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Page 1: ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO

INTRODUCCION:

Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de como estos interactúan entre sí.

En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren pérdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.

En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente.

En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la molécula de H2 se podría explicar mediante la mecánica cuántica.

La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho mas difícil de formular y los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.

Hoy en día, los químicos disponen de métodos de calculo y de técnicas experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones de las moléculas.

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CONCEPTO:

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.

PRINCIPIO FUNDAMENTAL:

Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa.

Veamos la formación de la molécula de HCl

La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.

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NOTACION O FORMULA DE LEWIS:

Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento.

En general para los elementos representativos (recordar que el numero de grupo indica el numero de electrones de valencia) tenemos:

REGLA DEL OCTETO:

G.N.Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H2) notó que cada átomo al compartir electrones adquiere dos electrones, o sea la estructura electrónica del gas noble Helio (2He) y comprobó también que los demás átomos que comparten electrones al formar enlace químico, llegan a adquirir la estructura electrónica de los gases nobles.

Existen muchas e importantes excepciones a la regla del octeto, por lo tanto no hay que sobrevalorar la importancia ni aplicabilidad de esta regla. Dichas excepciones las trataremos posteriormente.

CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS:

1. Enlaces Interatómicos:

Enlace iónico o electro Valente Enlace covalente Enlace metálico

2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals:

Enlace dipolo – dipolo Enlace puente de hidrógeno Enlace por fuerzas de London

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ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre los iones de cargas o puestas (cationes – aniones) que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o mas electrones comúnmente del metal hacia el no metal

Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)

Algunos cationes y aniones que participan en los enlaces iónicos:

Catión Nombre Anión Nombre

Na+1 Sódico F-1 Fluoruro

K+1 Potásico Cl-1 Cloruro

Mg+1 Magnésico S= Sulfuro

Ca+2 Cálcico Br-1 Bromuro

NH4+1 Amonio CO3

= Carbonato

Compuesto Iónico: Es aquel compuesto químico donde existen enlaces iónicos, por lo tanto no se presenta como molécula.

Ejemplos: NaCl , CaCO3 , NH4Cl , NH4Br , Na2CO3 , KBr , MgCl2

Propiedades de los Compuestos Iónicos:

1. A temperatura ambiental son sólidos, cuya estructura está definida por lo que son cristalinos (la atracción de los iones es poli direccional)

2. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc.

3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición.

Ejemplos:

NaCl (Fusión = 801°C) KBr (Fusión = 735°C)

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En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en el estado solido no la conducen.

ENLACE COVALENTE

Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones, los cuales tienen espines o giros opuestos. Los átomos enlazados se encuentran neutros y generalmente son no metálicos.

Propiedades de los Enlaces Covalentes:

A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Algunos pueden ser sólidos cristalinos Generalmente tienen baja temperatura de fusión y ebullición. Generalmente son insolubles en agua, pero si son solubles en solventes

apolares Son aislantes, es decir, son malos conductores eléctricos.

Para su mejor estudio, estos enlaces se clasifican en:

Según el número de pares electrónicos enlazantes

1. Enlace Simple: Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones.

ejemplo: Sulfuro de Hidrógeno (H2S)

2. Enlace Múltiple: Cuando los átomos enlazados comparten mas de un par de electrones, estos pueden ser:

a) Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones.

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ejemplo: el oxigeno (O2)

b) Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones.

ejemplo: Nitrógeno (N2)

Según la estabilidad quimica los enlaces pueden ser sigma (σ) o pi(π), en forma practica estos enlaces se reconocen así:

[vea ejemplos de Enlace Covalente Aquí]

Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico enlazante

1. Enlace Covalente Normal: Cada atomo aporta un electrón a la formación del enlace.

ejemplo: Cloro (Cl2)

ejemplo: Cloruro de Berilio (BeCl2)

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2. Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Solo uno de los átomos aporta el par electrónico enlazante.

ejemplo: Trióxido de Azufre (SO3)

Más ejemplos y explicaciones sobre el enlace dativo en: |Enlace Coordinado o Dativo|

Según su polaridad

1. Enlace Covalente Apolar o Puro: Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones. Generalmente participan átomo del mismo elemento no metálico.

Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero:  ∆EN = 0

ejemplo: Hidrogeno (H2)

2. Enlace Covalente Polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto  debido a que uno de los átomos es mas negativo que otro.

Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0

ejemplo: Yoduro de Hidrógeno

donde:

+/- δ : carga parcial

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μ: momento dipolar del enlace, es aquel parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace.

Ejercicios sobre enlaces covalentes simples y múltiples

Dado los siguientes compuestos, agrupar de acuerdo a si tienen enlace covalentes simples, dobles o triples.

1. H2         2. Cl2           3. O2         4. N2          5. F2

6. CO2      7. H2O        8. HNO2       9. HCl          10. CO

Solución:

Vamos a ayudarnos haciendo la estructura de Lewis:

Si quiere ver ejercicios con la estructura de Lewis, hacer clic aquí

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Cálculo de enlaces sigma (σ) y pi (π)

Del ejercicio anterior, calcular el número de enlaces sigma (σ) y enlaces pi (π).

Solución:

Para calcular los enlaces sigma y pi, usamos esta regla práctica

1. H2  → 1 enlace sigma

2. Cl2   →  1 enlace sigma       

3. O2   → 1 enlace sigma y 1 enlace pi  

4. N2   → 1 enlace sigma y 2 enlace pi         

5. F2  → 1 enlace sigma

6. CO2    → 2 enlace sigma y 2 enlace pi    

7. H2O    → 2 enlace sigma

8. HNO2   → 3 enlace sigma y 2 enlace pi  

9. HCl   → 1 enlace sigma      

10. CO  → 1 enlace sigma y 1 enlace pi  

Ejercicios sobre enlaces dativos

En lugar de aportar un electrón cada átomo del enlace, los dos electrones son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o enlace covalente dativo.

Realizar el esquema para los siguientes compuestos, e indicar el número de enlaces simples, dobles, dativos.

1. SO2                     2. NH3              

Solución:

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¿No entendiste sobre enlaces dativos? – Clic Aquí

Enlace covalente Polar y Apolar

Regla practica:

Apolar: Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero:  ∆EN = 0 , se da entre elementos iguales ó aquellos que presenten geometría lineal y simétrica. Ejemplo: F2 , Cl2 , Br2

Polar: Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0 , se da entre elementos diferentes. Ejemplo: CO , SO2

Indicar si los siguientes enlaces son moléculas polar o apolar:

1. H2  → molécula apolar

2. Cl2   →  molécula apolar

3. O2   → molécula apolar

4. N2   → molécula apolar      

5. F2  → molécula apolar

6. CO2    → molécula apolar (geometría lineal y simétrica)

7. H2O    → molécula polar (presenta angulo de enlace)

8. HNO2   → molécula polar

9. HCl   → molécula polar  

10. CO  → molécula polar

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Enlace covalente apolar o puro

Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones de enlace.

Generalmente participan átomos del mismo elemento no metálico.

Si las geometrías moleculares son simétricas, también son apolares

Se cumple que:  ∆EN =  0

Ejemplo 1: gas hidrógeno (H2)

Ejemplo 2: Indique cual de los dos compuestos, presenta geometría molecular simétrica: CO2  ,  H2O

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Ejemplo 3: Del ejemplo anterior ¿Cuál de los dos compuestos es apolar?

La teoría dice que cuando una molécula presenta geometría simétrica, entonces es apolar.

El compuesto CO2 es el único que presenta geometría simétrica, entonces es apolar.

Enlace covalente polar

Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto  debido a que uno de los átomos es mas electronegativo que otro.

Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0

Como regla general, los compuestos que no presenten geometría simétrica serán polares.

Ejemplo 4:  yoduro de hidrógeno: HI

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Ejemplo 5: para la molécula SO2

Ejemplo 6: Indicar si la molécula CH4 es polar o apolar

Ya que posee una geometría molecular simétrica, entonces la molécula es apolar.

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ENLACE METALICO

El enlace metálico es la fuerza de atracción producida por los cationes de un metal y el mar de electrones de valencia deslocalizados a lo largo del sólido.

En un metal los electrones de valencia están deslocalizados (debido a su baja energía de ionización) sobre el cristal entero. De hecho un metal se puede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un “mar” de electrones de valencia.

La  fuerza de atracción entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistencia mecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica.

El enlace Metálico se presenta en todos los metales si algunas aleaciones por ejemplo: latón (Cu +Zn), bronce (Cu +Sn), etc.

Propiedades de los metales

1) Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido).

2) Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).

3) Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos caso, la estructura cristalina se rompe.

4) Son en general duros (resistentes al rayado).

5) La mayoría se oxida con facilidad.

Todas estas propiedades pueden explicarse mediante el enlace metálico.

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EJERCICIOS Y PROBLEMAS DE ENLACES QUIMICOS

1. ¿Qué relación hay entre la energía de la molécula de H2 y la suma de las energías de los dos átomos de H?

a) Menor

b) Mayor

c) Igual

d) Ninguna relación

e) La energía es negativa en la molécula y positiva en los dos átomos

Solución:

Los atomos aislados tienen mayor energía que los átomos enlazados (molécula).

Energía: H2 < H + H

alternativa correcta: A

2. Señale el compuesto que solo posee enlace covalente.

a) KCl

b) BaCO3

c) H2SO4

d) KNO2

e) BaO

Solución:

El enlace covalente se efectúa entre átomos no metálicos, generalmente:

Potasio (K) es un metal

Cloro (Cl) es un no metal

Bario (Ba) es un metal

Carbono (C) es un no metal

Hidrógeno (H) es u no metal

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Azufre (S) es un no metal

Oxígeno (O) es un no metal

Nitrógeno (N) es un no metal

Analizando las alternativas, en la única que encontramos “no metales” es en:

c) H2SO4 … Respuesta correcta

3. De las siguientes sustancia químicas, señale la(s) sustancia(s) iónica(s)

a) P4

b) HNO3

c) AgNO3

d) KNO3

e) BaO

Solución:

El enlace ionico está formado por un metal y un no metal, excepto: BeCl2, BeO, BeF2, AlCl3, que son compuestos covalentes.

Analizando las claves, el único compuesto que tiene elemento metálico y no metálico es el KNO3 y el  AgNO3

Clave Correcta: c y d

4. Señale un compuesto con las siguientes características: sólido frágil, alta dureza, mal conductor eléctrico, soluble en agua y alto punto de fusión.

a) C12H22O11

b) KI

c) BeO

d) H2SO4

Solución:

Las características descritas son propias de un compuesto iónico, por lo tanto el compuesto es el KI.

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Clave correcta: b

5. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto HNO3

Solución:

Veamos la estructura molecular del compuesto

Se puede observar que existen 2 enlaces simples, 1 enlace doble y 1 enlace coordinado o dativo.

6. Indicar la cantidad de enlaces simples, enlaces dobles y dativos del siguiente compuesto SO2

Solución:

Veamos la estructura molecular del compuesto

se observa que posee un enlace doble y un enlace dativo.

7. De las siguientes sustancias. ¿Cuales son iónicas?

NH3 , CH4 , KCl , AlCl3 , O2

a) uno

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b) dos

c) tres

d) cuatro

e) cinco

8. Indique la cantidad de enlaces simples y dobles en CCl4

Solución:

Veamos la estructura molecular del compuesto

Se observa 4 enlaces simples.

Señalar Verdadero (V) o Falso (F), según corresponda:

1. Los enlaces químicos se producen cuando dos o mas electrones están asociados con dos o masátomos.

2. Cuando dos átomos interactúan pueden hacerlo por compartición de electrones, por ganancia o pérdida de electrones.

3. El enlace metálico se establece entre elementos de baja electronegatividad.

4. El enlace covalente se establece entre enlaces no metálicos, por ganancia y pérdida de electrones.

5. Si aplicamos solo la diferencia de electronegatividad al HF, en enlace esperado sería “iónico”, aún cuando el compuesto es covalente.

6. Para clasificar un tipo de enlace debemos aplicar la diferencia de electronegatividades, el criterio metal y no metal (según corresponda al tipo de enlace), y el criterio de propiedades físicas.

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7. El enlace metálico se presenta en los metales puros y en las aleaciones; por ejemplo el cobre y acero aleados, respectivamente.

8. A diferencia de un enlace covalente normal, de un enlace covalente coordinado no se completa un octeto.

9. Un enlace polar se forma entre dos atomos diferentes, incluso en casos en los que la diferencia de electronegatividad sea cero.

10. Generalmente un elemento muy electronegativo tiene poca tendencia a donar los electrones del enlace covalente coordinado.

11. El oxígeno, al formar sus compuestos, cumple con la regla del octeto.

12. Todos los átomos que llegan a enlazarse, cumplen con la regla del octeto.

13. El hidrógeno al formar sus compuestos, llega a la configuración de un gas noble (He), por lo tanto cumple con la regla del octeto.

Solución:

1. (V)

2. (V)

3. (V)

4. (F) El enlace covalente se produce por compartición de electrones entre atomos de alta electronegatividad (no metales)

5. (V) Veamos la regla general:

El compuesto HF es covalente, a pesar que ∆EN = 1,9 > 1,7 . Debido a su unión no metálica y que forma moléculas.

6. (V) Para definir de forma precisa el tipo de enlace (covalente o iónico) se debe tomar en cuenta: la diferencia de electronegatividades (∆EN) – Criterio metal y no metal – Propiedades.

7. (V) El enlace metálico se presenta en:

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Metales puros: Cu, Fe, Ag, etc.. Aleaciones: acero y bronce

Debido al equilibrio eléctrico (cationes – e- iones)

8. (F) La regla del octeto no se restringe por el tipo de enlace, se cumple tanto en el normal como en el dativo.

9. (V) El enlace es polar cuando los átomos unidos sean diferentes, ya que esto genera compartición no equitativa de electrones, aún cuando los átomos tengan igual electronegatividad (∆EN = 0). Ejemplo:

El enlace:  C – S es polar (∆EN = 0)

10. (V) La donación de electrones en el enlace coordinado depende de la E.N. del átomo, por lo que si es muy grande la tendencia es menor.

11. (V)

12. (F) Todos los átomos al enlazarse alcanzan cierta estabilidad, pero no todos llegan a cumplir el octeto.

13. (F) El átomo de hidrógeno (Z = 1) al enlazarse por covalencia adquiere la configuración del helio (Z = 2). Pero este solo alcanza 2 electrones, es decir no cumple la regla del octeto

1. ¿Cuál es la estructura de Lewis del bromo?

Solución:

El bromo pertenece al grupo A (VIIA), para el grupo A hay una regla práctica.

Entonces la estructura de Lewis del bromo es:

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2. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Mg?

Solución:

El magnesio pertenece al grupo IIA, entonces:

3. ¿Cuál es la estructura de Lewis del P?

Solución:

El fósforo pertenece al grupo VA, entonces:

4. ¿Cuál es la estructura de Lewis del S?

Solución:

El azufre pertenece al grupo ______ , entonces:

 

5. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Si?

Solución:

El silicio pertenece al grupo ______ , entonces:

 

6. ¿Cómo se forma el SiH4 a partir de sus átomos utilizando las estructuras de Lewis?. Elija la alternativa correcta:

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Solución:

Ya que es la unión de un no metal y un no metal es un enlace covalente, es decir que existe lacompartición de electrones.

7. ¿Cómo se representa el NaCl utilizando la estructura de Lewis?

Solución:

Ya que es la unión de un metal y un no metal es un enlace iónico, es decir que existe la transferencia de electrones.

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8. ¿Cómo se representa el SCl2 utilizando la estructura de Lewis?

Solución:

Ya que es la unión de un no metal y un no metal es un enlace covalente, es decir que existe lacompartición de electrones.

9. ¿Cómo se representa el Na2S utilizando la estructura de Lewis?

Ejercicios sobre enlaces covalentes simples y múltiples

Dado los siguientes compuestos, agrupar de acuerdo a si tienen enlace covalentes simples, dobles o triples.

1. H2         2. Cl2           3. O2         4. N2          5. F2

6. CO2      7. H2O        8. HNO2       9. HCl          10. CO

Solución:

Vamos a ayudarnos haciendo la estructura de Lewis:

Si quiere ver ejercicios con la estructura de Lewis, hacer clic aquí

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Cálculo de enlaces sigma (σ) y pi (π)

Del ejercicio anterior, calcular el número de enlaces sigma (σ) y enlaces pi (π).

Solución:

Para calcular los enlaces sigma y pi, usamos esta regla práctica

1. H2  → 1 enlace sigma

2. Cl2   →  1 enlace sigma       

3. O2   → 1 enlace sigma y 1 enlace pi  

4. N2   → 1 enlace sigma y 2 enlace pi         

5. F2  → 1 enlace sigma

6. CO2    → 2 enlace sigma y 2 enlace pi    

7. H2O    → 2 enlace sigma

8. HNO2   → 3 enlace sigma y 2 enlace pi  

9. HCl   → 1 enlace sigma      

10. CO  → 1 enlace sigma y 1 enlace pi  

Ejercicios sobre enlaces dativos

En lugar de aportar un electrón cada átomo del enlace, los dos electrones son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace recibe el nombre de enlace covalente coordinado o enlace covalente dativo.

Realizar el esquema para los siguientes compuestos, e indicar el número de enlaces simples, dobles, dativos.

1. SO2                     2. NH3              

Solución:

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¿No entendiste sobre enlaces dativos? – Clic Aquí

Enlace covalente Polar y Apolar

Regla practica:

Apolar: Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero:  ∆EN = 0 , se da entre elementos iguales ó aquellos que presenten geometría lineal y simétrica. Ejemplo: F2 , Cl2 , Br2

Polar: Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0 , se da entre elementos diferentes. Ejemplo: CO , SO2

Indicar si los siguientes enlaces son moléculas polar o apolar:

1. H2  → molécula apolar

2. Cl2   →  molécula apolar

3. O2   → molécula apolar

4. N2   → molécula apolar      

5. F2  → molécula apolar

6. CO2    → molécula apolar (geometría lineal y simétrica)

7. H2O    → molécula polar (presenta angulo de enlace)

8. HNO2   → molécula polar

9. HCl   → molécula polar  

10. CO  → molécula polar

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¿Qué es la regla del octeto?

La regla del octeto es un criterio genérico que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar 8 electrones de valencia en su nivel mas externo (configuración semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría de los elementos representativos enlazados.

Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos (iónicos, covalentes).

La regla del octeto solo se puede aplicar a los elementos representativos (grupo A).

Excepciones a la regla del octeto

Algunos de los compuestos que no cumplen la regla del octeto son los siguientes:

H2

BeH2

BH3

BF3

PCl5 SF6

AlCl3

Ejercicios sobre regla del octeto

Indicar Verdadero (V) o Falso (F)

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1. La regla del octeto se cumple en los tres tipos de enlace (iónico, covalente, metálico), indefectiblemente

2. Todos los elementos químicos cumplen la regla del octeto.

3. Un buen número de compuestos no cumplen la regla del octeto.

4. Los elementos que cumplen la regla del octeto, adoptan una configuración electrónica tipo “gas noble”

Solución:

1. (F) La regla del octeto solo se puede aplicar a los elementos representativos (grupo A), pero aún en ellos hay excepciones.

2. (F) Existen elementos que en sus compuestos no cumplen la regla del octeto.

Ejemplo: BeH2 , BH3

3. (F) Solo algunos compuestos no cumplen la regla del octeto

4. (V) Cuando un elemento al enlazarse adquiere su octeto electrónico, entonces ha adoptado la configuración electrónica de un gas noble (grupo 8A, 8 electrones de valencia en su última capa)

5. Dado los siguientes elementos

a) AlCl3                     b) BF3                      c) N2O4

¿Cuáles cumplen la regla del octeto como elemento representativo y elemento central?

Solución:

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Indicar Verdadero (V) o Falso (F)

6. Cuando 2 átomos de elementos representativos se enlazan, generalmente completa 8 electrones en su nivel de valencia.

7. Todos los elementos representativos, al formar compuestos, cumplen con la regla del octeto.

8. Los elementos representativos que cumple la regla del octeto, adquieren una distribución electrónica de gas noble, con excepción del helio.

Solución:

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5. (V) Generalmente un enlace entre dos elementos representativos (grupo A) completa sus 8 e- en su capa de valencia (regla del octeto)

6. (F) No todos los elementos representativos al enlazarse cumplen la regla del octeto.

7. (V) El octeto se verifica al adquirir la configuración electrónica de un gas noble (excepto el helio que solo tiene dos electrones en su ultima capa)