]2s 2p –F ¶≠ Cl [Ne]3s 3p –Cl ¶≠ 2 6 ¶ 2 6 ¶ 8A Ne [He]2s 2p ≠Ne ¶≠ Ar [Ne]3s 3p ≠Ar ¶≠ ¶ ¶  SECCIÓN 8.2 Enlace iónico 291 IMAGINE ¿Usted espera una reacción similar entre el potasio metálico y el bromo elemental? e– Na(s) e– e– e– e– e– e– Cl2(g) Los electrones se transfieren Se forma NaCl(s) de Na(s) a Cl2(g), formando Na y Cl Reacción altamente exotérmica formando cloruro de sodio, un compuesto iónico constituido por iones sodio, Na, más iones cloruro, Cl 쑿 FIGURA 8.2 Reacción del sodio metálico con cloro gaseoso para formar el compuesto iónico cloruro de sodio. tabla 8.1. Existen excepciones a la regla del octeto, pero esta proporciona un marco de trabajo útil para introducir muchos conceptos importantes sobre los enlaces. 8.2 | ENLACE IÓNICO En general, las sustancias iónicas resultan de la interacción de metales del lado izquierdo de la tabla periódica con no metales del lado derecho (excluyendo los gases nobles, grupo 8A). IMAGINE Por ejemplo, cuando el sodio metálico, Na(s), se pone en contacto con cloro gaseoso, Cl2(g), Si no existiera una clave de color, ocurre una reacción violenta (쑿 FIGURA 8.2). El producto de esta reacción tan exotérmica ¿habría forma de saber si las esferas es cloruro de sodio, NaCl(s): verdes representan al Na+ o al Cl-? Na(s) + 1 Cl2(g) ¡ NaCl(s) ¢Hf° = - 410.9 kJ [8.1] En tal caso, ¿qué información se uti- 2   lizaría? El cloruro de sodio está compuesto por iones Na y Cl , organizados en un arreglo tridi- mensional (씰 FIGURA 8.3). La formación de Na a partir de Na y de Cl a partir del Cl2 indica que un átomo de  Na  Cl sodio perdió un electrón y que un átomo de cloro lo ganó; esto puede visualizarse como una transferencia de electrones del átomo de Na al átomo de Cl. Dos de las propiedades atómicas ex- Cada ion Na Cada ion Cl plicadas en el capítulo 7 indican qué tan fácil ocurre una transferencia de electrones: la energía está rodeado por está rodeado por de ionización indica qué tan fácil se puede eliminar un electrón de un átomo, y la afinidad seis iones Cl seis iones Na electrónica mide la facilidad con que un átomo puede ganar un electrón. å å(Secciones 7.4 y 7.5) La transferencia de electrones para formar iones con cargas opuestas ocurre cuando un átomo cede con facilidad un electrón (baja energía de ionización), y otro átomo gana fácil- mente un electrón (alta afinidad electrónica). Así, el NaCl es un compuesto iónico típico porque consiste en un metal con baja energía de ionización y un no metal de alta afinidad elec- trónica. Utilizando los símbolos de electrón-punto de Lewis (y mostrando un átomo de cloro en lugar de la molécula Cl2), se puede representar esta reacción como: Na  Cl 0 Na  [ Cl ] [8.2] La flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de Na al átomo de Cl. Cada ion tiene un octeto de electrones; el octeto de Na está formado por los electrones 2s22p6 que se encuentran debajo del único electrón de valencia 3s del átomo de Na. Se colocan corchetes a 쑿 FIGURA 8.3 Estructura cristalina del cloruro de sodio. los lados del ion cloruro para enfatizar que los ocho electrones se localizan sobre él. 292 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos PIÉNSELO UN POCO Describa las transferencias electrónicas que ocurren durante la formación de fluoruro de calcio a partir de los elementos calcio y fluoruro. Las sustancias iónicas tienen varias propiedades características. Por lo regular, son sustan- cias quebradizas con altos puntos de fusión; además, son cristalinas. También es frecuente que los cristales iónicos puedan romperse; es decir, separarse a lo largo de superficies planas lisas. Esas características resultan de las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un arreglo tridimensional rígido y bien definido como el que se muestra en la figura 8.3. Aspectos energéticos de la formación de enlaces iónicos La formación de cloruro de sodio a partir de sodio y cloro es muy exotérmica, como lo indica el gran valor negativo de la entalpía de formación dado en la ecuación 8.1 ¢Hf° = -410.9 kJ. El apéndice C indica que el calor de formación de otras sustancias iónicas también es muy negativo. ¿Qué factores hacen que la formación de compuestos iónicos sea tan exotérmica? En la ecuación 8.2 se representó la formación del NaCl como la transferencia de un elec- trón del Na al Cl. Recuerde de la sección 7.4 que la pérdida de electrones por parte de un átomo siempre es un proceso endotérmico. Por ejemplo, separar un electrón del Na(g) para formar Na(g) requiere 496 kJ/mol. En la sección 7.5 se vio que cuando un no metal gana un electrón, el proceso en general es exotérmico, de acuerdo con las afinidades electrónicas negativas de los elementos. Por ejemplo, añadir un electrón al Cl(g) libera 349 kJ/mol. A par- tir de las magnitudes de estas energías se observa que la transferencia de un electrón de un átomo de Na a un átomo de Cl no sería exotérmica; el proceso global sería un proceso en- dotérmico que requiere 496  349  147 kJ/mol. Este proceso endotérmico corresponde a la formación de iones sodio y cloruro que están demasiado alejados; en otras palabras, el cam- bio de energía positivo supone que los iones no interactúan entre sí, lo que es muy diferente en los sólidos iónicos. PIÉNSELO UN POCO Considere las tendencias en las energías de ionización de los metales alcalinos y las afinidades electrónicas de los halógenos que se muestran en las figuras 7.9 y 7.11. ¿Para cuál par la transferencia electrónica del átomo del metal alcalino al átomo del halógeno es principalmente un proceso exotérmico? La razón fundamental por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre los iones de carga opuesta. Esta atracción mantiene unidos a los iones, liberando ener- gía y ocasionando que los iones formen un arreglo sólido, o red, como el que se muestra en la figura 8.3. Una medida de cuánta estabilidad resulta del arreglo de iones con cargas opues- tas en un sólido iónico está dada por la energía de red, que es la energía requerida para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. Con la finalidad de representar este proceso para el NaCl, imagine que la estructura en la figura 8.3 se expande desde adentro, de tal forma que las distancias entre los iones aumen- tan hasta que los iones se encuentran muy alejados. Este proceso requiere 788 kJ/mol, que es el valor de la energía de red: NaCl(s) ¡ Na+(g) + Cl-(g) ¢Hred = + 788 kJ>mol [8.3] Observe que este proceso es altamente endotérmico. El proceso inverso, la unión de Na(g) y Cl(g) para formar NaCl(s), es, por lo tanto, altamente exotérmico (H  788 kJ/mol). La 씰 TABLA 8.2 presenta las energías de red para diversos compuestos iónicos. Los va- lores positivos grandes indican que en estos sólidos iónicos los iones se atraen fuertemente entre sí. La energía liberada por la atracción entre iones con cargas distintas compensa en gran medida la naturaleza endotérmica de las energías de ionización y hace que la formación de compuestos iónicos sea un proceso exotérmico. Las fuertes atracciones también ocasio- nan que la mayoría de los materiales iónicos sean duros y quebradizos con altos puntos de fusión; por ejemplo, el NaCl se funde a 801 °C.  SECCIÓN 8.2 Enlace iónico 293 TABLA 8.2 Energías de red para algunos compuestos iónicos Energía de red Energía de red Compuesto (kJ>mol) Compuesto (kJ>mol) LiF 1030 MgCl2 2326 LiCl 834 SrCl2 2127 LiI 730 NaF 910 MgO 3795 NaCl 788 CaO 3414 NaBr 732 SrO 3217 NaI 682 KF 808 ScN 7547 KCl 701 KBr 671 CsCl 657 CsI 600 La magnitud de la energía de red de un sólido iónico depende de las cargas de los iones, sus tamaños y sus arreglos en el sólido. En la sección 5.1 se estableció que la energía potencial de dos partículas cargadas que interactúan está dada por kQ1Q2 Eel = [8.4] d En esta ecuación, Q1 y Q2 son las cargas de las partículas, d es la distancia entre sus centros, y k es una constante, 8.99  109 J-m/C2. La ecuación 8.4 indica que la interacción atractiva entre dos iones con cargas opuestas aumenta cuando las magnitudes de sus cargas aumen- tan, y también cuando la distancia entre sus centros disminuye. Así, para un arreglo dado de iones, la energía de red aumenta conforme aumentan las cargas de los iones y conforme dismi- nuyen sus radios. La magnitud de las energías de red depende en gran medida de las cargas iónicas porque los radios iónicos varían solo en un intervalo limitado. EJERCICIO RESUELTO 8.1 Magnitudes de las energías de red Sin consultar la tabla 8.2, acomode los siguientes compuestos iónicos en orden creciente con base en su energía de red: NaF, CsI y CaO. S O L U CI Ó N Análisis A partir de las fórmulas de los tres compuestos iónicos, se deben determinar sus energías de red relativas. Estrategia Es necesario obtener las cargas y los tamaños relativos de los iones en los com- puestos. Entonces se utiliza cualitativamente la ecuación 8.4 para determinar las energías rela- tivas, conociendo que a) cuanto más grandes sean las cargas iónicas, mayor será la energía y b) que cuanto más alejados estén los iones, menor será la energía. Solución El NaF consiste en iones Na y F, el CsI en iones Cs e I, y el CaO en iones Ca2 y O2. Como el producto de las cargas, Q1Q2, que aparece en el numerador de la ecuación 8.4, la energía de red aumentará notablemente cuando se incrementen las cargas. Así, es de espe- rarse que la energía de red del CaO, que tiene iones 2+ y 2, sea la mayor de las tres. Las cargas iónicas del NaF y CsI son iguales. Como resultado, la diferencia en sus energías de red depende de la diferencia en la distancia entre los iones en la red. Debido a que el tamaño iónico aumenta cuando descendemos por un grupo en la tabla periódica å å(Sección 7.3), entonces se sabe que el Cs es más grande que el Na y que el I es más grande que el F. Por lo tanto, la distancia entre los iones Na y F en el NaF será menor que la distancia entre los iones Cs e I en el CsI. En consecuencia, la energía de red del NaF debería ser mayor que la del CsI. Así, el orden de energía creciente es CsI  NaF  CaO. Comprobación La tabla 8.2 confirma que el orden predicho es correcto. EJERCI CI O D E P R ÁC T I C A ¿Qué sustancia esperaría que tenga la energía de red más grande, MgF2, CaF2 o ZrO2? Respuesta: ZrO2 294 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos IMAGINE Con base en esta figura, ¿es posible establecer los límites superior e inferior para la energía de red del KF? El radio del anión El radio del catión se incrementa se incrementa Energía de red (kJ/mol) Energía de red (kJ/mol) 씰 FIGURA 8.4 Tendencias periódicas 834 788 701 691 657 910 788 732 682 en la energía de red como una función del LiCl NaCl KCl RbCl CsCl NaF NaCl NaBr NaI radio del catión o del anión. Puesto que la energía de red disminuye conforme aumenta la distancia entre los iones, entonces las energías de red siguen tendencias semejantes a las que se muestran en la figura 7.6 relacionadas con el radio iónico. En particular, debido a que el radio iónico se incrementa al descender por un grupo de la tabla periódica, se encuentra que, para un tipo dado de com- puesto iónico, la energía de la red disminuye al descender por un grupo. La 쑿 FIGURA 8.4 ilustra esta tendencia para los cloruros alcalinos MCl (M  Li, Na, K, Rb, Cs) y los haluros de sodio NaX (X  F, Cl, Br, I). Configuraciones electrónicas de iones de los elementos de los bloques s y p Los aspectos energéticos de la formación de un enlace iónico ayudan a explicar por qué mu- chos iones tienden a tener configuraciones electrónicas de gas noble. Por ejemplo, el sodio pierde con facilidad un electrón para formar Na, el cual tiene la misma configuración elec- trónica que el Ne: Na 1s22s22p63s1 = [Ne]3s1 Na+ 1s22s22p6 = [Ne] Aun cuando la energía de red aumenta cuando la carga iónica se incrementa, nunca se encuentran compuestos iónicos que contengan iones Na2. El segundo electrón eliminado tendría que venir de una capa interna del átomo de sodio, y eliminar electrones de una capa interna requiere una gran cantidad de energía. å å(Sección 7.4) El aumento en la energía de red no es suficiente para compensar la energía necesaria para eliminar un electrón de una capa interna. Así, el sodio y los otros metales del grupo 1A se encuentran en sustancias iónicas solo como iones 1. De forma similar, la adición de electrones a los no metales es exotérmica o solo ligera- mente endotérmica, siempre y cuando los electrones se agreguen a la capa de valencia. Entonces, un átomo de Cl acepta fácilmente un electrón para formar Cl, el cual tiene la misma configuración electrónica que el Ar: Cl 1s22s22p63s23p5 = [Ne]3s23p5 Cl- 1s22s22p63s23p6 = [Ne]3s23p6 = [Ar] Para formar un ion Cl2, el segundo electrón tendría que añadirse a la siguiente capa supe- rior del átomo de Cl, lo cual es energéticamente muy desfavorable. Por lo tanto, nunca se observan iones Cl2 en compuestos iónicos. Entonces se espera que los compuestos iónicos de los metales representativos de los grupos 1A, 2A y 3A tengan cationes con cargas de 1, 2 y 3, respectiva- mente, y por lo regular se espera que los compuestos iónicos de los no metales representativos de los grupos 5A, 6A y 7A tengan aniones de carga 3, 2 y 1, respectivamente.  SECCIÓN 8.2 Enlace iónico 295 UNA MIRADA DE CERCA CÁLCULO DE ENERGÍAS DE RED: CICLO DE BORN-HABER Na(g)  e  Cl(g) Las energías de red no pueden determinarse directamente E(Cl) de los experimentos. Sin embargo, pueden calcularse vi- sualizando la formación de un compuesto iónico que I1(Na) Na(g)  Cl(g) ocurre en una serie de etapas bien definidas. En- Energía de red del NaCl Energía de red del NaCl tonces, se utiliza la ley de Hess å å(Sección 5.6) para combinar estas Na(g)  Cl(g) etapas de manera que se obtenga la energía de red para el compuesto. De este modo, se construye un ciclo de Born-Haber, un ciclo termoquímico H°f [Cl(g)] Na(g)  1– Cl (g) Energía llamado así en honor a los científicos alemanes Max Born (1882-1970) y 2 2 Fritz Haber (1868-1934), quienes lo introdujeron para analizar los fac- H°f [Na(g)] Na(s)  1– Cl2(g) 2 tores que contribuyen a la estabilidad de los compuestos iónicos. En el ciclo de Born-Haber para el NaCl se considera la formación del NaCl(s) a partir de Na(s) y Cl2(g), por dos rutas, como muestra la H°f [NaCl(s)] 씰 FIGURA 8.5. El cambio de entalpía por la ruta directa (flecha roja) es el calor de formación del NaCl(s): NaCl(s) 1 Na(s) + 2 Cl2(g) ¡ NaCl(s) ¢Hf°[NaCl(s)] = -411 kJ [8.5] La ruta indirecta tiene cinco etapas (flechas verdes en la figura 8.5). Primero, se generan átomos de Na(g) vaporizando el Na(s). Después, se 쑿 FIGURA 8.5 Ciclo de Born-Haber para la formación del forman átomos de Cl(g) rompiendo los enlaces en las moléculas de Cl2. NaCl. Esta representación de la ley de Hess muestra las relaciones Los cambios de entalpía son (apéndice C): energéticas en la formación del sólido iónico a partir de sus Na(s) ¡ Na(g) ¢H f°[Na(g)] = 108 kJ [8.6] elementos. 1 2 Cl2(g) ¡ Cl(g) ¢Hf°[Cl(g)] = 122 kJ [8.7] Observe que ambos procesos son endotérmicos. El resultado de seguir las cinco etapas es la formación de NaCl(s) En las siguientes dos etapas se elimina el electrón del Na(g) para a partir de Na(s) y 12 Cl2(g). Así, de la ley de Hess se conoce que la suma formar Na(g) y después se añade el electrón al Cl(g) para formar de los cambios de entalpía para las cinco etapas es igual al cambio de Cl(g). Los cambios de entalpía para estos procesos son iguales a la entalpía de la ruta directa (ecuación 8.5): primera energía de ionización del Na, I1(Na), y a la afinidad electrónica ¢Hf°[NaCl(s)] = ¢Hf°[Na(g)] + ¢Hf°[Cl(g)] del Cl, denotada como E(Cl), respectivamente: å å(Secciones 7.4, 7.5) +I1(Na) + E(Cl) - ¢Hred Na(g) ¡ Na +(g) + e - ¢H = I1(Na) = 496 kJ [8.8] -411 kJ = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ - 349 kJ - ¢Hred Cl(g) + e- ¡ Cl-(g) ¢H = E(Cl) = -349 kJ [8.9] Al despejar Hred: Finalmente, se combinan Na(g) y Cl–(g) para formar NaCl(s). Puesto que la formación del NaCl sólido es el proceso inverso de la des- ¢Hred = 108 kJ + 122 kJ + 496 kJ - 349 kJ + 411 kJ composición de un sólido en sus iones gaseosos, el cambio de entalpía = 788 kJ para la formación del sólido es el negativo de la energía de red, la can- tidad que se desea determinar: Por lo tanto, la energía de red del NaCl es 788 kJ/mol. + - Na (g) + Cl (g) ¡ NaCl(s) ¢H = - ¢Hred = ? [8.10] EJERCICIOS RELACIONADOS: 8.28, 8.29, 8.30, 8.83, 8.102, 8.103 EJERCICIO RESUELTO 8.2 Cargas de iones Prediga el ion generalmente formado por a) Sr, b) S, c) Al. S O L U CI Ó N Análisis Debemos determinar cuántos electrones ganarán o perderán probablemente los átomos de Sr, S y Al. Estrategia En cada caso se puede utilizar la posición del elemento en la tabla periódica para predecir si formará un catión o un anión. Después se empleará su configuración electrónica para determinar el ion con más probabilidad de formarse. Solución a) El estroncio es un metal del grupo 2A y, por lo tanto, forma un catión. Su con- figuración electrónica es [Kr]5s2, y se espera que los dos electrones de valencia se pierdan fácil- mente para dar un ion Sr2. b) El azufre es un no metal del grupo 6A y, por lo tanto, la tendencia es encontrarlo como anión. Su configuración electrónica ([Ne]3s23p4) tiene dos electrones menos que la configuración de un gas noble. Entonces, se espera que el azufre forme iones S2. c) El aluminio es un metal del grupo 3A. Así, es de esperar que forme iones Al3. 296 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos Comprobación Las cargas iónicas predichas aquí se confirman con las tablas 2.4 y 2.5. E J E R CI CI O DE PR ÁCT I CA Prediga las cargas de los iones formados cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno. Respuesta: Mg2 y N3 Iones de metales de transición Debido a que las energías de ionización aumentan rápidamente con cada eliminación sucesiva de electrones, las energías de red de los compuestos iónicos son, por lo general, lo suficiente- mente grandes para compensar la pérdida de hasta tres electrones de los átomos. Entonces, se encuentran cationes con cargas de 1, 2 o 3 en compuestos iónicos. Sin embargo, la ma- yoría de los metales de transición tiene más de tres electrones más allá de un centro de gas noble. Por ejemplo, la plata tiene la configuración electrónica [Kr]4d105s1. Los metales del grupo 1B (Cu, Ag, Au) con frecuencia se presentan como iones 1 (como en el CuBr y AgCl). Durante la formación de Ag se pierde el electrón 5s, dejando una subcapa 4d completamente llena. Como en este ejemplo, los metales de transición por lo regular no forman iones con una confi- guración de gas noble. Es claro que la regla del octeto, aunque es útil, tiene un alcance limitado. Recuerde que en la sección 7.4 se explicó que cuando un ion positivo se forma a partir de IMAGINE un átomo, los electrones que se pierden primero son siempre los de la subcapa que tiene el ¿Qué sucedería con las magnitudes mayor valor de n. Así, durante la formación de iones, los metales de transición primero pierden los de las atracciones y repulsiones electrones de la capa de valencia s y después todos los electrones d necesarios para lograr la carga del representadas en a) si los núcleos ion. Por ejemplo, al formar Fe2 a partir del Fe, el cual tiene la configuración electrónica estuvieran más separados? [Ar]3d64s2, se pierden los dos electrones 4s, lo que origina una configuración [Ar]3d6. La elimi- nación de un electrón adicional da el ion de Fe3, cuya configuración electrónica es [Ar]3d5. Los electrones Los núcleos y los se repelen electrones se atraen PIÉNSELO UN POCO entre sí. mutuamente. ¿Qué elemento forma un ion 3+ que tiene la configuración electrónica [Kr]4d 6? ⴚ 8.3 | ENLACE COVALENTE ⴙ ⴙ La gran mayoría de las sustancias químicas no tienen las características de los materiales iónicos. Muchas de las sustancias con las que existe contacto en la vida diaria, como el agua, tienden a ser gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión. Muchas, como la gasoli- ⴚ na, se evaporan rápidamente. Otras son flexibles en sus formas sólidas, como por ejemplo, las Los núcleos bolsas plásticas y la parafina. se repelen a) Para una amplia clase de sustancias que no presentan un comportamiento iónico se entre sí. necesita un modelo distinto para describir los enlaces entre átomos. G. N. Lewis razonó que La concentración de la densidad electrónica los átomos podrían adquirir una configuración electrónica de gas noble si compartieran entre los núcleos es electrones con otros átomos. Un enlace químico formado al compartir un par de electrones un enlace covalente. se conoce como enlace covalente. La molécula de hidrógeno, H2, proporciona el ejemplo más sencillo de un enlace cova- lente. Cuando dos átomos de hidrógeno se encuentran cerca uno del otro, los dos núcleos con carga positiva se repelen entre sí, los dos electrones con carga negativa también se repelen, y ⴙ ⴙ los núcleos y los electrones se atraen, como muestra la 씱 FIGURA 8.6 a). Debido a que la molécula de H2 es estable, se sabe que las fuerzas de atracción deben exceder a las de repulsión. Veamos con más detalle las fuerzas atractivas que mantienen unida a esta molécula. Mediante métodos de mecánica cuántica, análogos a los utilizados para los átomos en la sección 6.5, es posible calcular la distribución de la densidad electrónica en las moléculas. Tal b) cálculo para el H2 muestra que las atracciones entre los núcleos y los electrones ocasionan que la densidad electrónica se concentre entre los núcleos, como se aprecia en la figura 8.6b). 쑿 FIGURA 8.6 El enlace covalente Como resultado, las interacciones electrostáticas totales son atractivas. Así, los átomos en el en el H2. a) Atracciones y repulsiones H2 se mantienen unidos principalmente porque los dos núcleos positivos son atraídos hacia entre electrones y núcleos en la molécula la concentración de carga negativa entre ellos. En esencia, el par de electrones compartido en de hidrógeno. b) Distribución electrónica en la molécula de H2. cualquier enlace covalente actúa como una especie de “pegamento” para mantener unidos a los átomos.  SECCIÓN 8.3 Enlace covalente 297 PIÉNSELO UN POCO Si una molécula de H2 se ioniza para formar H2+, cambiará la fuerza del enlace. De acuerdo con la descripción de enlace covalente dada previamente, ¿esperaría que el enlace H ¬ H de H2+ fuera más débil o más fuerte que el enlace H ¬ H del H2? Estructuras de Lewis La formación de enlaces covalentes puede representarse con los símbolos de Lewis. Por ejem- plo, la formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de H se representa como: H  H H H Al formarse el enlace covalente, cada átomo de hidrógeno adquiere un segundo electrón, al- canzando la configuración electrónica estable de dos electrones del gas noble helio. La formación de un enlace covalente entre dos átomos de Cl para dar una molécula de Cl2 se representa de forma similar: Cl  Cl Cl Cl Al compartir el par electrónico de enlace, cada átomo de cloro tiene ocho electrones (un octeto) en su capa de valencia, adquiriendo así la configuración electrónica del gas noble argón. Las estructuras que se muestran aquí para el H2 y el Cl2 se conocen como estructuras de Lewis o estructuras de electrón-punto de Lewis. Al escribir estructuras de Lewis, por lo general se muestra cada par de electrones compartidos como una línea, y cualesquiera pares de electrones no compartidos como puntos. Escritos de esta forma, las estructuras de Lewis para el H2 y el Cl2 son: H H Cl Cl Para los no metales, el número de electrones de valencia en un átomo neutro es el mismo que el número de grupo. Por lo tanto, se predice que los elementos del grupo 7A, como el F, formarían un enlace covalente para lograr un octeto; que los elementos del grupo 6A, como el O, formarían dos enlaces covalentes; los elementos del grupo 5A, como el N, formarían tres, y que los elementos del grupo 4A, como el C, formarían cuatro. Estas predicciones se confirman en muchos compuestos; por ejemplo, los compuestos con hidrógeno de los no metales de la segunda fila de la tabla periódica: H H F H O H N H H C H H H H EJERCICIO RESUELTO 8.3 Estructura de Lewis de un compuesto Dados los símbolos de Lewis para el nitrógeno y el flúor de la tabla 8.1, prediga la fórmula del compuesto binario estable (un compuesto constituido por dos elementos) que se forma cuando el nitrógeno reacciona con el flúor; además, represente su estructura de Lewis. S O L U CI Ó N Análisis Los símbolos de Lewis para el nitrógeno y el flúor muestran que el nitrógeno tiene cinco electrones de valencia y el flúor tiene siete. Estrategia Es necesario encontrar una combinación de los dos elementos que dé como re- sultado un octeto de electrones alrededor de cada átomo. El nitrógeno requiere tres electrones adicionales para completar su octeto, mientras que el flúor solo necesita uno. Cuando un átomo de N y un átomo de F comparten un par de electrones, el resultado es un octeto de elec- trones para el flúor, pero no para el nitrógeno. Por lo tanto, debe buscarse la forma de obtener dos electrones más para el átomo de N. Solución El nitrógeno debe compartir un par de electrones con tres átomos de flúor para completar su octeto. Así, el compuesto binario que estos dos elementos forman debe ser NF3: N 3 F FNF F N F F F 298 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos Comprobación La estructura de Lewis en el centro muestra que cada átomo está rodeado por un octeto de electrones. Una vez que se acostumbre a pensar que cada línea en una estruc- tura de Lewis representa dos electrones compartidos, podrá utilizarla con facilidad y de mane- ra directa para comprobar los octetos. E J E R CI CI O DE PR ÁCT I CA Compare el símbolo de Lewis del neón con la estructura de Lewis del metano, CH4. ¿De qué manera importante se parecen los arreglos de electrones alrededor del neón con los del car- bono? ¿En qué aspecto importante difieren? Respuesta: Ambos átomos tienen un octeto de electrones. Sin embargo, los electrones alrededor del neón son pares de electrones no compartidos, mientras que los del carbono están compartidos con cuatro átomos de hidrógeno. Enlaces múltiples Cuando se comparte un par de electrones, se forma un enlace covalente sencillo, que en gene- ral se conoce como enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos com- pletos compartiendo más de un par de electrones. Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibujan dos líneas en la estructura de Lewis, representando un enlace doble. Por ejemplo, en el caso del dióxido de carbono, el enlace ocurre entre el carbono, con cuatro electrones de valencia, y el oxígeno, que tiene seis: O  C  O O C O (o O C O) Como muestra el diagrama, cada átomo de oxígeno adquiere un octeto al compartir dos pares de electrones con el carbono. El carbono adquiere un octeto al compartir dos pares de elec- trones con cada uno de los dos átomos de oxígeno; cada enlace doble implica cuatro electrones. Un enlace triple representa compartir tres pares de electrones, como en la molécula del N2: N  N N N (o N N) Debido a que cada átomo de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, debe compartir tres pares de electrones para lograr la configuración de octeto. Las propiedades del N2 concuerdan por completo con su estructura de Lewis. El ni- trógeno es un gas diatómico con una reactividad excepcionalmente baja que resulta del enlace nitrógenonitrógeno que es muy estable. Los átomos de nitrógeno están separados solo 1.10 Å. La corta distancia entre los dos átomos del N resulta del enlace triple entre los átomos. A partir de estudios estructurales de muchas sustancias diferentes, en las que los átomos de ni- trógeno comparten uno o dos pares de electrones, hemos aprendido que la distancia promedio entre los átomos de nitrógeno enlazados varía con el número de pares de electrones compartidos: N¬N N“N N‚N 1.47 Å 1.24 Å 1.10 Å Como regla general, la distancia entre dos átomos enlazados disminuye conforme au- menta el número de pares de electrones compartidos. PIÉNSELO UN POCO La longitud del enlace C ¬ O en el monóxido de carbono, CO, es de 1.13 Å, mientras que la del enlace C ¬ O en el CO2 es de 1.24 Å. Sin representar una estructura de Lewis, ¿cree que el CO tiene un enlace sencillo, doble o triple? 8.4 POLARIDAD DE ENLACE | Y ELECTRONEGATIVIDAD Cuando se enlazan dos átomos idénticos, como en el Cl2 o el H2, los pares de electrones deben compartirse equitativamente. En los enlaces de dos átomos ubicados en lados opuestos de la tabla periódica, como en el NaCl, se comparten los electrones muy poco, lo cual significa que el NaCl se describe mejor como un compuesto de iones Na y Cl. El electrón 3s del átomo  SECCIÓN 8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad 299 de Na, en efecto, se transfiere por completo al cloro. Los enlaces que se presentan en la mayo- ría de las sustancias caen entre estos extremos. La polaridad del enlace es una medida de qué tan equitativamente se comparten los elec- trones 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. Electronegatividad Se utiliza una cantidad conocida como electronegatividad para estimar si un enlace dado es co- valente no polar, covalente polar o iónico. La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo. A mayor electronegativi- dad de un átomo, mayor es su capacidad de atraer electrones. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su energía de ionización y con su afinidad elec- trónica, las cuales son propiedades de átomos aislados. Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y una elevada energía de ionización atrae electrones de otros átomos y se resiste a perder los suyos; es decir, es altamente electronegativo. Los valores de la electronegatividad pueden basarse en varias propiedades, no solo en la energía de ionización y en la afinidad electrónica. El químico estadounidense Linus Pauling (1901-1994) desarrolló la primera y más utilizada escala de electronegatividad, la cual se fun- damenta en datos termoquímicos. Como muestra la 쑼 FIGURA 8.7, en general, existe un aumento en la electronegatividad de izquierda a derecha a través de un periodo, es decir, de los elementos más metálicos a los más no metálicos. Con algunas excepciones (especialmente en los metales de transición), la electronegatividad disminuye con el aumento del número atómico en un grupo. Esto es lo que se esperaría porque se sabe que las energías de ionización tienden a disminuir cuando en un grupo aumenta el número atómico y las afinidades elec- trónicas no cambian mucho. No es necesario memorizar los valores de la electronegatividad. En lugar de ello, se de- berían conocer las tendencias periódicas para estar en condiciones de predecir cuál de los dos elementos es más electronegativo. PIÉNSELO UN POCO ¿Cómo difiere la electronegatividad de un elemento de su afinidad electrónica? IMAGINE Para los elementos del grupo 6A, ¿cuál es la tendencia en la electronegatividad conforme aumenta el número atómico? H 2.1 3.0 – 4.0 Li Be 2.0 – 2.9 Los valores de la electro- 1.0 1.5 Na Mg 1.5 – 1.9 negatividad no tienen unidades 0.9 1.2 K C < 1.5 0.8 1 a Sc Rb.0 1.3 Ti Sr 1.5 V 0.8 1.6 Cr 1.0 1 Y Z r 1.6 M Cs B.2 1.4 Nb 1.5n 1.8 Fe B C N 0.7 0 a L 1.6 Mo C O F 1.9o 2.0 2.5 3.0 d.9 a H 1.8 Tc Ru Ni 3.5 4.0 1.0 1 f ida.3 1 a T 1.9 2.2 Rh 1.9 C.5 1 W u Al 1A.7 1 Re O 2.2 Pd 1.9 1.5 1 Si ativ 2A.9 2.2s Ir 2.2 Ag Zn 1.6 Ga.8 2.1P S Cl 3B 2.2 Pt 1.9 1 Ge 2.5 3.0 neg 4B 2.2 Au C d.6 As 1.7 1.8 S e Br 5B 2.4 In 2.0 2.4 6B Hg 1.7 Sn 2.8 ctro 7B 1.9 Tl 1.8 Sb 1.9 Te I Incr 1.8 Pb 2.1 ele 1.9 Bi 2.5 eme 8B P nto 1.9 o e la de l 1B 2.0 At ae lectr 2B 2.2 3A od one 4A gati ent vida 5A d 6A rem 7A 씱 FIGURA 8.7 Valores de la electronegatividad basados en los datos Inc termoquímicos de Pauling. 300 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos Electronegatividad y polaridad de enlace Puede utilizarse la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos. 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 En el F2 los electrones se comparten 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 elec- tronegatividades de los átomos enlazados son iguales. En el HF el átomo de flúor es más electronegativo que el de hidrógeno, dando como resul- tado que los electrones se compartan 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 es más electronegativo, atrae la densidad electrónica alejándola del átomo de hidrógeno que es menos electronegativo, en tanto que deja una carga parcial positiva en el átomo de hidrógeno y una carga parcial negativa en el átomo de flúor. Esta distribución de carga se representa como: d+ d- H¬ F Los símbolos d + y d - (que se leen como “delta más” y “delta menos”) representan las cargas parciales positiva y negativa, respectivamente. En el LiF es muy grande la diferencia de electronegatividad, lo cual significa que la den- sidad electrónica se desplaza hacia el F. Por lo tanto, el enlace resultante se describe con mayor exactitud como iónico. El desplazamiento de densidad electrónica hacia el átomo más electronegativo en un enlace se aprecia en los resultados de los cálculos de distribuciones de densidad electrónica. Para las tres especies de nuestro ejemplo, las distribuciones de densidad electrónica calcu- ladas se muestran en la 쑼 FIGURA 8.8. Se observa que en el F2 la distribución es simétrica, en el HF está desplazada de manera evidente hacia el flúor, y en el LiF el desplazamiento es aún mayor. Por lo tanto, estos ejemplos ilustran que cuanto más grande sea la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, su enlace es más polar. F2 HF LiF 쑿 FIGURA 8.8 Distribución de densidad electrónica. Esta imagen generada por computadora muestra la distribución de densidad electrónica calculada sobre la superficie de moléculas de F2, HF y LiF. PIÉNSELO UN POCO Según las diferencias de electronegatividad, ¿cómo caracterizaría el enlace del dióxido de azufre, SO2? ¿Esperaría que los enlaces entre el S y el O fueran covalentes no polares, covalentes polares o iónicos? EJERCICIO RESUELTO 8.4 Polaridad de enlace En cada caso, ¿cuál enlace es más polar: a) B ¬ Cl o C ¬ Cl, b) P ¬ F o P ¬ Cl ? En cada caso, indique qué átomo tiene la carga parcial negativa. SOL U CI ÓN Análisis Se pide determinar las polaridades relativas de enlace, tan solo a partir de los átomos implicados en los enlaces.  SECCIÓN 8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad 301 Estrategia Puesto que no se requieren respuestas cuantitativas, entonces se recurre a la tabla periódica y a nuestro conocimiento de las tendencias de la electronegatividad para responder a la pregunta. Solución a) El átomo de cloro es común en ambos enlaces. Por lo tanto, el análisis se reduce a una com- paración de las electronegatividades del B y C. El boro se encuentra a la izquierda del carbono en la tabla periódica, entonces se predice que el boro es menos electronegativo. El cloro, al estar del lado derecho de la tabla, es más electronegativo. El enlace más polar será aquel entre el átomo menos electronegativo (boro) y el más electronegativo (cloro). En consecuencia, el enlace B ¬ Cl es más polar; el átomo de cloro tiene la carga parcial negativa porque es más electronegativo. b) En este ejemplo, el fósforo es común en ambos enlaces, y el análisis se reduce a una com- paración de las electronegatividades del F y el Cl. El flúor se encuentra arriba del cloro en la tabla periódica, así que debería ser más electronegativo y formaría el enlace más polar con el P. La gran electronegatividad del flúor significa que porta una carga parcial negativa. Comprobación a) De acuerdo con la figura 8.7: la diferencia en las electronegatividades del cloro y el boro es 3.0  2.0  1.0; la diferencia entre el cloro y el carbono es 3.0  2.5  0.5. Por lo tanto, el en- lace B ¬ Cl es más polar, como se había predicho. b) De acuerdo con la figura 8.7: la diferencia en las electronegatividades del cloro y el fósforo es 3.0  2.1  0.9; la diferencia entre el flúor y el fósforo es 4.0  2.1  1.9. Por lo tanto, el en- lace P ¬ F es más polar, como se esperaba. EJERCI CI O D E P R ÁC T I C A ¿Cuál de los siguientes enlaces es el más polar: S ¬ Cl, S ¬ Br, Se ¬ Cl o Se ¬ Br? Respuesta: Se ¬ Cl Momentos dipolares La diferencia de electronegatividad entre el H y el F origina un enlace covalente polar en la molécula del HF. En consecuencia, existe una concentración de carga negativa en el átomo más electronegativo, el F, dejando al átomo menos electronegativo, el H, en el extremo posi- tivo de la molécula. Una molécula como el HF, en la que los centros de carga positiva y negativa no coinciden, es una molécula polar. Por lo tanto, describen a los enlaces y a las moléculas completas como polares y no polares. La polaridad de la molécula de HF se puede indicar de dos formas: d+ d- ?: H¬ F o H¬F En la notación de la derecha, la flecha representa el desplazamiento de la densidad elec- trónica hacia el átomo de flúor. El extremo cruzado de la flecha se considera como un signo positivo que designa el extremo positivo de la molécula. IMAGINE La polaridad ayuda a determinar muchas propiedades observadas a nivel macroscópico, en el laboratorio y en la vida diaria. Las moléculas polares se alinean unas respecto de otras, Si las partículas cargadas tienden a con el extremo negativo de una molécula y el extremo positivo de otra atrayéndose entre sí. juntarse, ¿m se incrementa, decrece Las moléculas polares son atraídas del mismo modo por los iones. El extremo negativo de o queda intacto? una molécula polar es atraído por un ion positivo, y el extremo positivo es atraído por un ion Q Q negativo. Estas interacciones explican muchas de las propiedades de los líquidos, sólidos y disoluciones, como se verá en los capítulos 11, 12 y 13. ¿Cómo se cuantifica la polaridad de una molécula? Siempre que una distancia separa a r dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signos opuestos, se establece un dipolo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se conoce como momento dipolar, repre- Momento dipolar m  Qr sentado como m. Si una distancia r separa dos cargas de igual magnitud pero de signos 쑿 FIGURA 8.9 Dipolo y momento opuestos, Q y Q, como en la 씰 FIGURA 8.9, la magnitud del momento dipolar es el dipolar. Cuando cargas de igual magnitud y producto de Q y r: signos opuestos, Q y Q, están separadas por una distancia r, se produce un dipolo. m = Qr [8.11] 302 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos Esta expresión nos indica que el momento dipolar aumenta conforme crece la magnitud de Q y también al incrementarse r. Para una molécula no polar, como el F2, el momento dipolar es cero porque no hay separación entre las cargas. PIÉNSELO UN POCO El monofluoruro de cloro, ClF, y el monofluoruro de yodo, IF, son compuestos interhalógenos, compuestos que contienen enlaces entre diferentes elementos halógenos. ¿Cuál de estas moléculas tendrá el mayor momento dipolar? Por lo regular, los momentos dipolares se reportan en debyes (D), una unidad que es igual a 3.34  1030 coulomb-metro (C-m). En general, para moléculas, la carga se mide en unidades de la carga electrónica, e, 1.60  1019 C, y la distancia en angstroms. Esto sig- nifica que es necesario convertir unidades siempre que se desee reportar un momento dipolar en debyes. Suponga que dos cargas, 1 y 1 (en unidades de e), están separadas por 1.00 Å. El momento dipolar producido es 10-10 m 1D m = Qr = (1.60 * 10-19 C)(1.00 Å) ¢ ≤¢ ≤ = 4.79 D 1Å 3.34 * 10-30 C-m La medición de los momentos dipolares brinda valiosa información sobre las distribuciones de carga en las moléculas, como lo muestra el ejercicio resuelto 8.5. EJERCICIO RESUELTO 8.5 Momentos dipolares de moléculas diatómicas La longitud de enlace en la molécula HCl es 1.27 Å. a) Calcule el momento dipolar, en debyes, que resulta si las cargas de los átomos de H y Cl fueran 1 y 1, respectivamente. b) El momento dipolar del HCl(g), me- dido experimentalmente, es 1.08 D. ¿Qué magnitud de carga, en unidades de e, para los átomos de H y Cl produciría este momento dipolar? SOL U CI Ó N Análisis y Estrategia En el inciso a) se pide calcular el momento sultado. En b) se proporciona el momento dipolar real de la molécula dipolar del HCl, que resultaría si hubiera una transferencia completa y se utilizará ese valor para calcular las cargas parciales reales de los de carga del H al Cl. Se emplea la ecuación 8.11 para obtener este re- átomos de H y Cl. Solución a) La carga de cada átomo es la carga electrónica, 10-10 m 1D e  1.60 Å 1019 C. La separación es 1.27 Å. Por lo m = Qr = (1.60 * 10-19 C)(1.27 Å) ¢ ≤¢ ≤ = 6.08 D tanto, el momento dipolar es: 1Å 3.34 * 10-30 C-m 3.34 * 10-30 C-m (1.08 D) ¢ ≤ b) Se conoce el valor de m, 1.08 D, y el valor de r, m 1D 1.27 Å. Se desea calcular el valor de Q: Q = = = 2.84 * 10-20 C r -10 10 m (1.27 Å) ¢ ≤ 1Å 1e Es fácil convertir esta carga a unidades de e: Carga en e = (2.84 * 10-20 C) ¢ ≤ = 0.178e 1.60 * 10-19 C Así, el momento dipolar experimental indica que la 0.178 + 0.178 - separación de carga en la molécula de HCl es: H ¬ Cl Como el momento dipolar experimental es menor que el calculado una carga electrónica completa. Esto se podría haber anticipado en el inciso a), las cargas de los átomos son bastante menores que porque el enlace H ¬ Cl es covalente polar más que iónico. EJERCI CI O DE P R ÁC T I C A El momento dipolar del monofluoruro de cloro, ClF(g), es 0.88 D. La longitud de enlace de la molécula es 1.63 Å. a) ¿Cuál átomo se espera que tenga la carga parcial negativa? b) ¿Cuál es la carga de ese átomo en unidades de e? Respuestas: a) F, b) 0.11 -  SECCIÓN 8.4 Polaridad de enlace y electronegatividad 303 TABLA 8.3 Longitudes de enlace, diferencias de electronegatividad y momentos dipolares de los haluros de hidrógeno Longitud de Diferencia de Compuesto enlace (Å) electronegatividad Momento dipolar (D) HF 0.92 1.9 1.82 HCl 1.27 0.9 1.08 HBr 1.41 0.7 0.82 HI 1.61 0.4 0.44 La 쑿 TABLA 8.3 presenta las longitudes de enlace y los momentos dipolares de los haluros de hidrógeno. Observe que al moverse del HF al HI, la diferencia en la electronegativi- dad disminuye y la longitud de enlace se incrementa. El primer efecto disminuye la cantidad de carga separada y ocasiona que el momento dipolar disminuya del HF al HI, aun cuando la longitud de enlace aumente. Cálculos idénticos a los utilizados en el ejercicio resuelto 8.5 muestran que las cargas reales de los átomos disminuyen de 0.41 y 0.41 en el HF a 0.057 y 0.057 en el HI. Puede visualizarse el grado de variación en el desplazamiento de la carga electrónica en estas sustancias a partir de imágenes generadas por computadora, las cuales se basan en cálculos de distribución electrónica, como se muestra en la 쑼 FIGURA 8.10. Para estas moléculas, el cambio en la diferencia de electronegatividad tiene un mayor efecto sobre el momento dipolar que el cambio en la longitud de enlace. PIÉNSELO UN POCO En química, el enlace entre el carbono y el hidrógeno es uno de los tipos más importantes de enlace. La longitud de un enlace H ¬ C es de aproximadamente 1.1 Å. De acuerdo con esta distancia y con las diferencias de electronegatividad, ¿predeciría que el momento dipolar de un enlace individual H ¬ C es mayor o menor que el momento dipolar de un enlace H ¬ I? Antes de concluir esta sección, considere la molécula de LiF ilustrada en la figura 8.8. En condiciones estándar, el LiF existe como un sólido iónico con un arreglo de átomos análogo a la estructura de cloruro de sodio, como se muestra en la figura 8.3. Sin embargo, es posible generar moléculas de LiF evaporando el sólido iónico a temperaturas elevadas. Las moléculas tienen un momento dipolar de 6.28 D y una distancia de enlace de 1.53 Å. Con estos valores es posible calcular la carga del litio y el flúor como 0.857 y 0.857, respectivamente. Este enlace es extremadamente polar, y la presencia de estas cargas tan grandes favorece mucho la formación de una red iónica extendida en la que cada ion litio está rodeado por iones fluo- ruro, y viceversa. IMAGINE ¿Cómo interpreta el hecho de que no existe el rojo en las representaciones del HBr y HI? HF HCl HBr HI 쑿 FIGURA 8.10 Separación de carga en los haluros de hidrógeno. En el HF, la gran electronegatividad del F aleja del H gran parte de la densidad electrónica. En el HI, el I es mucho menos electronegativo que el F, entonces no atrae fuertemente a los electrones compartidos y, en consecuencia, hay mucho menos polarización del enlace. 304 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos Distinción entre los enlaces iónicos y los enlaces covalentes Para comprender las interacciones responsables del enlace químico, es conveniente tratar por separado a los enlaces iónicos y a los covalentes. Este es el método que se emplea en este capí- tulo, así como en la mayoría de los textos de química de nivel superior. Sin embargo, en realidad hay un continuo entre los extremos de los enlaces iónicos y los covalentes. La caren- cia de una separación bien definida entre los dos tipos de enlace en principio, tal vez parezca inquietante o genere confusión. Los modelos sencillos de enlaces covalentes y iónicos presentados en este capítulo están encaminados hacia la comprensión y predicción de las estructuras y propiedades de los com- puestos químicos. Cuando el enlace covalente predomina, es común esperar que los compuestos existan como moléculas,* con todas las propiedades asociadas a las sustancias moleculares, como sus puntos de fusión y de ebullición relativamente bajos y su comportamiento no elec- trolítico cuando se disuelven en agua. Cuando el enlace iónico predomina, se espera que los compuestos sean sólidos quebradizos con puntos de fusión elevados, con estructuras de red ex- tendidas y que muestren un comportamiento electrolítico cuando se disuelvan en agua. De hecho, existen excepciones a estas caracterizaciones generales, algunas de las cuales se examinarán más adelante en este libro. No obstante, la capacidad de categorizar con rapi- dez las interacciones de enlace predominantes en una sustancia como covalentes o iónicas imparte una considerable perspectiva sobre las propiedades de dicha sustancia. Entonces surge la pregunta de cuál es la mejor manera de reconocer qué tipo de enlace predomina. El método más sencillo consiste en suponer que la interacción entre un metal y un no metal es iónica y que entre dos no metales es covalente. Aunque este esquema de clasificación es razonablemente predictivo, hay demasiadas excepciones como para utilizarlo a ciegas. Por ejemplo, el estaño es un metal y el cloro es un no metal, pero el SnCl4 es una sustancia mo- lecular que existe como un líquido incoloro a temperatura ambiente. Su punto de congelación es 33 °C y el de ebullición es 114 °C. Es claro que esta sustancia no tiene las características de una sustancia iónica. Un método más elaborado consiste en emplear la diferencia de electronegatividad como el criterio principal para determinar si dominará el enlace iónico o el covalente. Este método predice correctamente el enlace del SnCl4 como co- valente polar de acuerdo con la diferencia de electronegatividad, 1.2, y a la vez predice de manera correcta el enlace de NaCl como predominantemente iónico con base en una dife- rencia de electronegatividad de 2.1. La evaluación del enlace con base en la diferencia de electronegatividad es un sistema útil, pero tiene una deficiencia. Los valores de la electronegatividad dados en la figura 8.7 no consideran los cambios de enlace que acompañan a los cambios en el estado de oxidación del metal. Por ejemplo, la figura 8.7 indica que la diferencia de electronegatividad entre el man- ganeso y el oxígeno es 3.5 – 1.5  2.0, la cual cae en el intervalo donde el enlace en general se considera iónico (la diferencia de electronegatividad del NaCl es 3.0  0.9  2.1). Así, no es sorprendente saber que el óxido de manganeso(II), MnO, es un sólido verde que se funde a 1842 °C y que tiene la misma estructura cristalina que el NaCl. Sin embargo, el enlace entre el manganeso y el oxígeno no siempre es iónico. El óxido de manganeso(VII), Mn2O7, es un líquido verde que se congela a 5.9 °C, lo cual indica que el enlace covalente, y no el iónico, es el que predomina. El cambio en el estado de oxidación del man- ganeso es responsable por el cambio en el tipo de enlace. En general, siempre que aumenta el estado de oxidación del metal, también aumenta el grado del enlace covalente. Cuando el estado de oxidación del metal es altamente positivo (en términos generales, 4 o mayor), se debería esperar una covalencia significativa en los enlaces que forma con los no metales. Así, con metales en altos estados de oxidación se encuentran sustancias moleculares, como el Mn2O7, o iones po- liatómicos, como el MnO4 y el CrO42, en lugar de compuestos iónicos. PIÉNSELO UN POCO Se tiene un sólido amarillo que se funde a 41 °C y hierve a 131 °C, y un sólido verde que se funde a 2320 °C. Si se dice que uno de los compuestos es Cr2O3 y el otro es OsO4, ¿cuál esperaría que fuera el sólido amarillo? *Hay algunas excepciones a esta regla, como los sólidos en red, incluyendo el diamante, el silicio y el germanio, donde se forma una estructura extendida aun cuando el enlace es claramente covalente. Esos ejemplos se ana- lizan en la sección 12.7.  SECCIÓN 8.5 Representación de las estructuras de Lewis 305 8.5 REPRESENTACIÓN DE LAS ESTRUCTURAS | DE LEWIS Las estructuras de Lewis pueden 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 que usted debería practicar. Para lograrlo, se recomienda el siguiente 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. No se preocupe por saber de qué átomos provienen los electrones. Solo el número total es importante. 2. Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles están unidos con cuáles y conéctelos mediante un enlace sencillo (una línea representando dos electrones). Las fórmulas químicas con 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 carbono 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 CO32 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 represen- tar la estructura de Lewis. 3. Complete los octetos alrededor de todos los átomos unidos al átomo central. Sin em- bargo, 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 unidos al átomo central para formar enlaces dobles o triples. EJERCICIO RESUELTO 8.6 Representación de una estructura de Lewis Represente la estructura de Lewis para el tricloruro de fósforo, PCl3. S O L U CI Ó N Análisis y Estrategia Se pide representar una estructura de Lewis a partir de una fórmula molecular. Nuestra estrategia es seguir el procedimiento de cinco pasos ya descrito. Solución Primero, se suman los electrones de valencia. El fósforo (grupo 5A) tiene cinco electrones de valencia, y cada cloro (grupo 7A) tiene siete. El número total de electrones de valencia es, por lo tanto, 5 + (3 * 7) = 26 Segundo, se acomodan los átomos para mostrar cuál está conectado con cuál, y se dibuja un enlace sencillo entre ellos. Hay varias formas de aco- modar los átomos. Sin embargo, en compuestos binarios, el primer elemento en la fórmula química es el que generalmente está rodeado Cl P Cl por los átomos restantes. Así, se inicia con una estructura de esqueleto que muestra un enlace sencillo entre el átomo de P y cada átomo de Cl: Cl (No es crucial que los átomos de Cl estén a la izquierda, a la derecha y abajo del átomo de P; funcionará cualquier estructura que muestre cada uno de los tres átomos de Cl unidos a P). Tercero, se completan los octetos de los átomos unidos al átomo central. Al Cl P Cl colocar los octetos alrededor de cada átomo de Cl se representan 24 elec- trones (recuerde, cada línea en nuestra estructura indica dos electrones): Cl Cuarto, nuestro número total de electrones es 26; entonces los dos elec- Cl P Cl trones restantes se colocan en el átomo central, completando el octeto a su alrededor: Cl Esta estructura le asigna un octeto a cada átomo; entonces se hace un alto en este punto. (Al comprobar los octetos, recuerde contar los dos electrones de un enlace sencillo dos veces, una vez para cada átomo que forma el enlace). 306 CAPÍTULO 8 Conceptos básicos de los enlaces químicos E J E R CI CI O DE PR ÁCT I CA a) ¿Cuántos electrones de valencia deberían aparecer en la estructura de Lewis del CH2Cl2? b) Represente la estructura de Lewis. H Respuestas: a) 20, b) Cl C Cl H EJERCICIO RESUELTO 8.7 Estructura de Lewis con un enlace múltiple Represente la estructura de Lewis para el HCN. SOL U CI ÓN El hidrógeno tiene un electrón de valencia, el carbono (grupo 4A) tiene cuatro, y el nitrógeno (grupo 5A) tiene cinco. El número total de electrones de valencia es, por lo tanto, 1  4  5  10. En principio, hay distintas formas que podrían elegirse para acomodar los átomos. Debido a que el hidrógeno solo puede acomodar un par de electrones, este siempre tiene un solo enlace sen- cillo asociado a él. Por lo tanto, C ¬ H ¬ N es un arreglo imposible. Las restantes dos posibilidades son H ¬ C ¬ N y H ¬ N ¬ C. El p