1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-08
Enlaces Atómicos
2013

2. INTRODUCCIÓN
El enlace químico es el concepto básico que permite describir la estructura de la materia y sus
distintos estados de agregación: sólido, líquido y gas. Sin él no podría explicarse por qué se
forman las moléculas , así como tampoco cuáles son sus propiedades ni qué factores determinan
su geometría o estructura, además de la particular manera en que ellas reaccionan formando
especies nuevas.
La verdad es que la mayoría de las especies químicas son moléculas o entidades formadas por 2 o
más átomos unidos (enlazados). Muchos elementos químicos no-metálicos como nitrógeno,
fósforo, azufre y oxígeno también se encuentran formando entidades moleculares elementales
asociadas a los estados de agregación anteriores.
El oxígeno, por ejemplo, forma una molécula diatómica (O 2) o triatómica (O3), ambas gaseosas al
igual que N2 y Cl2. Estas moléculas gaseosas subsisten si son licuadas o solidificadas a muy baja
temperatura. El bromo en cambio, a pesar de encontrarse de forma diatómica (Br 2), es un líquido.
Otras moléculas como P4, S8 y I2 son sólidos cristalinos con propiedades muy distintas a las
especies anteriores.
El enlace químico nos ayuda a entender las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las
moléculas así como también a los iones en las redes cristalinas. Los átomos, iones y moléculas se
unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de energía mínima, equivalente a decir
“máxima estabilidad”. Son los electrones de valencia los responsables de esta unión que genera
una forma molecular estable con geometría definida.
En términos generales, y de acuerdo con los principios de energía planteados en la teoría
mecánico-cuántica, los átomos buscan la estabilidad electrónica adoptando configuración de gas
noble. Para lograr este objetivo, pueden:
1
• Ganar electrones, transformándose en
aniones estables.
2
• Perder electrones, transformándose en cationes
estables.
3
• Compartir sus electrones con otro átomo para
que ambos se estabilicen.
En el sistema periódico actual existen más de 100 elementos que al enlazar con otros formarán
una infinidad de compuestos nuevos y estables a temperatura ambiente. Estos compuestos son
física y químicamente distintos en propiedades y estructura. Cabe mencionar que en la formación
del enlace hay eliminación de energía (para lograr la estabilidad energética), de modo que se
trata de un proceso exotérmico.
2

3. LA ELECTRONEGATIVIDAD Y LOS TIPOS DE ENLACE ATÓMICO
Se conocen 3 tipos de enlace interatómico; metálico, iónico y covalente. El enlace metálico es la
fuerza de interacción (fuerza de Coulomb) producida por los cationes de un metal y los electrones
de valencia deslocalizados en un sólido metálico. En el enlace iónico los electrones son
transferidos de un átomo a otro, y en el covalente, en cambio, los electrones son compartidos por
los átomos participantes.
La electronegatividad es una propiedad periódica magnética que clasifica los elementos químicos
según su capacidad de atraer los electrones, por eso se utiliza como criterio para clasificar los
enlaces entre covalentes o iónicos.
Definición
General
Metálico
Entre dos
Metales
Definición
Formal
TIPOS DE
ENLACE
Iónico
Metal +
ΔEN ≥ 1,7
No Metal
Apolar
Covalente
Entre dos
No Metales
ΔEN = 0
Polar
0<ΔEN<1,7
Coordinado
o Dativo
Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico. El
átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia del átomo
menos electronegativo, quedando como un anión estable (ion) y dejando al otro como catión. En
la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras
que para los no-metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un
enlace entre un metal y un no-metal será iónico, mientras que el enlace formado entre
no-metales será covalente.
Un enlace covalente se formará entre átomos con electronegatividades similares o iguales. En
esta interacción los átomos compartirán los electrones enlazados. Ahora bien, dependiendo de la
diferencia de electronegatividad entre los átomos, el enlace covalente se puede clasificar como
polar, apolar o coordinado (enlace dativo).
3

4. EL ENLACE METÁLICO
Dentro de las características que presentan los materiales metálicos se cuentan: el brillo
característico, el estado de agregación (preferentemente sólido), los elevados puntos de fusión y
ebullición, el alto valor de densidad y dureza y otras propiedades como la maleabilidad y la
ductilidad, además de su gran capacidad conductora de calor y energía eléctrica.
La teoría inicial para explicar las propiedades anteriores y las fuerzas que mantienen cohesionados
a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y
se denominó “teoría de bandas”. Ésta explica que cada átomo metálico contribuye con sus
orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y
cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas. En palabras más
simples, los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones
de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición
de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la
formación de bandas de energía. El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas
(iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y
sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a
temperaturas altísimas.
NO METAL
METAL
4

5. EL ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se forma cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos
prácticamente se separan. Se dijo anteriormente que el átomo más electronegativo le “arranca” el
electrón al átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de
electrones.
Un ejemplo práctico: Cloruro de Sodio NaCl
El Sodio es un metal del grupo I-A. Luego, su configuración electrónica será
11Na:
1s2, 2s2 2p6, 3s1
El Cloro es un no-metal del grupo VII-A. Luego, su configuración electrónica será
17Cl
1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5
Ambos átomos presentan electronegatividades muy distintas. Sodio es un metal electropositivo
(EN = 0,9) mientras que Cloro es un halógeno con una de las electronegatividades más altas del
sistema periódico (EN=3,0). De modo que cuando enlazan, el sodio cede su electrón de valencia
al Cloro, generando los respectivos iones; Na+ (con configuración 1s2, 2s2 2p6) y Cl- (con
configuración 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6). Ambos iones quedan con su capa de valencia completa y
logran la estabilidad requerida.
Na
Na+
Cl
Cl-
En forma general se puede aseverar que los elementos metálicos de los grupo I-A y II-A,
(electropositivos) al enlazarse con los elementos no metálicos de los grupos V-A, VI-A y
VII-A (electronegativos) formarán siempre enlace iónico.
5

6. PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo general mayores de 400°C), así que a
temperatura ambiente son sólidos.
La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua e insoluble en disolventes
no polares, como el hexano C6H14.
Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas
móviles con carga (iones).
En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos).
Tabla comparativa
Sustancia
Punto de
Fusión (ºC)
Solubilidad
(g. sol./100 g H2O)
Densidad
(g/cm3)
LiF
NaF
KF
LiCl
NaCl
870
992
880
605
800
0,27
4
92,3
55,0
35,7
2,3
3,6
2,5
2,07
2,2
KCl
790
27,6
2,0
LiBr
NaBr
KBr
CaF2
CaO
552
755
730
1330
2570
166,7
90
53,5
0,016
---
3,46
3,2
2,8
3,2
3,3
EL ENLACE COVALENTE
Se genera cuando 2 o más elementos no-metálicos comparten electrones ya que presentan nula
o pequeñas diferencias en sus valores de electronegatividad (0≤ΔEN<1,7). Existen 3 situaciones
distintas de enlace covalente
Enlace covalente apolar
Ocurre cuando dos átomos iguales (moléculas homonucleares) o con igual E.N., comparten los
electrones de enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos
átomos, sin generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2).
6

7. Enlace covalente polar
Ocurre entre átomos distintos (moléculas heteronucleares), donde la diferencia de
electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una
transferencia de electrones entre los átomos (0<ΔEN<1,7). Ambos no-metales distribuyen la nube
electrónica en forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo
generando un dipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula
de agua.
Cada átomo de Hidrógeno aporta 1 electrón al enlace y el Oxígeno lo hace con 2. Así, cada átomo
de Hidrógeno completa su nivel de valencia (dueto) y el Oxígeno logra el octeto.
En el caso de la molécula de agua, el Oxígeno presenta un valor de
electronegatividad de 3,5; mientras que el hidrógeno tiene un valor
de 2,1 de modo que la nube electrónica está desplazada hacia el
átomo de oxígeno generando cargas eléctricas parciales (densidad
electrónica) denotadas con la letra griega delta ( ).
Enlace covalente dativo o coordinado
En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que
son compartidos. en el enlace covalente dativo, en cambio, sólo uno de los átomos aporta
electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos.
Algunas moléculas y especies químicas que presentan enlace dativo en su estructura: NH 4 , O3,
SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4, NO3-, SO4-2
7

8. PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de 300°C), a
temperatura ambiente se pueden encontrar como sólidos, líquidos o gases.
Muchos de ellos son insolubles en solventes polares, la mayoría es soluble en disolventes no
polares, como el hexano C6H14.
Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas de compuestos covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad
porque no contienen partículas con carga.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario
simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el
compuesto.
1
•En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga del ión.
2
•En los compuestos covalentes no se generan iones, así que el número de oxidación es
“la posible carga que adquiere cada uno de los átomos del compuesto cuando enlaza”.
Todo esto considerando la electronegatividad de cada uno de los átomos.
3
•En los compuestos neutros, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero.
4
•En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del
ión.
5
•Todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero.
6
•El estado de oxidación habitual del Oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los
peróxidos, donde es -1).
7
•El estado de oxidación del Hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros
metálicos, donde es -1).
8

9. Algunos ejemplos:
Permanganato de potasio. El estado de oxidación del Potasio es +1 por pertenecer al grupo
I-A, mientras que para el Oxígeno es -2.
+1 +7 -2
ESTADOS DE OXIDACIÓN
KMnO4
(+1)(+7)(-8)=0
Peróxido de hidrógeno. El estado de oxidación de cada Oxígeno es -1 y de cada Hidrógeno
es +1.
+1
-1
ESTADOS DE OXIDACIÓN
H 2O 2
(+2)(-2)=0
Ion amonio. El estado de oxidación para el Nitrógeno es -3 y para cada átomo de
Hidrógeno +1
-3 +1
ESTADOS DE OXIDACIÓN
NH 4
(-3)(+4)=+1
CARGA DEL ION
NOMENCLATURA INORGÁNICA
Metálicos
Óxidos
No Metálicos
Hidruros
NOMENCLATURA
INORGÁNICA
Hidróxidos
Peróxidos
Halogenuros
Sales binarias
Sulfuros
9

10. ÓXIDOS METÁLICOS
Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un metal, el nombre del compuesto toma
la forma de óxido de “metal”.
Na2O óxido de Sodio
CaO
óxido de Calcio
Al2O3 óxido de Aluminio
Cuando los óxidos metálicos reaccionan con agua forman bases (hidróxidos), por esto también se
les denomina óxidos básicos (pH mayor a 7).
Na2O + H2O
CaO + H2O
Al2O3 + 3 H2O
2 NaOH
Ca(OH)2
2 Al(OH)3
ÓXIDOS NO-METÁLICOS
Se forman cuando se combina el Oxígeno, EDO= -2, con un no-metal, el nombre del compuesto
toma la forma de óxido de “no-metal”, indicando la cantidad de oxígenos presentes en el
compuesto.
CO
Monóxido de Carbono
CO2
Dióxido de Carbono
SO3
Trióxido de Azufre
Aparte de esta nomenclatura existe otra tradicional que aún se usa para ciertos compuestos
comunes, CO2 por ejemplo, es anhídrido carbónico.
Los óxidos no-metálicos reaccionan con agua formando compuestos inorgánicos ácidos (pH menor
a 7).
CO2 + H2O
H2CO3 (ácido carbónico)
SO3 + H2O
H2SO4 (ácido sulfúrico)
HIDRUROS
En estos el Hidrógeno tiene EDO igual a -1, y sólo se forman cuando el hidrógeno está unido
directamente con un metal, “metal-H”. El nombre de los compuestos es hidruro de “metal”.
LiH
Hidruro de Litio
CaH2
Hidruro de Calcio
LiAlH4
Hidruro de Litio y Aluminio
10

11. HIDRÓXIDOS
Son compuestos básicos (pH mayor a 7) se forman por la reacción de compuestos metálicos con
agua, todos poseen un hidroxilo, OH-, y se nombran como hidróxido de “metal”.
Al(OH)3
Hidróxido de Aluminio
NaOH
Hidróxido de Sodio
Ca(OH)2
Hidróxido de Calcio
PERÓXIDOS
Son compuestos especiales donde el Oxígeno adopta EDO -1, esto ocurre porque dos oxígenos
están unidos entre ellos. El peróxido más conocido es el H2O2, peróxido de hidrógeno o agua
oxigenada, aparte del H2O2 el resto de los peróxidos se forman entre metal y oxígeno.
Na2O2 peróxido de Sodio
CaO2 peróxido de Calcio
SALES BINARIAS
Son compuestos iónicos formados por dos tipos de átomos, se analizarán en detalle dos de los
tipos de sales más comunes, halogenuros y sulfuros.
Halogenuros
Los halogenuros son aquellos compuestos donde el halógeno (grupo VII-A) adopta EDO -1 y se
combina tanto con metales como con Hidrógeno.
Cl- es cloruro, por lo tanto NaCl es Cloruro de Sodio y HCl es Cloruro de hidrógeno.
Br- es bromuro, así MgBr2 es Bromuro de Magnesio.
Sulfuros
Se forman cuando el Azufre se une exclusivamente con hidrógeno y metales, con EDO -2.
Na2S Sulfuro de Sodio
MgS
Sulfuro de Magnesio
Aniones Poliatómicos Comunes
Respecto a nomenclatura de sales ternarias (3 tipos de átomos) se analizará desde el punto de
vista los aniones poliatómicos más comunes, quedando supeditada la nomenclatura de
compuestos al metal que los acompaña.
PO4-3 Fosfato
K3PO4
Fosfato de Potasio
CO3-2
CaCO3
Carbonato de Calcio
HCO3- Bicarbonato
NaHCO3
Bicarbonato de Sodio
NO3-
Nitrato
KNO3
Nitrato de Potasio
SO4-2
Sulfato
MgSO4
Sulfato de Magnesio
Carbonato
11

12. EL PUENTE DE HIDRÓGENO
Un tipo de unión intermolecular que ocurre sólo entre aquellas moléculas que poseen hidrógenos
unidos a átomos con electronegatividad alta.
Normalmente cuando el Hidrógeno se une al Flúor, Oxígeno o Nitrógeno, estos átomos quedan
con polaridad negativa dejando al Hidrógeno positivo, Entonces una molécula vecina puede
establecer un “puente de hidrógeno” a través de la atracción dipolo-dipolo.
LA NOTACIÓN DE LEWIS
Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia
presente, la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya
que predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico.
GRUPO
I-A
II-A
III-A
IV-A
V-A
VI-A
VII-A
VIII-A
Electrones
de
Valencia
1
2
3
4
5
6
7
--
ELEMENTOS
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
12

13. Energías de Enlace y Longitud v/s Tipo de Enlace
Tipo Enlace
Energía media
de enlace (KJ/mol)
Longitud media (pm)
Iónico
800
200
Covalente
500
200
Metálico
400
300
Puente de Hidrógeno
30
300
Van der Waals
15
400
13

14. ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA
La estructura de Lewis y la regla del octeto están íntimamente relacionadas y son de gran ayuda
como modelos de enlace en muchos compuestos. Para llegar a obtener la estructura de Lewis de
una molécula hay que seguir varios pasos básicos, estos son:
Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los
átomos están unidos entre sí, además:
Se debe considerar al
elemento menos
electronegativo como
el elemento central de
la estructura.
El Hidrógeno nunca será el
elemento central, por el
contrario, siempre ocupa
una posición terminal en
las estructuras.
Los átomos de
Oxígeno, por lo general
no se unen entre sí,
excepto en el O2, O3 y
en los peróxidos.
En los oxiácidos el o los
átomos de Hidrógeno
están unidos a un átomo
de Oxígeno y éste está
unido al átomo central.
Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos,
usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda.
Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, según
corresponda, o dueto para el caso del hidrógeno.
REGLA DEL OCTETO
Esta regla fue formulada por Lewis: “un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces
hasta completar ocho electrones de valencia”, por lo tanto, podemos decir que un enlace se forma
cuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual tenga completo el octeto.
Átomos con número atómico bajo (H, He, Li) estabilizan sus niveles con configuración electrónica
1s2 (un dueto).
Algunas moléculas que cumplen la regla del octeto (átomo central)
CH4
(Metano)
CO2
(Dióxido de Carbono)
PH3
(Fosfina)
C2H4
(Etileno)
H2S
(Sulfuro de Hidrógeno)
NH3
(Amoníaco)
SO2
(Dióxido de Azufre)
F2
(Gas Flúor)
Cl2
(Gas Cloro)
14

15. Excepciones a la regla del octeto
Moléculas que no alcanzan el octeto
Acá se agrupan las especies binarias formadas por elementos del grupo III-A con no-metales del
grupo VII-A. Algunos ejemplos son BF3 y AlCl3 (éste último compuesto iónico).
Cl
F
Al
B
Cl
Cl
F
F
Moléculas que expanden su octeto
Algunas moléculas poliatómicas presentan un átomo central que pertenece al periodo 3 o
superior y que es capaz de albergar más de 8 electrones en su entorno. Ejemplo de esto es el
pentacloruro de fósforo PCl5 y el hexafluoruro de azufre SF6, donde el Fósforo y el Azufre tienen
10 y 12 electrones respectivamente.
F
F
Cl
Cl
P
F
S
F
Cl
Cl
Cl
F
F
Moléculas con número impar de electrones
Son aquellas en que la suma de los electrones de valencia da un número impar. Estas especies
que son estables presentan estructuras de resonancia que justifican su estabilidad. El caso más
particular es el monóxido de nitrógeno (NO).
RESONANCIA – ESTRUCTURAS RESONANTES
Se habla de resonancia cuando la disposición electrónica asiganda a una estructura molecular
estable no se condice con sus propiedades reales, por lo tanto, puede ocurrir que la longitud del
enlace real no coincida con la teórica, no se justifiquen propiedades organolépticas como la
solubilidad, el paramagnetismo, la polaridad, entre otras y se genere una diferencia entre la
energía de la molécula real versus la energía de la molécula calculada de forma teórica.
La resonancia es el término que indica que una estructura molecular o iónica tiene varias formas
de representaciones de Lewis, todas químicamente razonables y que cumplen con la regla del
octeto. Esto ocurre cuando algunos electrones (∏ pi) se deslocalizan en la estructura molecular
generando lo que se denomina híbridos de resonancia, todos igualmente correctos y que
satisfacen teóricamente lo esperado.Un ejemplo clásico es el ion nitrato NO3- que presenta al
menos 3 estructuras resonantes y distintas.
15

16. -
..
O:
..
:O:
N
:O:
..
:O
..
..
:O:
..
:O:
N
: O:
..
-
-
..
:O
..
: O:
..
N
O:
..
..
:O
..
N
O:
..
Las 3 estructuras son consistentes y razonables, el doble enlace puede establecerse
sobrecualquiera de los átomos de Oxígeno, puesto que el par de electrones se encuentra
deslocalizado. Otras moléculas como el SO3, SO2, Ozono (O3) y benceno (C6H6) presentan el
fenómeno de la resonancia.
VALENCIA
El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento.
En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al
momento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el
enlace.
Ejemplo: CH3Cl (Cloruro de metilo)
..
:Cl:
C
H
H
H
El átomo deCarbono (central) tiene valencia 4, cada átomo de Hidrógeno valencia 1 y el átomo de
Cloro valencia 1.
ESTEREOQUÍMICA
La disposición espacial que adoptan las moléculas no es antojadiza. Ciertamente, la estabilidad de
un sistema molecular y macromolecular está dada, en gran parte por la forma en la cual se
establecen los enlaces y las interacciones moleculares.
La estereoquímica trata del estudio conformacional de las moléculas y establece entre otras cosas,
la geometría espacial y los ángulos de enlace de la gran mayoría de los sistemas que hoy
conocemos.
La teoría de la hibridación y de los orbitales moleculares, sugiere una idea lógica para comprender
las interacciones atómicas, y del mismo modo; permite establecer con certeza las disposiciones
espaciales de los átomos en un sistema molecular.
TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Esta teoría explica la geometría molecular a partir de la formación de nuevos orbitales generados
desde de los orbitales atómicos originales. Según la teoría, los orbitales atómicos (s, p, d, f) en
algunas ocasiones se combinan, logrando así generar un conjunto de orbitales atómicos
hibridados (mezclas). Tomando como ejemplo al átomo de Carbono, en su nivel de valencia un
16

17. electrón es promovido desde el orbital 2s al orbital 2pz, lo que requiere que el electrón absorba
energía. Al momento que el electrón es promovido, los orbitales que contienen a los electrones de
valencia se superponen unos con otros, generando así una nueva clase de orbitales que ya no son
orbitales “s” y tampoco “p”, sino que la combinación de ellos (sp).
El diagrama siguiente ilustra lo anterior:
Se infiere entonces, que el átomo de Carbono tiene la posibilidad de generar 3 tipos de
hibridaciones diferentes: sp3, sp2 y sp.
Con los orbitales híbridos se generan los enlaces conocidos como sigma
(enlaces simples),
mientras que con los orbitales atómicos “normales” (p y d) se generan los enlaces pi (enlaces
dobles o triples).
HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR
Hibridación sp3
Los orbitales híbridos sp3 se forman por combinación de un orbital s y tres orbitales p, generando
4 orbitales híbridos. Cada uno de ellos puede contener un máximo de dos electrones, por lo que
existe repulsión entre estos. Como consecuencia de lo anterior los orbitales se ordenan adoptando
la geometría de un tetraedro regular (mínima repulsión). El átomo con hibridación sp 3 genera 4
enlaces y los ángulos de enlace en estas moléculas son de 109, 5º.
17

18. Hibridación sp2
Los orbitales híbridos sp2 se forman por combinación de un orbital s y dos orbitales p, generando
3 orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio en forma de triángulo (forma plana
trigonal) para evitar repulsión. El átomo con hibridación sp 2 forma 3 enlaces
y 1 enlace . Los
ángulos de enlace son de 120º.
Hibridación sp
Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s y un orbital p, generando 2
orbitales híbridos. Estos orbitales se ordenan en el espacio adoptando geometría lineal para
experimentar la mínima repulsión. El ángulo de enlace es de 180º.
IMPORTANTE:
Los átomos con hibridación sp utilizan siempre su par de orbitales híbridos para formar
enlaces, con lo cual se generan siempre moléculas lineales, en cambio un átomo con
hibridación sp2 puede usar los tres orbitales o sólo dos de éstos para generar enlaces,
con lo que sus moléculas pueden ser trigonales o angulares. Un átomo con hibridación
sp3 puede generar tres geometrías moleculares, al utilizar sus cuatro orbitales, sólo tres
de ellos, o bien dos; así las geometrías respectivas serán: un tetraedro, una pirámide de
base trigonal o una molécula angular.
18

19. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA (TRPEV)
GEOMETRÍA MOLECULAR
Para entender mejor la relación que existe entre las distintas hibridaciones y la geometría
molecular utilizaremos modelos en donde se muestran trazos con un par de puntos cada uno, que
representan los orbitales con sus pares de electrones.
Utilizaremos la siguiente notación para describir la geometría molecular:
A: átomo central.
X: átomo unido al átomo central.
E: pares de electrones libres del átomo central.
Así, una molécula con la forma AX2E, presenta:
Un átomo central (A), 2 átomos ligandos (X) y 1 par de electrones no enlazados (E). Para el caso
podría ser el dióxido de azufre (SO2).
Cuadro Resumen
19

20. Otras hibridaciones más complejas:
TIPOS DE INTERACCIONES ENTRE ORBITALES
Como ya se vio, los enlaces pueden ser simples, dobles o triples, para formar cada uno de ellos se
utilizan distintas uniones llamadas (sigma) y (pi).
Enlace :
Se forman cuando dos orbitales híbridos, o un híbrido y un orbital s interaccionan de
frente.
Enlaces sigma
Enlace :
Se forman cuando dos orbitales p (de átomos distintos), paralelos, interaccionan
formando una unión. A pesar de la forma del dibujo, esto representa sólo una unión.
Un Enlace pi
Para los átomos pertenecientes a los grupos IV, V, VI y VII-A, la hibridación puede reconocerse
fácilmente a partir de la estructura de Lewis.
20

21. Átomo sp3: es aquel presenta únicamente enlaces σ (sigma), como el metano.
Metano
H
H C H
H
Átomo sp2:
es aquel presenta además de los enlace sigma, un enlace (pi), como los carbonos
del eteno.
Eteno
H
C
H
Átomo sp:
H
H
H
H
H
C
H
cuando dos átomos se unen por tres unidades de valencia, para este enlace se
necesitan dos pares de orbitales p paralelos entre ellos, además del enlace
sigma.
Dos enlaces :
Etino
H
C
C
H
H
21
H
H
H

22. POLARIDAD DE MOLÉCULAS
(MOMENTO DIPOLAR)
Los ejemplos anteriormente analizados explican la arquitectura de ciertas moléculas. Podemos
comprobar la hibridación de un sistema molecular entendiendo la superposición de los orbitales
atómicos y junto con esto, averiguamos el ángulo de enlace, sin embargo, poco sabemos del
comportamiento químico de las moléculas. La geometría y los tipos de enlace nos entregan
información valiosa sobre la reactividad y algunos parámetros físicos relevantes, como el
momento dipolar y la polaridad de las sustancias.
Cuando 2 o más átomos con diferente electronegatividad se enlazan se produce un
desplazamiento de la nube electrónica hacia el átomo más electronegativo, la magnitud vectorial
de esta fuerza atractiva se conoce como momento de enlace (recuerde que un vector posee
magnitud y dirección), este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.
La suma vectorial de los momentos de enlace de una molécula se llama momento
dipolar (
).
Si la molécula presenta momento dipolar resultante significa que existen cargas parciales sobre
ésta, generando un dipolo que se indica con la letra delta ( + indica carga parcial positiva y indica carga parcial negativa, los electrones siguen compartidos pero desplazados).
Como ejemplo analizaremos la molécula de cloruro de hidrógeno (HCl). El enlace que forma esta
molécula es covalente polar, ya que, el átomo de Cloro es más electronegativo que el átomo de
Hidrógeno, por lo cual, se genera un momento de enlace que apunta hacia el Cloro, que en este
caso corresponde a su momento dipolo, como se muestra a continuación:
En el caso que el momento dipolar sea igual a cero (
= 0 ), la molécula no presenta dipolo y se
considera
una
molécula
apolar.De
lo
anterior,se
concluye
que
las
moléculas
diatómicasheteronucleares (formadas por dos átomos distintos como por ejemplo HF, HBr, HI, CO,
etc.) son polares, mientras que las moléculas diatómicashomonucleares (H2, Cl2, F2, Br2, N2, O2,
etc.) no presentan momento dipolar resultante por lo que son apolares.
Para moléculas más complejas se puede determinar su polaridad basándonos en los elementos de
simetría que presenten. Así, una molécula será apolar siempre que sea totalmente
simétrica, es decir, que posea simetría geométrica (moléculas lineales, trigonales o
tetraédricas) y simetría electrónica (que los átomos unidos al átomo central sean
iguales entre sí) a la vez. En caso que la molécula no cumpla con una de estas simetrías
será polar.
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23. Ejemplos:
Analizaremos la molécula de CO2 y la de COS. La estructura de Lewis para el CO2 es la siguiente:
Como puede verse en el dibujo, la molécula de CO 2 es lineal por tanto cumple con la simetría
geométrica y además los átomos unidos al átomo central son iguales, por lo que cumple con la
simetría electrónica. Es fácil ver que al sumar los momentos de enlace el momento dipolar es cero
vector (
= 0 ).
En el caso de cambiar un átomo de Oxígeno por uno de Azufre para generar la molécula de COS
como se muestra en el dibujo
Se mantiene la simetría geométrica (lineal) pero los átomos unidos al átomo central son distintos
así que la molécula no cumple con la simetría electrónica. Se puede observar que los momentos
de enlace tienen magnitudes distintas por lo que al sumarlos su momento dipolar será distinto de
cero (
0 ), de este modo se dice que la molécula es polar.
El agua, por ejemplo, es una molécula polar, esto implica que geométricamente tiene estructura
asimétrica. Esto puede parecer contradictorio, ya que el átomo central (Oxígeno) se encuentra
enlazado a dos átomos idénticos. La razón se explica en que los momentos de fuerza; originados
por la diferencia en las electronegatividades de los átomos que componen el enlace, no se
anulan,por el contrario, la molécula de agua tiene una geometría angular, razón por la cual, el
momento dipolar es distinto de cero.
Lo interesante es que a consecuencia de esta polaridad, el agua como solvente sólo será reactiva
con aquellas sustancias similares a ella. Es decir, sólo disolverá sustancias POLARES.
DEBEMOS
DECIR
ENTONCES,
QUE
AQUELLAS
SUSTANCIAS
POLARES,
HIDROFÍLICAS, YA QUE REACCIONAN O TIENEN AFINIDAD CON EL AGUA.
23
SON

24. MOLÉCULAS
SIMÉTRICA
ASIMÉTRICA
APOLAR
POLAR
HIDROFÓBICA
HIDROFÍLICA
µ=0
µ≠0
De lo anterior concluimos que el Metano (CH4), es una molécula simétrica, apolar e
hidrofóbica,insoluble en agua, más aún,TODAS aquellas sustancias APOLARES son
HIDROFÓBICAS.
Ahora bien, supongamos que intercambiamos en el Metano uno de los átomos de Hidrógeno por
un hidroxilo (-OH). Podemos decir con propiedad que la molécula cambió su polaridad. Se
transformó en una molécula con una distribución asimétrica y por lo tanto, es ahora una molécula
POLAR; y por ende es HIDROFÍLICA.
H
H
C
H
OH
H
C
H
H
H
Finalmente, podemos decir, que si una molécula presenta al menos 1 enlace iónico; aun cuando
todos los demás sean covalentes; siempre será soluble en agua; incluso si a simple vista parezca
simétrica.
DMTR-QM08
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