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Unidad 3
Enlace químico:
modelos de enlaces
e interacciones
intermoleculares
Nos maravillamos al comprender que al enlazarse átomos
diferentes forman moléculas tan importantes en nuestra vida
como la del ADN.
Contenido
¿Cuánto sabes?
3.1 Enlace químico
Manos a la obra El enlace de los compuestos
Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso?
3.2 Enlace molecular
Lectura Origen del horno de microondas
Lectura Los fullerenos
Actividades Lo que aprendí
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Objetivo de la unidad
El estudiante explicará la formación de compuestos utilizando los distintos modelos de enlace
entre los átomos para comprender las formas en que interactúan y se unen las moléculas; entender
la estructura de los compuestos y sus propiedades, y valorar de manera crítica y re exiva
la importancia de la tecnología en la elaboración de nuevos materiales para la sociedad.
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¿Cuánto
sabes?
1. ¿Qué signi ca la palabra enlace?
2. ¿Cuáles son los electrones de valencia?
3. ¿Con qué número relacionas la palabra octeto?
4. ¿Cuándo se dice que un átomo tiene con guración electrónica estable?
5. ¿Cuáles son las partículas que forman las moléculas?
6. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los electrones?
7. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los protones?
8. ¿Con cuántos electrones se forma un enlace?
9. ¿Qué entiendes por atracción?
10. ¿Qué signi ca electronegatividad?
Introducción
Los elementos forman compuestos con características completamente diferentes.
La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, pero este compuesto
resulta de la unión química de átomos de sodio y cloro que son altamente
peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un
líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos
gaseosos.
Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos?
Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determina
la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difiere la reacción de los átomos de
sodio y cloro para formar sal de la reacción de los átomos de hidrógeno y oxígeno
para formar agua?
Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las
partículas que forman un pequeño grano de sal?
De esto trataremos en la presente unidad.
3.1 Enlace químico
Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, pero en
realidad se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las
moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otros de distinta especie con los
que resultan moléculas de compuestos.
Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el
nombre de enlace químico.
Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos
representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de
transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna,
los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.
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Mapa conceptual 3.1
Fuerza de unión
De la misma
especie
Moléculas de
elementos
que es la
Átomos
Regla del octeto
entre
Enlace
químico
Moléculas de
compuestos
Iónico
que son que se
De diferente
especie
clasifi ca en
y forman
No polar
La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece
que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten
electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro.
Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8
electrones en su nivel energético exterior.
Argón
Polar
2e – 8e –
Helio
Kriptón
puede ser
Covalente
Neón
Metálico
Coordinado
3.1
Enlace químico
115
Figura 3.1 Distribución
electrónica de los gases nobles
Observa que los átomos de
los gases nobles tienen 8 electrones
en el nivel energético externo. Esta
distribución permite que sean casi
no reactivos. La única excepción a
esta distribución del octeto es el
helio. El átomo de helio sólo tiene un
nivel energético, que sólo puede
contener 2 electrones.
8e – 8e – 2e – 2e – 2e –
8e – 8e – 8e –
8e –
18e – 18e – 18e –
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2e –
Xenón

116
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
¿Sabías que...?
Respira profundamente. Un gas
noble, el argón (Ar), compone
aproximadamente 1% de ese aire
que acabas de respirar.
Estructura de los gases nobles
Elemento Símbolo Electrones en niveles energéticos
Helio He 1s 2
Neón Ne (He)2s 2 2p 6
Argón Ar (Ne)3s 2 3p 6
Kriptón Kr (Ar) 4s 2 3d 10 4p 6
Xenón Xe (Kr) 5s 2 4d 10 5p 6
Radón Rn (Xe) 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6
Ejemplifiquemos la regla del octeto con el 11Na y el 17Cl.
-
-
- - -
- - - -
-
-
Na 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 1 – 1e – → 1s 2 , 2s 2 , 2p 6
-
-
-
- -
- - - -
Átomo de sodio (Na 0 ) Ion de sodio (Na + )
El sodio, al perder su único electrón de valencia, tendrá la distribución electrónica
externa del neón y una carga positiva, ya que en su núcleo tiene un protón sin balancear
(figura 3.2).
Cl 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 5 + 1e – → 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6
-
- -
- -
- - - - - -
-
-
-
- -
-
El cloro tiene un electrón más, una carga negativa y en su nivel externo tiene la
configuración electrónica del argón (figura 3.2).
-
-
- -
- - -
- - - - - -
Átomo de cloro (Clº) Ion cloruro (Cl – )
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-
-
-
-
-
- -

8e – 2e – 1e – 7e – 8e – 2e –
Cuadro 3.1 Reacción de sodio y cloro
Átomo de sodio + Átomo de cloro → Ion sodio + Ion cloruro
Na + Cl → Na + + Cl –
Número de protones 11 17 11 17
Número de electrones 11 17 10 18
Número de electrones
en el nivel externo
1 7 8 8
Representación de enlaces con estructura de Lewis
En las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se representan
por medio de puntos o cruces alrededor del kernel o corazón del átomo.
Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. En seguida te mostramos
unos ejemplos.
Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferencia
entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes.
Enlace iónico
+
+ +
El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo
a otro.
El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que
acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados
determina la valencia o número de oxidación del elemento.
8e –
2e –
+
8e – 8e –
3.1
Enlace químico
Átomo de sodio Átomo de cloro Ion + de cloro Ion – de cloruro
H •
••
O • + + H
••
+
H • Cl
••
••
H N H
H ••
+
•
••••
••
Na Cl (–)
•• + (+)
•
••
H
H •
••
N • + +
+•
H
H
••
••••
••
(+) (–)
Cl
••
Agua
Cloruro de hidrógeno
Amoniaco
Cloruro de sodio
Cloruro de amonio
2e –
117
Figura 3.2 La reacción de los
átomos de sodio y de cloro La
transferencia de un electrón desde
un átomo de sodio hacia un átomo
de cloro forma iones sodio y
cloruro. Analiza cuidadosamente el
dibujo para ver cómo proporciona
esta transferencia un octeto estable
a ambos iones.
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118
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
¿Sabías que...?
Cuando el átomo es neutro se
indica con cero (0) en el ángulo
superior derecho.
Figura 3.3 Disposición de iones
de sodio y de cloruro en las
moléculas del NaCl.
Na – 1e – Na +
• ••
•• •• •• ••
•• ••
Mg – 2e – Mg2+ Al – 3e – Al3+ N + 3e – N3– O + 2e – O2– F + 1e – F1– •
•
••
••
••
•
La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por
eso el enlace iónico se llama también electrovalente.
Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:
Na0 + F Na1+ + F 1–
1s22s22p63s1 + 1s22s22p5 1s22s22p6 + 1s22s22p6 2Na0 + O 2Na1+ + O 2–
Mg + 2 F Mg2+ + 2 F 1–
Na0 + Cl Na1+ + Cl 1–
••
•
••
••
•
••
•
••
••
•
••
••
•
••
••
°°
••
•
••
••
••
°
••
••
••
••
••
••
°
•• •• ••
•• ° ° •
Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas,
por ejemplo, el cloruro de sodio Na + Cl – , en realidad es una combinación de muchos
iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados
de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada
ion cloruro está rodeado por seis iones sodio (figura 3.3).
Ion cloruro
Ion sodio
Celda unitaria
Ion sodio
5.64 Å
Ion cloruro
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En el enlace electrovalente los electrones se transfieren de un átomo a otro en
proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electrónica,
el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad.
La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electrones pasarán
completamente (en 100%) del metal al no metal.
La diferencia de electronegatividad (∆ EN) entre dos elementos se obtiene revisando
la tabla de la figura 2.57.
Calculamos la ∆EN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)
EN F 4.0
EN Ca 1.0
∆ EN 3.0
Al observar esta diferencia en el cuadro 3.2 vemos que el porcentaje de electrovalencia
es 89; por lo tanto el compuesto formado por el calcio y el flúor, que es el
fluoruro de calcio (CaF2), es iónico, ya que se considera que los compuestos son
electrovalentes o iónicos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 50% o más.
El porcentaje de electrovalencia en la unión de dos elementos, se puede calcular
de manera aproximada basándose en el cuadro 3.2.
Cuadro 3.2 Porcentajes de electrovalencia.
Diferencia en
electronegatividad
0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6
Porcentaje 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47
Diferencia en
electronegatividad
1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2
Porcentaje 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92
Se puede prescindir de la tabla de porcentajes de electrovalencia obteniendo la
∆EN conforme a las figuras 3.4 y 3.5.
0
Mayoritariamente
covalente
0.5
Covalente polar
∆EN
2.0
Mayoritariamente iónico
3.3
3.1
Enlace químico
Investiga
Obtén el porcentaje de
electrovalencia de los siguientes
compuestos:
NaCl
KF
CaCl2
119
Figura 3.4 Modelo del enlace de
reparto de electrones El enlace
entre los átomos en los compuestos
puede representarse como un
intervalo de repartición de electrones
que se mide por la diferencia
de electronegatividad, ΔEN. En este
intervalo hay tres tipos principales
de enlaces: iónicos, covalentes
polares y covalentes. El enlace se
puede imaginar como una lucha de
estira y afloja entre dos átomos por
compartir electrones.
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120
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.5 Tres compuestos
iónicos a) Las diferencias de
electronegatividad del fluoruro de
litio, cloruro de sodio y bromuro de
potasio demuestran que es mejor
representar a estos compuestos
como compuestos iónicos. b) El
sodio y el cloro tienen una ΔEN
ligeramente menor que la que hay
entre el litio y el flúor, por lo cual el
NaCl tiene un carácter iónico
ligeramente menor que el LiF. c) El
enlace del bromuro de potasio se
clasifica como iónico, pero es
menos iónico que los enlaces del
NaCl y LiF.
La palabra y su raíz
electrólisis (Griego) élektron
ámbar, lýsis disolución.
Descomposición de un compuesto
por medio de la corriente eléctrica.
Figura 3.6 Electrólisis del cloruro
de sodio.
a)
F –
Li Li + F –
F F EN = 4.0
Li Li EN = 1.0
Δ ? EN = 3.0 3.0
Cl Cl EN = 3.0 3.0
Na EN = 0.9 0.9
Δ ? EN = 2.1 2.1
Cl –
Na +
Na + Cl –
Propiedades asociadas al enlace iónico
Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico, podemos mencionar
las siguientes:
• En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son
elevadas.
Compuestos Temperatura de fusión °C Temperatura de ebullición °C
NaCl 800 1 413
KCl 790 1 500
CaCl2 772 1 600
CaO 2 570 2 850
• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución
acuosa (figura 3.6).
b)
c)
K 1
Br –
K + Br –
Br EN = 2.8
K EN = 0.8 0.8
Δ ? EN = 2.0 2.0
Cátodo
Ánodo Cátodo
Ánodo
–
e e
+ –
e e
+
Na +
Burbuja
Cl –
Na +
Cl –
Na +
Cl2
–
Cl2
H2
H2
OH
Reacción catódica Reacción anódica Reacción catódica Reacción anódica
Na + + e — → Na 2Cl — → Cl2 + 2e — 2H2O + 2e — → H2 + 2OH — 2Cl — → Cl2 + 2e —
Na +
Reacción total Reacción total
2Na — + Cl → 2Na + 2Cl 2Cl — + 2H2 O → H2 + Cl2 + 2OH —
a) Cloruro de sodio fundido b) Cloruro de sodio en disolución acuosa
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OH
H2O
Cl –
H2O
Na +
Cl2
Cl2

• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electrovalente a partir de sus elementos,
hay gran desprendimiento de calor.
Enlace covalente
Compuesto Calor de formación en calorías
AlCl3 166 200
BaO2 150 500
Fe2O3 196 500
PbO2 66 120
El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones
(figura 3.8). En este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas
pero es más difícil de visualizar que el electrovalente, puesto que se dificulta representar
el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos
de los átomos que se unen y estos núcleos deben repelerse entre sí, lo mismo
que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace,
acudimos al concepto de espín o sentido de giro del electrón (tema abordado en la
unidad 2).
H
e –
+
e –
H
Par compartido
-
-
+
+ H +
-
e –
-
-
-
Cl
-
-
-
- -
- - -
- -
-
-
Figura 3.8 Enlace covalente.
Figura 3.9 Formación de agua compartiendo electrones La estabilidad de los átomos en una molécula de agua
es el resultado de una distribución en la cual los 8 electrones de valencia (6 del oxígeno y uno de cada uno de los
2 hidrógenos) están distribuidos entre los tres átomos. Al compartir un par de electrones con el oxígeno, cada
hidrógeno mantiene 2 electrones en su nivel externo. El oxígeno, al compartir 2 electrones con dos hidrógenos,
mantiene un octeto estable en su nivel externo. Mediante este método, cada átomo logra una configuración
estable de gas noble.
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –
O H 2 O
3.1
Enlace químico
121
Figura 3.7 El sulfato de cobre (II)
(CuSO4) se usa para evitar el
crecimiento de algas en albercas y
en plantas para el tratamiento de
agua.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 121 15/3/08 13:56:33
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –

122
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
La palabra y su raíz
electrolito (Griego) electro
electricidad, lytós soluble.
Sustancia fundida o en solución
acuosa que es capaz de conducir
la corriente eléctrica.
Por ser el electrón una carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético
en torno a él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido
posee polos magnéticos norte y sur orientados en dirección opuesta a los de otro
electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con
espines opuestos se pueden aparear”.
H(a) ↑
1s
H(b) ↓
1s
⎫
⎪
⎪
⎬
⎪
⎪
⎭
estos electrones se aparean y se forma H2
Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para representar la
unión por covalencia.
H º+ H Hidrógeno
° °
Cl
° ° º+ Cl + +
° °
H
H
H
C
H
H Metano
En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que
constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una pequeña
raya o guión.
H – H Hidrógeno
º
º+
º+
+
Cl – Cl
H – O – H
H – N – H
–
H
H
– –
+ + + +
H O H
º+
+ +
H º+ N H
º+
+ +
º+
º+
H – C – H
º++ +
Cloro
Agua
Amoniaco
Cloro
Agua
Amoniaco
Metano
H
El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies
semejantes, esto es, los átomos con electronegatividades iguales (mismo elemento) o
ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compartiendo uno o más pares de
electrones.
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Los compuestos son covalentes cuando su porcentaje de electrovalencia es menor
del 50% (véase cuadro 3.2 y figura 3.4).
Cuadro 3.3 Porcentajes de electrovalencia de algunas sustancias
H2
0%
Cl2 0%
O2
0%
SO2 22%
H2O 39%
NH3 19%
CH4 4%
Propiedades asociadas al enlace covalente
Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes:
• En los compuestos covalentes las temperaturas de fusión y ebullición son bajas.
Compuesto Temperatura de fusión en °C Temperatura de ebullición en °C
H2O 0 100
CH4 −182.6 −161.4
NH3 −77.7 −33.4
• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica.
• El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los compuestos
electrovalentes.
Compuesto Calor de formación en calorías
NH3 11 400
CS2
CCl4
El azúcar de mesa (C12H22O11) se llama sacarosa.
Es un ejemplo de un compuesto covalente que es
un sólido cristalino soluble en agua.
21 500
33 400
CO2 94 052
La gasolina y el petróleo crudo son mezclas de
compuestos covalentes. El petróleo que se derrama en
agua no se disuelve en ella, sino que flota formando
capas delgadas.
3.1
Enlace químico
123
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
Los compuestos covalentes están
formados por moléculas en las que
los átomos se unen compartiendo
electrones. Debido a las débiles
fuerzas interpartícula entre las moléculas,
los compuestos covalentes
tienden a ser gaseosos o líquidos a
temperatura ambiente, además de
insolubles en agua, aunque algunos
son muy solubles.
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124
Manos
a la obra
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.10 Comparación
de compuestos covalentes
continuación...
La cera de las velas y la mantequilla son mezclas de
compuestos covalentes. Como sus moléculas son
grandes y pesadas son sólidos, pero se funden a baja
temperatura.
El enlace de los compuestos
Los compuestos se clasifi can de acuerdo con los tipos de enlaces
que unen a sus átomos. Los iones de los compuestos
electrovalentes o iónicos se unen mediante enlaces iónicos,
mientras que en los compuestos moleculares los átomos se
unen por enlaces covalentes.
A simple vista no puedes decir que el compuesto de una
muestra es del tipo iónico o molecular porque ambos compuestos
pueden tener la misma apariencia. Pero se pueden
hacer pruebas sencillas para clasifi car a los compuestos según
su tipo, ya que cada uno tiene propiedades particulares que
comparten la mayoría de sus integrantes.
Los compuestos iónicos son duros, quebradizos y solubles
en agua, tienen altos puntos de fusión y pueden conducir la
electricidad cuando están disueltos en agua.
Los compuestos moleculares pueden ser suaves, duros
o fl exibles, en general son menos solubles en agua, tienen
puntos de fusión bajos y cuando están disueltos en agua no
pueden conducir la electricidad.
Después de esta introducción sobre los compuestos
iónicos y covalentes, realiza en el laboratorio de tu escuela la
siguiente práctica.
Con este experimento podrás identifi car los compuestos
iónicos y los moleculares, según sus propiedades.
Material
• portaobjetos de vidrio
• lápiz graso o crayón
• parrilla de calentamiento
• espátula
• 4 vasos pequeños de precipitados (50 o 100 mL)
• varilla de agitación
• balanza
• aparato para medir conductividad
• probeta graduada, pequeña
• termómetro (con graduación mayor de 150°C)
Sustancias
4 muestras de 1 a 2 g de algunas de las siguientes sustancias:
• sustituto de sal (KCl)
• fructosa
• aspirina
• parafi na
• urea
• sal de mesa
• azúcar de mesa
• sal de Epson
Procedimiento
En lugares donde no se dispone de gas natural, mucha
gente usa propano (C3H8) para la calefacción de sus
hogares y para cocinar sus alimentos. Se entrega a
negocios y hogares en camiones pipa, a presión.
1. Con un lápiz graso o crayón traza varias líneas en un
portaobjetos para dividirlo en cuatro partes. Rotula
cada parte con las letras A, B, C y D.
2. Haz en tu cuaderno una tabla semejante a la que se
muestra para que anotes datos y observaciones.
3. Con una espátula coloca una décima parte (0.1 a 0.2 g)
de la primera sustancia en la parte A del portaobjetos.
4. Repite el paso 3 con las otras tres sustancias en las
partes B, C y D. Asegúrate de limpiar la espátula luego
de tomar cada muestra. Anota en tu tabla de datos qué
sustancia pusiste en cada parte del portaobjetos.
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5. Coloca el portaobjetos en la parrilla de calentamiento.
Regula el calor en la posición media y empieza a
calentar.
6. Coloca un termómetro sobre el cubreobjetos de modo
que apenas se apoye el bulbo. Cuida de no revolver los
compuestos.
7. Continúa calentando hasta que se alcance la temperatura
de 135°C. Examina cada parte del portaobjetos
y anota las sustancias que se hayan fundido. Apaga la
parrilla de calentamiento.
8. Marca cuatro vasos con los nombres de tus cuatro
sustancias.
9. Pesa cantidades iguales (1-2 g) de cada una de las cuatro
sustancias y coloca las muestras en sus respectivos
vasos.
10. Añade a cada vaso 10 mL de agua destilada.
11. Agita cada sustancia con una varilla limpia. Anota en tu
tabla si la muestra se disolvió completamente o no.
12. Con un dispositivo para medir conductividad prueba
en cada sustancia la presencia de electrólitos. Anota en
la tabla de la siguiente página cuál de ellas actúa como
conductor.
Resuelve
1. ¿Qué les ocurre a los enlaces que hay entre las moléculas
cuando una sustancia se funde?
______________________________________
______________________________________
3.1
Enlace químico
2. ¿Todos los compuestos se funden a la misma temperatura?
______________________________________
______________________________________
3. Completa tu tabla de datos clasifi cando cada una de
las sustancias de prueba como compuesto iónico o
molecular de acuerdo con tus observaciones.
______________________________________
______________________________________
4. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los
compuestos iónicos y los moleculares?
______________________________________
______________________________________
5. ¿Cómo son los puntos de fusión de los compuestos
iónicos en comparación con los de los compuestos
moleculares? ¿Qué factores infl uyen en el punto de
fusión?
______________________________________
______________________________________
6. Las soluciones de algunos compuestos moleculares
son buenas conductoras de la electricidad. Explica por
qué es cierto esto, aun cuando se requieren iones para
conducir la electricidad.
______________________________________
______________________________________
7. ¿Cómo puedes aprovechar las diferentes propiedades
de la arena, la sal y el agua para separarlas cuando
están mezcladas?
______________________________________
______________________________________
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125

126
e –
e –
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
e –
e –
e –
e –
Figura 3.11 Electrones
compartidos en el CO2 Cuando los
átomos de carbono y de oxígeno
reaccionan, el carbono comparte
dos pares de electrones con cada
oxígeno. Esta distribución
proporciona un octeto estable a
todos los átomos.
Sustancia ¿El compuesto se funde?
A
B
C
D
e –
Enlace simple, doble y triple
Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir,
por cada dos átomos que se combinan hay un par de electrones compartidos (un
enlace).
Ejemplo
Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electrónica
estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.
Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace.
Ejemplo
+ +
O
°° +
+ O O = O Oxígeno
+ +
+
O + C O O = C = O Dióxido de carbono
+ +
+ + ++
°
°°
°
°° °
°° °
° °°
H °+ H H – H
H O
°° °+ H H – O – H
°°
°°
e –
e –
e –
e –
e –
e –
e –
¿El compuesto se disuelve
en agua?
+ +
C + O + O O C O
e –
e –
°+
e –
e –
e –
e –
¿La solución conduce
electricidad?
e –
e–
e –
e –
CO 2
e –
e –
e –
e –
4e – 4e –
Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un
triple enlace.
+
N +
+
+ N + N – N
+
H C + C H H – C – C – H
++
°+ +
°°°
° °
°+
Nitrógeno
Acetileno
En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los
2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:
e –
Clasifi cación
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 126 15/3/08 13:56:40
e –
e –
e –

1s 2 2s 2 2p 2 2p 2 2p 2
x y z
O(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
O(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓
1s 2 2s 2 2p 2 2p 2 2p 2
x y z
Y el nitrógeno (N2) con triple enlace.
1s 2 2s 2 2p 1 2p 1 2p 1
x y z
N(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
N(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓
Lectura
1s 2 2s 2 2p 1 2p 1 2p 1
x y z
El brócoli, ¿un alimento milagroso?
Llevar una dieta sana nos puede ayudar a no enfermarnos y,
sobre todo, a vivir más años. Los nutriólogos sugieren agregar
más verduras a la alimentación diaria, lo cual no es nada difícil.
En el mercado existe gran variedad de verduras, entre ellas
se encuentra el brócoli, que en principio tal vez no se te antoje
mucho. En los últimos años, se ha descubierto que este
vegetal de reputación humilde contiene productos químicos
poderosos.
Con estos electrones se forman los
dos enlaces.
El brócoli posee un producto llamado sulforafano, el cual tiene
la siguiente estructura de Lewis (observa los dobles enlaces):
•• ••
CH3 – S – (CH2)4 – N=C=S
=
O
••
••
3.1
Enlace químico
Los experimentos indican que el sulforafano contiene protección
contra ciertos cánceres y bacterias. Por ejemplo, entre
las bacterias más comunes en el hombre se encuentra la Helicobacter
pylori (H. pylori), la cual se considera responsable
en el desarrollo de diversas enfermedades estomacales, incluyendo
inflamación, cáncer y úlceras.
Es cierto que los antibióticos son el mejor tratamiento para
la infección por H. pylori. Pero en ocasiones, la bacteria evade
los antibióticos “ocultándose” en células de la pared estomacal
y resurgiendo una vez terminado el tratamiento.
Estudios realizados han demostrado que el sulforafano
mata a la bacteria H. pylori (aunque se haya refugiado en las
paredes de las células estomacales) simplemente comiendo
brócoli. Los científicos han encontrado que el sulforafano parece
inhibir el cáncer estomacal en ratones.
Aunque no hay garantía de que el brócoli nos mantenga
saludables, sería muy recomendable agregarlo a nuestra alimentación.
Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed.,
McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.
••
127
Con estos electrones se forman los
tres enlaces.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 127 15/3/08 13:56:42

128
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.12 Tres compuestos
covalentes El disulfuro de carbono
es un disolvente útil para las grasas
y las ceras. El metano es el componente
principal del gas natural. El
dióxido de nitrógeno se utiliza para
hacer ácido nítrico y también es un
contaminante atmosférico. Todos
estos compuestos tienen enlaces
covalentes en los que los electrones
se comparten casi igual. a) Los
enlaces de C—S en el disulfuro de
carbono son de tipo covalente
puro. El valor de ΔEN = 0, aunque
los átomos sean distintos. b) La
ΔEN de 0.4 de los enlaces del
metano no es suficiente para
afectar de modo significativo las
propiedades del compuesto. c)
Aunque el grado de desigualdad
con que se comparten los electrones
en los enlaces N—O del
dióxido de nitrógeno es mayor que
en los enlaces de C—H, el NO2 se
sigue considerando un compuesto
covalente.
Polaridad de enlace
Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma especie,
cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente.
Al consultar el cuadro 3.3, veremos que el porcentaje de electrovalencia es cero
para H2, Cl2, O2, etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento.
Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétricamente
distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de
carbono, CCl4.
S
a)
C
S
C EN = 2.5
S EN = 2.5
Δ EN = 0.0
+
+
+ +
+ Cl +
++
++
+ °
Cl C Cl
++
++
° + +
Cl +
°
°
Enlace covalente no polar y polar
b)
+
++
+ ++
° °
° °
H Cl
H – Cl
δ + δ –
+
+
+
H
C
° ° °
+
+
H H
H
c)
C EN = 2.5
H EN = 2.1
Δ EN = 0.4
N
O O
O EN = 3.5
O EN = 3.5
N EN = 3.0
N EN = 3.0
Δ EN = 0.5
? EN=
0.5
Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar
a los compuestos covalentes en no polares y polares.
A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están
unidos mediante enlaces covalentes; estos átomos son de distinta especie y tienen
electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo
haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un
polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.
Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad
(0.9) (véase la figura 3.4) es lo suficientemente grande para que del lado
del cloro se forme un polo parcialmente negativo (δ–) y en el lado del hidrógeno
otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones
del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)
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A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar.
HBr H Br ° ° +
° ° °
+
H2S H
°
S°
+
° °
H
° °
+
H2O H ° O°
° °° +
°
H
El enlace covalente polar constituye un fenómeno muy importante en la explicación
del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como veremos en el
siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es
decir, la molécula de agua es muy polar.
Figura 3.13 Distribución de cargas en un enlace O–H Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno,
los electrones de un enlace O–H pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno. Esta distribución lleva a una carga
parcial negativa sobre el oxígeno y a una carga parcial positiva sobre el hidrógeno.
Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es predominantemente
covalente polar cuando su porcentaje de electrovalencia es de 25 a 49 por
ciento.
Enlace por coordinación
Como se explicó anteriormente, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos,
cada uno de ellos aporta un electrón y así constituir el par necesario para la unión.
Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que
se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es
proporcionado por uno de ellos solamente.
Mecanismo de coordinación
δ
H — Br
+
δ –
δ + δ –
H — S
|
H
H — O
|
H
En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en
su nivel de valencia.
δ +
δ –
δ +
δ +
O H
δ –
δ +
3.1
Enlace químico
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 129 15/3/08 13:56:45
129

130
Investiga
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Encuentra el enlace covalente de
los siguientes compuestos:
Hipoclorito de sodio NaClO
Clorito de sodio NaClO2
Clorato de sodio NaClO3
Perclorato de sodio NaClO4
Amoniaco (NH3)
H N H
H °
° °
° +
+
° +
Aquí el nitrógeno tiene un par de
electrones no compartidos
El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de
valencia para alcanzar una configuración electrónica estable (octeto).
Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente; por
ejemplo, un ion hidrógeno (H 1+ ) puede formar un enlace covalente coordinado con
una molécula de amoniaco mediante el traslape de su orbital vacío con un orbital del
átomo central nitrógeno, que contiene el par de electrones no compartidos.
H N H + H1+ H °
° °
° +
+
° +
Una forma útil para indicar el enlace covalente coordinado consiste en emplear
una pequeña flecha que va del átomo donador al receptor.
⎡
⎢
⎢
⎢
⎣
y el núcleo del hidrógeno (protón) se une con el oxígeno del agua en uno de los
pares de electrones no compartidos, mediante un enlace covalente coordinado, formándose
el ion hidronio [H3O] 1+ .
Ejemplifiquemos ahora los siguientes compuestos:
Hipoclorito de sodio NaClO
Clorito de sodio NaClO2
Clorato de sodio NaClO3
Perclorato de sodio NaClO4
H
↑
H – N – H
–
H
⎤
⎥
⎥
⎥
⎦
1 +
H ⎤ 1
⎥
H N H⎥
⎥
H ⎦
+
⎡
⎢ ° °
⎢ ° +
⎢ °
⎣
+
El siguiente ejemplo es ilustrativo.
Al disolver el gas cloruro de hidrógeno (HCl) en agua, el cloro se queda con los
electrones del enlace covalente sencillo:
H O + H
H
1+ ° °
° + °
H O o
H H
+
° °
° + °
+
° °
+ ° °
H Cl H ° °
° °
1+ Cl 1–
° °
° +
°
+
° °
° °
° +
H
↑
H – O
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 130 15/3/08 13:56:45
–
H

Los elementos que se enlazan son:
Na ° O
°°
°
°°
++
++
+ Cl
++
En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace
electrovalente y uno covalente:
°°
°
°
°°
Na O Cl + +
+
++
Na 1+ [O – Cl] 1–
Este compuesto (NaClO) es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su capacidad
de combinarse, ya que tiene tres pares de electrones no compartidos, y en
condiciones especiales puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace covalente
coordinado, formándose el clorito de sodio (NaClO2) que también es estable.
Na O Cl O o Na1+ [O – Cl → O] 1–
++
+ +°°
°
°
°°
+
++
°° °° °
Ahora bien, si se observa la estructura de Lewis anterior se aprecia que al cloro le
quedan dos pares de electrones no compartidos, donde se pueden unir mediante
enlaces covalentes coordinados, uno o dos átomos de oxígeno, formándose, respectivamente,
el clorato de sodio (NaClO3) y el perclorato de sodio (NaClO4).
O O
Na O Cl O o Na1+ °°
° °
⎡ ⎤
++
°°
↑
++ °
°° ⎢
O – Cl → O
⎥
+ ° ++ °° °°
°
⎣ ⎦
O O
Na O Cl O o Na1+ °°
° °
++
°°
⎡ ↑ ⎤
++
°
°°
+
° ⎢O
– Cl → O⎥
++ °
°° °°
⎢ ↓ ⎥
° O °
⎣ O ⎦
°°
La posibilidad de que un átomo de un compuesto que tenga pares de electrones
libres reaccione con otros átomos, no se circunscribe a los no metales; existen algunos
elementos metálicos que efectúan este tipo de reacciones.
Se denominan iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otro u
otros átomos. Están formados por átomos que se unen entre sí mediante enlaces
covalentes coordinados.
Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal reciben, en general, el
nombre de radicales.
Enlace metálico
Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurre entre los
átomos de metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjunto
de cargas positivas que son los kernels de los átomos metálicos y los electrones
periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos
entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.
++
1–
1–
3.1
Enlace químico
¿Sabías que...?
131
De todos los metales, la plata es el
mejor conductor de electricidad.
El cobre ocupa el segundo lugar.
Como la plata es más rara y más
cara, el cobre es el metal que se
utiliza en los circuitos eléctricos.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 131 15/3/08 13:56:46

132
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.14 Representación
gráfica de una red cristalina
de un metal.
Figura 3.15 Representación
bidimensional de un cristal
metálico El movimiento de iones
en un sólido metálico no produce
cambios en la naturaleza de las
fuerzas enlazantes. Este modelo
explica la maleabilidad y la
ductilidad de los metales.
Representación
Podemos representar a un metal como un enrejado de iones positivos colocados en
los nudos de una red cristalina y sumergidos en un “mar” de electrones móviles. En
el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al
enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados
en una posición rígida.
Propiedades asociadas al enlace metálico
Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos
conductores de la electricidad y el calor. Además, gracias a esta movilidad, los metales
presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales son explicables por
esta movilidad electrónica (véase la figura 3.15).
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+ ––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
+
+
––
Iones
positivos
Electrones
móviles
Antes de la deformación Después de la deformación
Cada uno de los átomos de un metal del grupo 2 libera sus dos electrones de valencia
en una fuente de electrones que son compartidos por los demás átomos metálicos.
Los enlaces de los metales no son rígidos. Cuando un metal se golpea con un
martillo, los átomos se deslizan a través del mar de electrones y ocupan un nuevo
sitio, pero mantienen sus conexiones con los demás átomos. Esta capacidad de reorganizarse
explica por qué los metales se pueden estirar en alambres largos y finos.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 132 15/3/08 13:56:47
+
+
––
+
+
––
+
+ ––

3.2 Enlace molecular
Mapa conceptual 3.2
Enlace molecular
es la
Atracción
entre
Moléculas
debido a las
Fuerzas de
Van der Waals
por ejemplo
Puente de
hidrógeno
Atracciones de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son débiles atracciones de carácter electrostático entre
las moléculas.
Agua
en estado
sólido
a) b)
— — —
Agua
en estado
líquido
3.2
Enlace molecular
Figura 3.16 Maleabilidad,
ductilidad y conductividad eléctrica
de los metales Estas propiedades
reflejan el tipo de enlaces de los
metales.
a) El cobre es dúctil y buen
conductor de electricidad, se utiliza
sobre todo en los circuitos
eléctricos.
b) El oro es maleable: la hoja de
oro es oro metálico que se aplana
hasta que se obtiene una laminilla
muy delgada, de tan sólo unos
cientos de átomos de espesor.
¿Sabías que...?
133
Las fuerzas intramoleculares
mantienen juntos a los átomos de
una molécula (recuerda el enlace
químico), mientras que las fuerzas
intermoleculares son fuerzas de
atracción entre moléculas y son las
responsables de las propiedades de
la materia como el punto de fusión
y el punto de ebullición.
Figura 3.17 Fuerzas de Van der
Waals.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 133 15/3/08 13:56:48

134
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Figura 3.18 La molécula polar del
agua Los enlaces O–H de una
molécula de agua son polares.
Debido a la forma curvada del
agua, el lado del hidrógeno de la
molécula tiene una carga positiva,
mientras que el lado del oxígeno
tiene una carga negativa. La flecha
indica la dirección en la que se
atraen los electrones.
Figura 3.19 La molécula polar del
amoniaco Como el agua, una
molécula de amoniaco tiene dos
lados distintos. A causa de los
enlaces polares, el lado del
hidrógeno tiene una carga neta
positiva y el lado del nitrógeno una
carga neta negativa.
Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración
electrónica de cada átomo, provocada por la influencia del campo eléctrico de los
átomos vecinos. Se le llama también enlace residual o enlace de polarización.
Con estos enlaces se pueden explicar las fuerzas de cohesión en los líquidos y en
los gases.
Puente de hidrógeno
Las moléculas de agua y de amoniaco son ejemplos de cómo los enlaces polares, ordenados
geométricamente de cierta manera, pueden generar una molécula polar. La
molécula polar tiene un polo positivo y otro negativo, también se llama dipolo.
O
H H
+
–
+
–
Extremo con carga positiva
+
Extremo con
carga negativa
–
+
Extremo con carga positiva
N
Extremo con
carga negativa
H H
Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidrógeno, como el
agua y el amoniaco. En estos casos el hidrógeno es atraído por dos átomos de elementos
electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace covalente
normal y con el otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente
de hidrógeno.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 134 15/3/08 13:56:50
+
–
H
+
+

H
+
+
–
O
+
–
+
Puentes de
hidrógeno
H H H
–
+
O
H H
+
Enlaces
covalentes
O
O O
+
+
H H H H
+
+
+ – + –
+ –
+
+
–
+ –
+
–
+
+
–
–
+
+
+ –
+
–
– + – + – +
+ – + –
– + – + – +
+ – + – + – + –
El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor
que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals.
Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electronegativos
y de volumen pequeño.
Propiedades asociadas al puente de hidrógeno
Cuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia,
originan que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el
tamaño y masa de sus moléculas.
Un ejemplo interesante es el agua, un compuesto líquido a temperatura ambiente
que por su fórmula sencilla, H2O, debería ser un gas difícilmente licuable si se compara
con los hidruros de azufre (H2S), selenio (H2Se) y telurio (H2Te), elementos del
mismo grupo (6A) del oxígeno. Observa la siguiente tabla.
–
+
3.2
Enlace molecular
Figura 3.20 Puentes de hidrógeno
contra los enlaces covalentes del
agua.
Figura 3.21 Interacciones dipolo
en los líquidos y los sólidos La
fuerza entre las moléculas dipolo es
una atracción del extremo positivo
de un dipolo por el extremo
negativo de otro dipolo. Aquí se
representan las atracciones dipolodipolo
en los líquidos (izquierda) y
en los sólidos (derecha).
¿Sabías que...?
135
El agua alcanza su máxima
densidad a los 4°C y se congela
a los 0°C, esto se debe a que las
moléculas de agua están unidas
por puentes de hidrógeno, lo cual
hace que el hielo fl ote, ya que
su densidad es menor porque a
temperaturas menores a 4°C el
agua aumenta de volumen hasta
convertirse en hielo.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 135 15/3/08 13:56:51

136
Investiga
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Investiga qué es punto de fusión y
punto de ebullición. Proporciona
un ejemplo de cada uno.
Figura 3.22 Comportamiento de
las moléculas del agua en sus
cambios de estado (líquido-sólido).
Figura 3.23 Sacarosa La sacarosa,
C12H22O11, es una molécula que
contiene ocho enlaces O—H.
Cuando se añade agua a la sacarosa
sólida, cada uno de esos
enlaces es un sitio potencial para
formar puentes de hidrógeno con
el agua. Las fuerzas de atracción
que actúan entre las moléculas de
sacarosa se vencen y sustituyen por
fuerzas de atracción entre las
moléculas de sacarosa y de agua, a
lo cual se debe que el azúcar sea
muy soluble.
Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líquido
y en estado sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado
líquido, cuando debería ser lo contrario.
Este comportamiento sucede porque las moléculas de agua están unidas mediante
puentes de hidrógeno. En estado líquido, las moléculas se entrecruzan libremente y
en estado sólido se elimina el movimiento molecular libre. En el hielo hay mucho
espacio entre las moléculas, debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno.
H O
H
H
H
CH 2
H O
H
O H
O H
H H
C
H
O
H
O
H
O C
H
C C
H
H
O
C
O
Compuesto Punto de ebullición °C Punto de fusión °C
O C C
H H
H2O 100 0
H2S –61.8 –82.9
H2Se –42 –64
H2Te –4 –51
H
O
CH 2
O O
H H
O
H
Fusión
Congelación
Sólido Líquido
H
O
H O
C
H
H
C
H
CH 2
H
O
H O
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O
H
H
H

También esto explica que la máxima densidad del agua sea a 4°C, pues cuando el
hielo se funde, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen y las moléculas de
agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad. De 0 a 4°C, el volumen continúa
disminuyendo a medida que se rompen más puentes de hidrógeno.
Lectura
Origen del horno de microondas
En la década de los cuarenta del siglo , un científico
estadounidense realizaba experimentos con un magnetrón
(un equipo que genera microondas). Cuentan que este
ingeniero llevaba en uno de los bolsillos de su bata una barra
de chocolate. Mientras trabajaba en su experimento se dio
cuenta que el chocolate empezó a derretirse.
Este accidental descubrimiento dio origen, décadas
más tarde, al horno de microondas, el cual permite calentar
alimentos. Este hecho se basa en la interacción de las
microondas con las moléculas de agua, las cuales, debido
a su polaridad y geometría, incrementan su energía cinética
y elevan así la temperatura del alimento que las contiene.
Este comportamiento del agua es un claro ejemplo de la
importancia de la geometría y polaridad de una molécula.
Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,
México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2004, p. 218.
Nuevos materiales
La ciencia de materiales es una combinación interdisciplinaria de física, química
e ingeniería, en esta ciencia la química es la base por el estudio de la materia y
sus cambios. Mencionemos algunos ejemplos:
Cristales de silicio de gran pureza Se emplean en la industria de los semiconductores
para producir transistores modernos, circuitos integrados y los chips de
computadora.
Siliconas Son compuestos orgánicos que contienen silicio y, debido a sus propiedades
lubricantes, se emplean para reemplazar partes del cuerpo como las articulaciones
de caderas y rodillas.
3.2
Enlace molecular
¿Sabías que...?
137
Los primeros hornos de
microondas eran muy grandes y
sólo se usaban en restaurantes.
A partir de los años setenta, se
hicieron modelos más pequeños
y baratos, lo que permitió se
convirtiera en uno de los inventos
más comunes en la vida diaria de
nuestros tiempos.
03-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 137 15/3/08 13:56:52

138
Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Fibras ópticas Son cables de dióxido de
silicio (SiO2) de gran pureza con los
que se logra rapidez en la comunicación,
así como mayor información.
Cristal líquido Se emplea en las pantallas
de relojes digitales, calculadoras,
televisiones en miniatura, computadoras
de escritorio y portátiles.
Aleaciones de berilio Debido a su ligereza,
rigidez y poca dilatación se usan
en la fabricación de piezas para aviones
supersónicos.
Aleaciones de niobio y estaño Se utilizan
como superconductores a temperaturas
extremadamente bajas.
Aleaciones de tantalio, niobio, volframio,
cobalto y níquel Se utilizan en vehículos
espaciales, ya que son resistentes al calor que se produce por fricción al
entrar en la atmósfera.
Compuesto de litio, bario, cobre y oxígeno Se emplea en trenes de alta velocidad
debido a que no presenta resistencia al paso de la corriente eléctrica.
Fullerenos Se usan como catalizadores en diferentes procesos de producción, en
la fabricación de superconductores, para purificación del agua, elaboración de
cristales líquidos, etcétera.
Nitinol Tiene muchas aplicaciones médicas; por ejemplo, para unir los tendones
y ligamentos con los huesos, para elaborar “canastas” que filtran coágulos sanguíneos;
también para hacer armazones para anteojos, y en la elaboración de “frenos”
en la ortodoncia.
Aunque los últimos avances de la ciencia de materiales se han centrado en las
propiedades eléctricas, las propiedades mecánicas siguen teniendo gran importancia.
En la industria aeronáutica, por ejemplo, los científicos han desarrollado, y los ingenieros
han probado materiales compuestos no metálicos, más ligeros, resistentes y
fáciles de fabricar que las aleaciones de aluminio y los demás metales que en la actualidad
se emplean para los fuselajes de los aviones.
Por ejemplo, con el estudio de nuevos materiales fue posible la invención del tren
de levitación magnética o tren maglev, un vehículo de alta velocidad que levita sobre
un carril denominado carril guía y es impulsado por campos magnéticos.
La tecnología de trenes de levitación magnética se utiliza para recorridos urbanos
a velocidades medias (menos de 100 km/h) en ciudades europeas. Desde 1984 una
lanzadera maglev para distancias cortas se usa en Gran Bretaña entre el aeropuerto
de Birmingham y la estación de tren. Sin embargo, el mayor interés recae sobre los
sistemas maglev de alta velocidad. En Alemania, un tren maglev logró la velocidad
de 435 km/h, mientras que en Japón se han alcanzado velocidades de 517 km/h en
trenes meglev completos.
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Lectura
Palabras clave
Los fullerenos
El buckminsterfullereno se descubrió en el hollín, en 1985,
y en 1991 se confirmó su forma de balón de futbol. A partir
de entonces, se han descubierto fullerenos naturales o se
han producido artificialmente.
Éste es un modelo del buckminsterfullereno, C60,
nombrado así en honor del ingeniero y arqui-
Anión, 117
Catión, 117
Dipolo, 134
Electrolito, 122
Enlace covalente, 121
Enlace covalente coordinado, 129
Lo que aprendí
1. Escribe en cada enunciado si lo que se presenta se
refi ere a:
Enlace iónico
Enlace no polar
Covalente polar
Covalente coordinado
Metálico
Molecular
El volumen del agua es mayor en estado sólido que en
estado líquido, lo cual hace que el hielo fl ote
______________________________________
Enlace covalente no polar, 128
Enlace covalente polar, 129
Enlace electrovalente, 118
Enlace iónico, 117
Enlace metálico, 131
Enlace químico, 114
tecto Buckminster Fuller, quien inventó el domo geodésico
que aquí se muestra. Tanto el domo como la molécula son
muy estables. La molécula pertenece a un grupo de alótropos
de carbono bastante organizados llamados fullerenos.
Los fullerenos tienen fórmulas moleculares con
números pares, como C70 y C78. Las moléculas
de algunos fullerenos son esferas huecas y las
de otros son tubos huecos. Las estructuras
de los fullerenos en forma de jaula son muy
flexibles. Después de estrellarlas en placas
de acero a velocidades de 7 000 m/s (cerca
de 16 000 millas/hora), las moléculas de C60
rebotan con su forma original intacta.
Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom,
Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores,
México, 2007, p. 32.
Iones complejos, 131
Puente de hidrógeno, 134
Radicales, 131
Regla del octeto, 115
Lo que aprendí
Los átomos comparten electrones pero el par electrónico
es proporcionado por uno de ellos
______________________________________
En el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro atrae con
más densidad a los electrones de enlace
______________________________________
Las cargas eléctricas están distribuidas de manera
asimétrica
______________________________________
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Unidad 3
Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares
Se forman cuando hay pérdida o ganancia de electrones
entre los átomos
______________________________________
Hace que la temperatura de fusión sea elevada
______________________________________
Causa que la temperatura de ebullición de algunos
compuestos sea baja
______________________________________
El enlace de electrovalencia es mayor que 50%
______________________________________
Contribuye para que algunos compuestos conduzcan
la energía eléctrica
______________________________________
Forma compuestos cuando su porcentaje de electrovalencia
es de 25 a 49%
______________________________________
Se forma cuando los electrones periféricos pertenecen
a todos los núcleos
______________________________________
Es la causa de que algunos elementos sean dúctiles y
maleables
______________________________________
Explica la fuerza de cohesión en los líquidos
______________________________________
Enlace puente de hidrógeno
______________________________________
2. Contesta brevemente:
¿A qué se llama enlace químico?
______________________________________
¿Por qué los aniones tienen mayor volumen que los
átomos neutros?
______________________________________
¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta mejor la
combinación de sodio (Na) con el fl úor (F)?
a) Na0 + F0 → Na0F0 b) Na0 + F0 → Na1+ F1– c) Na0 + F0 → Na1– F1+ Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo
de magnesio convirtiéndose en ion.
______________________________________
¿Cuál es la diferencia entre ion complejo y ion radical?
______________________________________
¿Cuándo se forma un doble enlace? Escribe un ejemplo
______________________________________
¿Por qué no es posible que ocurra la siguiente reacción?
Ar + Ar → Ar2
3. Consulta la tabla de electrovalencias para dar respuesta
a los siguientes ejercicios:
• Encierra con una línea continua las sustancias que en
estado líquido conducen la corriente eléctrica:
NaCl CO2 NH3 K2S HCl
CaO Cu2S CH4 Cu2O AlCl3
• Indica el porcentaje de electrovalencia (carácter iónico)
y escribe si el tipo de enlace que forma es covalente no
polar, covalente polar o electrovalente.
% Enlace
a) C H ______________ ______________
b) Li Br ______________ ______________
c) S O ______________ ______________
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d) C O ______________ ______________
e) Fe O ______________ ______________
f ) K Cl ______________ ______________
g) Mg O ______________ ______________
h) H O ______________ ______________
i ) N H ______________ ______________
j) K F ______________ ______________
k) Cl O ______________ ______________
l) I O ______________ ______________
• Representa con estructuras de Lewis los siguientes
agregados atómicos:
a) CH4
b) CO2
c) FeS
d) Cu2O
e) Cl2
Lo que aprendí
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