valencia

Lic. Erick M. Vásquez Villatoro.

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Valencia

En química, el número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados

por los átomos de un elemento químico.

Es la capacidad de combinación de un elemento químico determinado con respecto a otros

elementos, cuando forman entre sí diferentes compuestos

Historia

La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1425, significando "extracto, preparación", del

latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un

elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz.

En 1789, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas

"últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia. Si, por ejemplo, de acuerdo a

Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego

la fuerza del enlace debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras

combinaciones de partículas últimas:

Sin embargo, la incepción exacta de la teoría de las valencias químicas puede ser rastreda a una

publicación de Edward Frankland, en la que combinó las viejas teorías de los radicales libres y


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"teoría de tipos" con conceptos sobre afinidad química para mostrar que ciertos elementos tienen la

tendencia a combinarse con otros elementos para formar compuestos conteniendo 3 equivalentes

del átomo unido, por ejemplo, en los grupos de tres átomos (vg. NO3, NH3, NI3, etc.) o 5, por

ejemplo en los grupos de cinco átomos (vg. NO5, NH4O, PO5, etc.) Es en este modo, según

Franklin, que sus afinidades están mejor satisfechas. Siguiendo estos ejemplos y postulados,

Franklin declaró cuán obvio esto es que:

Una tendencia o ley prevalece (aquí), y que, no importa qué puedan ser los caracteres de los átomos que se unen, el poder combinante de los elementos atrayentes, si me puedo permitir el término, se satisface siempre por el mismo número de estos átomos.

Este "poder combinante" fue denominado posteriormente cuantivalencia o valencia.

Vista general

El concepto fue desarrollado a mediados del siglo XIX, en un intento por racionalizar la fórmula

química de compuestos químicos diferentes. En 1919, [[Irving Langmuir], tomó prestado el término

para explicar el modelo de átomo cúbico de Gilbert N. Lewis al enunciar que "el número de pares

de electrones que cualquier átomo dado comparte con el átomo adyacente es denominado

la covalencia del átomo." El prefijo co-significa "junto", así que un enlace co-valente significa que

los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1,

significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un

electrón adicional. Luego, un enlace entre estos dos átomos resultaría porque se

complementarían o compartirían sus tendencias en el balance de la valencia. Subsecuentemente,

ahora es más común hablar de enlace covalente en vez de "valencia", que ha caído en desuso del

nivel más alto de trabajo, con los avances en la teoría del enlace químico, pero aún es usado

ampliamente en estudios elementales donde provee una introducción heurística a la materia.

Definición IUPAC

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha hecho algunos intentos de llegar a

una definición desambigua de valencia. La versión actual, adoptada en 1994, es la siguiente:

El máximo número de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro) que pueden

combinarse con un átomo del elemento en consideración, o con un fragmento, o para el cual un

átomo de este elemento puede ser sustituido.


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Esta definición reimpone una valencia única para cada elemento a expensas de despreciar, en

muchos casos, una gran parte de su química. La mención del hidrógeno y el cloro es por razones

históricas, aunque ambos en la práctica forman compuestos principalmente en los que sus átomos

forman un enlace simple.

Ejemplos:

En el metano CH4, la valencia del carbono es 4 y el nº de oxidación es -4, ya que el hidrógeno presenta un número de oxidación +1.

En el cloroformo, Cl3CH, la valencia del carbono es 4 y su nº de oxidación es +2, ya que el cloro presenta un número de oxidación -1 y el hidrógeno +1.

Estado de oxidación El estado de la materia o número de oxidación se define a la carga que se le asigna a un átomo

cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga

negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es

eléctricamente neutro.

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay

insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ion con carga positiva (catión), A+, y se dice

que es un ion mono positivo; su estado de oxidación es de 1+. En cambio, si el átomo acepta un

electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ion mono

negativo (anión), A-. El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones


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dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas

cargas.

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre

paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ion de hierro con un estado de

oxidación 3+, Fe3+, se escribiría de la siguiente forma: hierro (III). El óxido de manganeso con el

manganeso presentando un estado de oxidación de 7+, MnO4-, se nombra como "óxido de

manganeso (VII)"; de esta forma se puede diferenciar de otros óxidos. En estos casos no es

necesario indicar si la carga del ion es positiva o negativa.

En la fórmula química, el estado de oxidación de los iones se indica mediante un superíndice

después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxígeno (II),

O2-. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.

La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que

pasa a presentar un estado de oxidación de 1-:

I2 + 2e- 2I-

Cuando se escriben reacciones químicas, las siguientes reglas permiten obtener el estado de

oxidación que presenta cada elemento:

i. Entre átomos distintos que comparten un electrón, se considera que el átomo de

mayor electronegatividad tiene ese electrón y el otro lo cede.

ii. Si los átomos son iguales, se considera que lo comparten.

A veces no es obvio en qué estados de oxidación están los iones de una molécula. Por ejemplo, en

Cr(OH)3, no se indica ningún estado de oxidación, pero hay un enlace iónico.

Hay varias reglas para determinar el estado de oxidación de cada ion:

i. El estado de oxidación de átomos neutros es igual a cero.

ii. En las moléculas formadas por átomos del mismo elemento (por ej. Cl2) el número de

oxidación es cero.

iii. En las moléculas neutras, la suma de los estados de oxidación resulta cero.

iv. En las moléculas cargadas (iones poliatómicos), la suma de los estados de oxidación

coincide con la carga total de la molécula.


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v. El flúor siempre tiene un estado de oxidación de -1 (se trata del elemento más

electronegativo).

vi. El oxígeno suele tener un estado de oxidación de - 2, excepto en varios casos:

a. En el caso de que haya flúor, que tendrá estado de oxidación 1-.

b. Cuando hay enlaces entre dos átomos de oxígeno; un oxígeno neutraliza la carga del

otro.

c. En peróxidos, por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), H2O2, en

donde tenemos O22-, por lo que se considera que el átomo de oxígeno tiene un

estado de oxidación de 1-.

d. En superóxidos; 1/2-.

vii. Los iones del grupo 1 tienen un estado de oxidación de 1+ en sus compuestos.

viii. Los iones del grupo 2 tienen un estado de oxidación de 2+ en sus compuestos.

ix. Los halógenos tienen normalmente un estado de oxidación de 1- (salvo cuando están con

otros átomos tan electronegativos como ellos, como el oxígeno u otros halógenos).

x. El hidrógeno tiene estado de oxidación de +1, excepto cuando forma hidruros metálicos.

Por ejemplo:

a) Vamos a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del

mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda

ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismos que tiene el átomo neutro, lo que

determina que su número de oxidación sea 0.

Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad,

quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su


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número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es

+1. b) Calcular el número de oxidación del Azufre en Na2SO3.

Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y el O: -2

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento.

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:

(+1) x 2 + (X) x 1 + (-2) x 3 = 0

2 + X - 6 = 0

X = + 4

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él

La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

c) Calcular el numero de oxidación para el cromo en

Para calcular el número de oxidación del Cr nos basaremos en el O: - 2

(X) x 2 + (-2) x 7 = - 2 (Suma igual a la carga del ión)


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Resolviendo, encontramos que X = + 6

d) Calcular el numero de oxidación del cromo en el Cr(OH)3.

Para calcular el número de oxidación del Cr nos basaremos en el oxígeno: - 2 y el hidrógeno 1+

Por lo tanto, el grupo hidróxido (OH) tiene una carga negativa (- 2 + 1 = - 1), por lo que se escribe,

si no forma un compuesto, como OH-.

(X) x 1 + (-1) x 3 = 0

Resolviendo, encontramos que X = + 3

Hay tres hidróxidos, por lo que son tres cargas negativas las que neutraliza el ion de cromo, es

decir, que se trata de un ion tripositivo, Cr3+.

Principales estados de oxidación de metales y no metales.

Metales

I A II A III A +1 +2 +3 +1/+2 +1/+3 +2/+3 +2/+4 Li Be Al Hg Au Fe Pb Na Mg Ga Cu Co Pt K Ca Ni Sn Rb Sr Cs Ba Fr Ra Zn

No Metales

+3/-3 +4/+2/-4 +5/+3/-3 +6/+4/+2/-2 +7/+5/+3/+1/-1 B C N S F Si P Se Cl Ar Te Br I At

Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO4. Elige la respuesta correcta: a) K = +2; O = -2; Mn = +6 b) K = +1; O = -2; Mn = +7 c) K = +1; O = -1; Mn = +3


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Enlace Químico. Son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.

En general hay dos tipos de enlaces:

Enlaces interatómicos ó intramoleculares: mediante este tipo de enlaces se unen entre sí conjuntos de átomos para dar lugar a moléculas ó estructuras superiores a los átomos. En este tipo de enlaces se incluyen el iónico, el covalente y el metálico.

Fuerzas intermoleculares: unen a las moléculas de una misma sustancia. En general son más débiles que los anteriores. Aquí se incluyen las Fuerzas de Van der Waals y los puentes de hidrógeno.

Historia

Los primeros planteamientos sobre la naturaleza de los enlaces químicos surgieron a principios

del siglo XII, y suponían que ciertos tipos de especies químicas eran vinculados por ciertos tipos de

afinidades químicas.

A mediados del siglo XIX Edward Frankland, Friedrich Kekulé, A.S. Couper, A.M.

Butlerov y Hermann Kolbe, desarrollaron teorías de radicales, de valencias llamada en un principio

“poder de combinar” en la cual los compuestos se atraían gracias a la atracción de polos

positivos y negativos.

En 1916, el químico Gilbert Lewis desarrolló la idea de la unión por par de electrones. Walter

Heitler y Fritz London fueron los autores de la primera explicación mecánica cuántica de la

conexión química, especialmente la del hidrógeno molecular, en 1927, utilizando la teoría de

conexiones de Valencia. En 1930, la primera descripción matemática cuántica del enlace químico

simple se desarrolló en la tesis de doctorado de Edward Teller.

En 1931, el químico Linus Pauling publicó lo que a veces se considera como el texto más

importante de la historia de la química: "The Nature of the Chemical Bond"


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Tipos de enlace

El enlace entre dos átomos nunca se corresponde exactamente con una de las siguientes

categorías. Sin embargo, son útiles para clasificar muchas de las propiedades y reactividad

química de una gran variedad de compuestos.

Enlace iónico.

El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática

entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.

El enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos:

I A - VII A

II A - VI A

III A - V A

Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción

electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya

estructura generalmente es cristalina.

Como es el caso del sodio y la del cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor

estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y

cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.


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El metal dona uno o más electrones formando cationes con una carga positiva y configuración

electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado

negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. La atracción

electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.

Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la distribución del neón

Na [Ne] 3s1 Na+ [Ne] + e-

Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la distribución del argón

Cl [Ne] 3s23p5 + e- Cl- [Ar]

Definición

Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una

diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. En una unión de dos átomos por enlace iónico,

un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica

del más electronegativo.

De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y

un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una

fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico

es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.

En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están

disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como

"Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl".


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Característica Enlace Iónico.

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

a. Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.

b. Altos puntos de fusión y ebullición.

c. Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no

metales de los grupos VI y VII.

d. Son solubles en disolventes polares y aun así es muy baja.

e. Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.

f. En estado sólido no conducen la electricidad.

Formación de compuestos iónicos binarios.

Los compuestos binarios están formados por dos elementos diferentes. Un compuesto iónico binario estará formado por un catión metálico y un anión no metálico.

Un ejemplo de ello tenemos a los Óxidos básicos: Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno en las que el oxígeno utiliza el grado o estado de oxidación -2. La fórmula general que identifica a estos óxidos es la siguiente:

Donde M es el metal, 2 es la valencia o estado de oxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es la

valencia del metal.

Cu2O oxido de cobre (I)

Fe2O3 oxido de hierro (III)

Cuando es la adición de un metal con otro no metal diferente al oxigeno, también forma un

compuesto binario.

Ejemplos:


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NaCl cloruro de sodio

FeS sulfuro de hierro (II)

Enlace covalente

En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo

de enlace se produce cuando existe una electronegatividad polar, se forma cuando la diferencia de

electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia

de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de

orbital denominado orbital molecular.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia

de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son

compartidos por ambos átomos. Lo que hace el enlace covalente es que los dos átomos no

metálicos compartan un electrón, es decir se unen por uno de sus electrones del último orbital el

cual depende del número atómico del átomo del que estamos hablando.

Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que

facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir

estabilidades relativas.

Ejemplo de formula de puntos de Lewis de algunos átomos:

Hidrogeno 1e-, berilio 2e-, oxigeno 6e-.

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración

electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la

tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos

situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de

electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico;


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pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de

transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Definición

Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales.

Método general para obtener estructuras de Lewis

i. Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula

química.

ii. Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes

utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número

total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.

iii. Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos

presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o

sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con

suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas

alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un

elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

iv. Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho

electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una

excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

v. Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si

no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto.

Regla del Octeto.

Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones

de valencia.


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Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la siguiente Tabla se resume la determinación de

la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al

completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en

total.

Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.

Molécula

Tipo y número

de átomos

Electrones de valencia

de cada átomo

Número total de

electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CHCl3

C = 1 H = 1 Cl = 3

C = 4 H = 1 Cl = 7

C = 1 x 4 = 4 H = 1 x 1 = 1

Cl = 3 x 7 = 21

TOTAL=26

Limitaciones de la regla del octeto

Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente una herramienta

que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin embargo, la naturaleza es complicada y

no siempre se cumplen las reglas inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen

la regla del octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, que es un gas subproducto de la

combustión de la gasolina en los automóviles y uno de los contaminantes más importantes de la

atmósfera, tiene 11 electrones de valencia. Dado que la regla del octeto demanda que los

electrones se acomoden por parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este

compuesto no puede satisfacerla.

Existen compuestos estables que tienen como átomo central a uno con menos de ocho electrones.

Tal es el caso de algunos compuestos de boro, como el trifloruro de boro. El boro tiene tres


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electrones de valencia, que al compartirse con los electrones del flúor completa seis electrones a

su alrededor

Estructura de Lewis del BF3

Podríamos escribir la estructura del BF3 con un enlace doble entre un flúor y el átomo de boro. De

esta forma tanto el boro como los tres átomos de flúor cumplirían la regla del octeto. Sin

embargo, la evidencia experimental indica que los enlaces entre el boro y el flúor son sencillos.

Aquí es importante resaltar que la evidencia experimental es más importante que lo que se pueda

predecir con la teoría. Así, el experimento indica que el compuesto BF3 se tiene que tratar como

un compuesto que no satisface la regla del octeto.

La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de compuestos, como en aquéllos en los

que participan el boro o el berilio a los que se les llama compuestos deficientes de electrones,

porque tienen menos electrones de valencia que un octeto.

Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus átomos tienen con

más de ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre son dos ejemplos. El fósforo tiene

cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún elemento de la familia

de los halógenos (flúor, cloro, bromo y iodo) pueden compartir diez (Ej. PF5) y hasta doce

electrones. (SCl6)

Estructura de Lewis del pentacloruro de fósforo y el hexafluoruro de azufre

Características del Enlace Covalente.


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Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas. Tienen las

siguientes propiedades:

a. Temperatura de fusión y ebullición bajas.

b. En condiciones ordinales (25 ºC aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gases.

c. Son blandos en estado sólido.

d. Aislantes de corriente eléctrica y calor.

e. Solubilidad. Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son

solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos.

Tienen estas propiedades:

a. Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.

b. Sólidos en condiciones ordinales.

c. Son sustancias muy duras (excepto el grafito).

d. Aislantes (excepto el grafito).

e. Insolubles.

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia

electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una

molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en

comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y triples, según la forma de

compartir uno, dos o tres electrones.

Enlace covalente sencillo

Se forma cuando se comparte un par de electrones entre los átomos que forman el enlace; en

otras palabras, Enlace covalente simple: un átomo comparte con otro, un par de electrones

uno con otros.(formación de los alcanos)


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Metano.

Enlace covalente doble:

Un átomo comparte con otro, 4 electrones 2 de cada átomo. (Formando los alquenos: enlace doble

carbono - carbono)

Formula molecular: CnH2n

Ejemplo: C2H4

Etileno.

El enlace sigma (enlace σ) es el tipo más fuerte de enlace químico covalente. El enlace sigma se

define más claramente para moléculas diatómicas. Es un enlace que resulta de la superstición

frontal de orbitales atómicos; la región donde se comparten electrones es a lo largo y en forma

cilíndrica alrededor de una línea imaginaria que conecta a los átomos enlazados. El símbolo σ es la

letra griega para s. Esto se debe a la similitud en forma de un enlace σ enlazante con el orbital

atómico s. Todos los enlaces sencillos son sigma.

Los enlaces pi (enlaces π) son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de

un orbital electrónico se traslapan con dos lóbulos del otro orbital electrónico involucrado. La letra

griega π en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los

enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en

este tipo de enlace; los enlaces pi son generalmente más débiles que los enlaces sigma, porque su

densidad electrónica negativamente cargada está más lejos de la carga positiva del núcleo


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atómico, lo que requiere más energía, La combinación de enlace pi y enlace sigma es más fuerte

que cualquiera de los enlaces por sí solo.

Etileno.

Un orbital pi solo se puede formar si ya hay un enlace sigma entre dos átomos iguales, los enlaces

pi y sigma juntos forman un enlace doble.

En el ejemplo del etileno hay:

Cuatro enlaces σ : C – H

Un enlace σ: C - C

Un enlace π: C – C

Enlace covalente triple:

Cuando un átomo comparte con otro, 6 electrones 3 de cada átomo. (Formación de los alquinos o

hidrocarburos acetilénicos, los cuales tienen 2 o mas enlaces triples carbono- carbono).

La formula molecular de los alquinos no cíclicos es: CnH2n-2

Acetileno.

En un enlace triple se compone de un enlace sigma y dos pi

Enlace covalente no polar.

En un enlace covalente no polar, como la molécula del H2 (H-H), el par electrónico esta compartido

por igual entre los dos núcleos del Hidrogeno. Ambos átomos de hidrogeno tienen la misma

electronegatividad, lo cual significa que los electrones que comparten son atraídos por igual hacia


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ambos núcleos de hidrogeno, por lo tanto pasan la misma cantidad de tiempo cerca de cada

núcleo.

En este tipo de enlace la densidad electrónica es simétrica alrededor del plano perpendicular a la

línea de los dos núcleos.

Podemos generalizar: los enlaces covalentes de todas las moléculas diatónicas homonucleares

deben ser no polares.

Enlace covalente polar.

Este tipo de enlace se da en moléculas diatónicas heteronucleares, como por ejemplo el HF que es un gas a temperatura ambiente. Sabemos que el enlace H-F tiene cierto grado de polaridad, por que los átomos no son idénticos, por lo tanto no atraen los electrones por igual.

La electronegatividad del H es 2.1 y la del F es 4.0, lo que evidencia que el átomo de flúor por su

alta electronegatividad atrae con mas fuerza los electrones compartidos que el átomo de

Hidrogeno. La densidad electrónica presenta distorsión en dirección al átomo de F que es mas

electronegativo; este pequeño desplazamiento de la densidad electrónica deja al H algo positivo.

En los enlaces covalentes cuando los pares de electrones se comparten de manera desigual

reciben el nombre de enlace covalente polar.

El símbolo δ- sobre el átomo indica una carga parcial negativa, y símbolo δ+ sobre el átomo indica

una carga parcial positiva. Generando esto en el enlace covalente un dipolo eléctrico.


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Enlace covalente coordinado.

Este enlace también llamado dativo, se define como un enlace covalente en el cual uno de los

átomos cede los dos electrones

Ejemplo.

H3PO4

El átomo de fosforo comparte los electrones con el Oxigeno.

BCl3(g) + NH3(g) → Cl3B-NH3

Enlace metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas.


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Enlace metálico en el cobre

Características de los metales

Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace

metálico. Entre ellas destacan:

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y

ebullición varían notablemente.

2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme

movilidad de sus electrones de valencia).

3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.

4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los

cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una

rotura).

5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones),

fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario, que

se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro,

interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres

dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los

responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que

estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan

brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de

valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los metales

tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los

distintos átomos.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poca

(para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la


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interacción de la vinculación, y los electrones implicados en lo que es la interacción a través de la

estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales,

tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y lustre. La

vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y

electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando

por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.

Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones

con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía

externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes


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Enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno

Se produce un enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (correctamente llamado enlace por

puente de hidrógeno) cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre dos átomos más

electronegativos, estableciendo un vínculo entre ellos. El átomo de hidrógeno tiene una carga

parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio.

El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente corriente, pero su

consideración es fundamental para la explicación de procesos como la solvatación o

el plegamiento de proteínas.

Diferentes dadores de hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno. Los dadores clásicos son:

o El grupo hidroxilo (OH)

o El grupo amino (NH)

o El fluoruro de hidrógeno (HF)

Definición

Son fuerzas intermoleculares muy débiles de tipo electrostático que se establece entre el

hidrógeno y átomos muy electronegativos (elementos de la parte derecha de la tabla), como son

el oxígeno, nitrógeno y flúor.

Al estar unido el átomo de hidrógeno con un elemento muy electronegativo, el par de electrones

compartido está muy atraído por éste, por lo que queda el hidrógeno casi desposeído de la carga

eléctrica negativa, por cuya razón puede formar un enlace (puente de hidrógeno) con el átomo

muy electronegativo de otra molécula próxima.

Esta interacción se escribe como:

o

A y B representan N,O,F. A-H representan una molécula o parte de ella y B parte de otra molécula.

Los tres átomos por lo general están ubicados en línea recta, pero el ángulo AHB (o AHA) puede

desviarse de la linearidad hasta 300


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Un ejemplo de enlaces por puente de hidrógeno lo constituye el agua; las fuerzas atractivas entre

los átomos de hidrógeno y los átomos de oxígeno de las moléculas contiguas son las causantes de

que se mantengan unidas sus moléculas.

Enlace van der Waals

Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace

químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas

de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas

de dos átomos contiguos.

Son fuerzas intermoleculares muy débiles de tipo electrostático, cuya acción permite que ciertas

sustancias se manifiesten en estado sólido o líquido.

En el caso de moléculas polares, las atracciones electrostáticas entre polos de signos contrarios

correspondientes a moléculas vecinas permiten que se mantengan unidas.

En el caso de moléculas apolares, durante un pequeñísimo instante, por vibraciones de las masas

electrónicas, la distribución de cargas de la molécula puede variar, transformándose ésta en un

dipolo instantáneo; al instante siguiente estos dipolos dejan de existir, pero por razones análogas

puede formarse otro o producirse un dipolo inducido por una molécula vecina. Al formarse

dipolos, ya sean instantáneos o inducidos, entre las moléculas se están produciendo atracciones

de tipo electrostático, que las mantiene unidas.

Las fuerzas de Van der Waals entre moléculas polares son más fuertes que entre moléculas

apolares.


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Las fuerzas de van der Waals incluyen:

Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno

Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye)

Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de dispersión o fuerzas de London)

Fuerzas dipolo-dipolo

Son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir entre moléculas de momentos dipolares, su origen es electrostático.

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:

muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno

Fuerzas dipolo-dipolo inducido

Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas


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Gracias a esta interacción, gases apolares como el O2, el N2 o el CO2 se pueden disolver en agua.

Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido

También se llaman fuerzas de dispersión o fuerzas de London. Son fuerzas de atracción que se generan por los dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas.

Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.

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