- definir la electronegatividad como la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo
- explicar los factores que influyen en las electronegatividades de los elementos en términos de carga nuclear, radio atómico y apantallamiento por capas internas y subcapas
- exponer y explicar las tendencias de la electronegatividad a lo largo de un periodo y hacia abajo en un grupo de la Tabla Periódica
- utilizar las diferencias en los valores de electronegatividad de Pauling para predecir la formación de enlaces iónicos y covalentes (no se evaluará la presencia de carácter covalente en algunos compuestos iónicos) (se proporcionarán los valores de electronegatividad de Pauling cuando sea necesario)
Enlace químico
A-Level Química · Tema 3
15:06
Enlace químico
Dos moléculas, casi del mismo tamaño. Agua y sulfuro de hidrógeno. El azufre está directamente debajo del oxígeno en la Tabla Periódica, así que esperarías que los dos…
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3.1
Electronegatividad
Syllabus
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
La electronegatividad 电负性 es la capacidad de un átomo para atraer los electrones 电子 en un enlace hacia sí mismo.
Tres factores determinan qué tan electronegativo es un átomo:
- carga nuclear 核电荷: más protones atraen con mayor fuerza a los electrones de enlace.
- radio atómico 原子半径: cuanto más cerca esté el enlace del núcleo, más fuerte será la atracción.
- apantallamiento 屏蔽 por capas y subcapas internas: más electrones internos debilitan la atracción sobre los electrones de enlace.
Por lo tanto, la electronegatividad aumenta a través de un período (mayor carga nuclear, menor radio) y disminuye hacia abajo en un grupo (mayor radio, mayor apantallamiento). El flúor es el elemento más electronegativo.
Puede utilizar la diferencia en los valores de electronegatividad de Pauling 鲍林电负性 para predecir el tipo de enlace. Una gran diferencia da lugar a un enlace iónico; una pequeña diferencia da lugar a un enlace covalente.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| electronegativity/ɪˌlektrəʊŋɡəˈtɪvɪti/ | 电负性 | diàn fù xìng |
| electron/ɪˈlektrɒn/ | 电子 | diàn zi |
| nuclear charge/ˈnjuːklɪə tʃɑːdʒ/ | 核电荷 | hé diàn hè |
| atomic radius/əˈtɒmɪk ˈreɪdɪəs/ | 原子半径 | yuán zi bàn jìng |
| shielding/ˈʃiːldɪŋ/ | 屏蔽 | píng bì |
| Pauling electronegativity/ˈpɔːlɪŋ ɪˌlektrəʊŋɡəˈtɪvɪti/ | 鲍林电负性 | bào lín diàn fù xìng |
3.2
Enlace iónico
Syllabus
- definir el enlace iónico como la atracción electrostática entre iones de carga opuesta (cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente)
- describir el enlace iónico, incluyendo los ejemplos del cloruro de sodio, óxido de magnesio y fluoruro de calcio
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
El enlace iónico 离子键 es la atracción electrostática 静电引力 entre iones 离子 cargados opuestamente — cationes 阳 positivos y aniones 阴 negativos.
Se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. Buenos ejemplos son el cloruro de sodio ($\text{NaCl}$), el óxido de magnesio ($\text{MgO}$) y el fluoruro de calcio ($\text{CaF}_2$). Los iones se empaquetan en una red gigante regular (lattice 晶格), mantenidos juntos por la atracción en todas las direcciones.
Explorar
Formación de un enlace iónico (NaCl)
Paso a paso. Un metal transfiere su electrón externo a un no metal; los ones con cargas opuestas se atraen entonces en una red gigante.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| ionic bonding/aɪˈɒnɪk ˈbɒndɪŋ/ | 离子键 | lí zi jiàn |
| electrostatic attraction/ɪˌlektrəʊˈstætɪk əˈtrækʃn/ | 静电引力 | jìng diàn yǐn lì |
| ion/ˈaɪɒn/ | 离子 | lí zi |
| cation/ˈkætaɪən/ | 阳离子 | yáng lí zi |
| anion/ˈænaɪən/ | 阴离子 | yīn lí zi |
| lattice/ˈlætɪs/ | 晶格 | jīng gé |
3.3
Enlace metálico
Syllabus
- Defina el enlace metálico como la atracción electrostática entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados.
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
El enlace metálico 金属键 es la atracción electrostática entre iones metálicos positivos y un "mar" de electrones deslocalizados 离域电子.
Los electrones externos están libres de moverse a través de todo el metal. Esto explica por qué los metales conducen electricidad y son fuertes.
Explorar
Dentro de un metal — y por qué se comporta así
Paso a paso. Los iones positivos están inmersos en un mar compartido de electrones deslocalizados. Una sola imagen explica la conductividad, la maleabilidad y la resistencia.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| metallic bonding/məˈtælɪk ˈbɒndɪŋ/ | 金属键 | jīn shǔ jiàn |
| delocalised electrons/dɪˈlɒkəlaɪzd ɪˈlektrɒnz/ | 离域电子 | lí yù diàn zi |
3.4
Enlaces covalentes y coordinados
Syllabus
- definir enlace covalente como la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido (a) describir el enlace covalente en moléculas incluyendo: • hidrógeno, $\text{H}_2$ • oxígeno, $\text{O}_2$ • nitrógeno, $\text{N}_2$ • cloro, $\text{Cl}_2$ • cloruro de hidrógeno, $\text{HCl}$ • dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ • amoníaco, $\text{NH}_3$ • metano, $\text{CH}_4$ • etano, $\text{C}_2\text{H}_6$ • eteno, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) comprender que los elementos del periodo 3 pueden expandir su octeto, incluyendo en los compuestos dióxido de azufre, $\text{SO}_2$, pentacloruro de fósforo, $\text{PCl}_5$, y hexafluoruro de azufre, $\text{SF}_6$ (c) describir el enlace coordinado (covalente dativo), incluido en la reacción entre gases de amoníaco y cloruro de hidrógeno para formar el ion amonio, $\text{NH}_4^+$, y en la molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
- (a) describir los enlaces covalentes en términos de superposición orbital dando lugar a enlaces $\sigma$ y $\pi$: • los enlaces $\sigma$ se forman por la superposición directa de orbitales entre los átomos enlazantes • los enlaces $\pi$ se forman por la superposición lateral de orbitales p adyacentes por encima y por debajo del enlace $\sigma$ (b) describir cómo se forman los enlaces $\sigma$ y $\pi$ en moléculas incluyendo $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ y $\text{N}_2$ (c) utilizar el concepto de hibridación para describir orbitales $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ y $\text{sp}^3$
- (a) definir los términos: • energía de enlace como la energía requerida para romper un mol de un enlace covalente particular en estado gaseoso • longitud de enlace como la distancia internuclear de dos átomos unidos covalentemente (b) utilizar valores de energía de enlace y el concepto de longitud de enlace para comparar la reactividad de moléculas covalentes
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
El enlace covalente 共价键 es la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido.
Las moléculas simples con enlaces covalentes incluyen $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ y $\text{C}_2\text{H}_4$. Un doble enlace comparte dos pares; un triple enlace (como en $\text{N}_2$) comparte tres pares.
Los átomos del Período 3 y hacia abajo pueden expandir el octeto 扩展八隅体 — mantener más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos son $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ y $\text{SF}_6$.
Un enlace coordinado 配位键 (también llamado enlace covalente dativo) es un enlace covalente donde ambos electrones compartidos provienen del mismo átomo. Por ejemplo, cuando los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno se encuentran, el par libre del nitrógeno forma un enlace coordinado con $\text{H}^+$, dando lugar al ion amonio $\text{NH}_4^+$. Los enlaces coordinados también unen las dos mitades de la molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Enlaces sigma y pi
Los enlaces covalentes se forman cuando se superponen los orbitales 轨道:
- un enlace sigma σ键 se forma mediante la superposición directa, frontal, de orbitales entre los dos átomos.
- un enlace pi π键 se forma mediante la superposición lateral de dos orbitales p, arriba y debajo del enlace sigma.
Un enlace simple es un enlace sigma. Un doble enlace (como en $\text{C}_2\text{H}_4$) es un enlace sigma más un enlace pi. Un triple enlace (como en $\text{N}_2$ y $\text{HCN}$) es un enlace sigma más dos enlaces pi.
Híbridación
La hibridación 杂化 mezcla orbitales en la misma capa para formar nuevos orbitales iguales para el enlace:
- $\text{sp}$: dos orbitales iguales, usados en una molécula lineal.
- $\text{sp}^2$: tres orbitales iguales, usados en una molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
- $\text{sp}^3$: cuatro orbitales iguales, usados en $\text{CH}_4$.
Energía y longitud de enlace
- La energía de enlace 键能 es la energía necesaria para romper un mol de un enlace covalente específico en estado gaseoso.
- La longitud de enlace 键长 es la distancia entre los centros de los dos átomos unidos.
Un enlace más corto suele ser más fuerte (mayor energía de enlace). Los triples enlaces son más cortos y fuertes que los dobles enlaces, que son más cortos y fuertes que los enlaces simples. Los enlaces más fuertes hacen que sea más difícil que la molécula reaccione.
Explorar
Compartir un par de electrones
Paso a paso de un enlace covalente: dos átomos se superponen y comparten un par para que cada uno alcance una capa completa; cuando los dos tiran con igual fuerza, el enlace es no polar.
Explorar
Enlace covalente (compartido)
Dos átomos no metálicos se superponen y comparten un par de electrones —contados para ambos—, logrando cada uno una capa externa completa. El O₂ comparte dos pares (un doble enlace).
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| covalent bonding/ˈkəʊvələnt ˈbɒndɪŋ/ | 共价键 | gòng jià jiàn |
| expand the octet/ekˈspænd ðɪ ɒkˈtet/ | 扩展八隅体 | kuò zhǎn bā yú tǐ |
| coordinate bond/kəʊˈɔːdɪnət bɒnd/ | 配位键 | pèi wèi jiàn |
| orbital/ˈɔːbɪtl/ | 轨道 | guǐ dào |
| sigma bond/ˈsɪɡmə bɒnd/ | σ键 | σ jiàn |
| overlap/ˌəʊvəˈlæp/ | 重叠 | chóng dié |
| pi bond/paɪ bɒnd/ | π键 | π jiàn |
| hybridisation/ˌhaɪbrɪdaɪˈzeɪʃn/ | 杂化 | zá huà |
| bond energy/bɒnd ˈenədʒi/ | 键能 | jiàn néng |
| bond length/bɒnd leŋθ/ | 键长 | jiàn zhǎng |
| VSEPR theory/ˈvespə ˈθɪəri/ | 价层电子对互斥理论 | jià céng diàn zi duì hù chì lǐ lùn |
| lone pair/ləʊn peə/ | 孤对电子 | gū duì diàn zi |
| bonding pair/ˈbɒndɪŋ peə/ | 成键电子对 | chéng jiàn diàn zi duì |
| bond angle/bɒnd ˈæŋɡl/ | 键角 | jiàn jiǎo |
| linear/ˈlɪnɪə/ | 直线形 | zhí xiàn xíng |
| trigonal planar/ˈtrɪɡənl ˈpleɪnə/ | 平面三角形 | píng miàn sān jiǎo xíng |
| tetrahedral/ˌtetrəˈhiːdrəl/ | 四面体形 | sì miàn tǐ xíng |
| pyramidal/pɪˈræmɪdl/ | 三角锥形 | sān jiǎo zhuī xíng |
| bent/bent/ | 角形 | jiǎo xíng |
| trigonal bipyramidal/ˈtrɪɡənl baɪˈpɪrəmɪdl/ | 三角双锥形 | sān jiǎo shuāng zhuī xíng |
| octahedral/ˌɒktəˈhiːdrəl/ | 八面体形 | bā miàn tǐ xíng |
| intermolecular forces/ˌɪntəməˈlekjʊlə ˈfɔːsɪz/ | 分子间作用力 | fèn zǐ jiàn zuò yòng lì |
| molecule/ˈmɒlɪkjuːl/ | 分子 | fèn zǐ |
| polarity/pəʊˈlærɪti/ | 极性 | jí xìng |
| dipole/ˈdaɪpəʊl/ | 偶极 | ǒu jí |
| dipole moment/ˈdaɪpəʊl ˈməʊmənt/ | 偶极矩 | ǒu jí jǔ |
| van der Waals' forces/ˈvændɜː wɑːlz ˈfɔːsɪz/ | 范德华力 | fàn dé huá lì |
| London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/ | 伦敦色散力 | lún dūn sè sàn lì |
| instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/ | 瞬时偶极 | shùn shí ǒu jí |
| induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/ | 诱导偶极 | yòu dǎo ǒu jí |
| permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/ | 永久偶极 | yǒng jiǔ ǒu jí |
3.5
Formas de las moléculas
Syllabus
- describir y explicar las formas de, y los ángulos de enlace en, moléculas mediante la teoría VSEPR, incluyendo como ejemplos simples: • $\text{BF}_3$ (trigonal plana, 120°) • $\text{CO}_2$ (lineal, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetraédrica, 109,5°) • $\text{NH}_3$ (piramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (no lineal, 104,5°) • $\text{SF}_6$ (octaédrica, 90°) • $\text{PF}_5$ (bipiramidal trigonal, 120° y 90°)
- predecir las formas de, y los ángulos de enlace en, moléculas e iones análogos a los especificados en 3.5.1
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
Para determinar una forma, utilice la teoría VSEPR 价层电子对互斥理论: los pares de electrones alrededor del átomo central se empujan lo más lejos posible, debido a que las cargas similares se repelen.
Un par solitario 孤对电子 (no enlazado) ejerce una repulsión más fuerte que un par de enlace 成键电子对. Cada par solitario comprime el ángulo de enlace 键角 aproximadamente $2.5°$.
| Molécula | Forma | Ángulo de enlace |
|---|---|---|
| $\text{CO}_2$ | lineal 直线形 | $180°$ |
| $\text{BF}_3$ | trigonal plana 平面三角形 | $120°$ |
| $\text{CH}_4$ | tetraédrica 四面体形 | $109.5°$ |
| $\text{NH}_3$ | piramidal 三角锥形 | $107°$ |
| $\text{H}_2\text{O}$ | angular 角形 | $104.5°$ |
| $\text{PF}_5$ | bipiramidal trigonal 三角双锥形 | $120°$ y $90°$ |
| $\text{SF}_6$ | octaédrica 八面体形 | $90°$ |
$\text{NH}_3$ tiene un par solitario y $\text{H}_2\text{O}$ tiene dos, por lo que sus ángulos disminuyen por debajo del $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Puedes predecir las formas de moléculas e iones similares de la misma manera.
Ejercicio resuelto. Predice la forma y el ángulo de enlace de $\text{NH}_3$ y de $\text{H}_2\text{O}$. El nitrógeno tiene 5 electrones externos y forma 3 enlaces, dejando 3 pares de enlace y 1 par solitario: cuatro pares en total, por lo que parten de la geometría tetraédrica $109.5°$. El par solitario repele con mayor fuerza y comprime el ángulo en unos $2.5°$, dando una forma piramidal de aproximadamente $107°$. El oxígeno forma 2 enlaces y conserva 2 pares solitarios: siguen siendo cuatro pares, pero ahora hay dos compresiones, así que la forma es angular a unos $104.5°$. Cuenta todos los pares para fijar la geometría básica, resta $2.5°$ por cada par solitario, y nombra la forma según los átomos: $\text{NH}_3$ tiene cuatro pares pero es piramidal, no tetraédrica.
Explorar
Forma a partir de enlaces y pares libres
Cuenta los pares de enlace y los pares libres alrededor del átomo central; se repelen para adoptar la forma con menor tensión. Tres enlaces y un par libre dan una pirámide, como en el amoníaco (NH3).
Explorar
Prediciendo la forma molecular
Establece los pares de enlace y solitarios. Los pares de electrones se repelen y se separan lo máximo posible — eso fija la forma y el ángulo de enlace.
3.6
Fuerzas intermoleculares
Syllabus
- (a) describa el enlace de hidrógeno, limitándose a moléculas que contienen grupos N–H y O–H, incluyendo al amoníaco y al agua como ejemplos simples (b) utilice el concepto de enlace de hidrógeno para explicar las propiedades anómalas del $\text{H}_2\text{O}$ (hielo y agua): • sus puntos de fusión y ebullición relativamente altos • su tensión superficial relativamente alta • la densidad del hielo sólido en comparación con el agua líquida
- utilice el concepto de electronegatividad para explicar la polaridad del enlace y los momentos dipolares de las moléculas
- (a) describa las fuerzas de van der Waals como las fuerzas intermoleculares entre entidades moleculares distintas a aquellas debidas a la formación de enlaces, y utilice el término fuerzas de van der Waals como un término genérico para describir todas las fuerzas intermoleculares (b) describa los tipos de fuerzas de van der Waals: • fuerzas de dipolo instantáneo-dipolo inducido (id-id), también llamadas fuerzas de dispersión de London • fuerzas de dipolo permanente-dipolo permanente (pd-pd), que incluyen el enlace de hidrógeno (c) describa el enlace de hidrógeno y comprenda que este constituye un caso especial de fuerzas de dipolo permanente-dipolo permanente entre moléculas en las que el hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo
- indique que, en general, los enlaces iónicos, covalentes y metálicos son más fuertes que las fuerzas intermoleculares
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
Las fuerzas intermoleculares 分子间作用力 son las fuerzas entre moléculas 分子. Son mucho más débiles que el enlace iónico, covalente y metálico dentro de las sustancias.
Polaridad del enlace y dipolos
Cuando dos átomos con diferente electronegatividad comparten un enlace, los electrones se sitúan más cerca del átomo más electronegativo. El enlace adquiere entonces una polaridad 极性: un extremo es ligeramente negativo ($\delta-$) y el otro ligeramente positivo ($\delta+$). Esta separación de cargas constituye un dipolo 偶极.
Si los dipolos de una molécula no se cancelan, la molécula entera posee un momento dipolar 偶极矩 y es polar. Si se cancelan por simetría (como en $\text{CO}_2$), la molécula es no polar.
Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals 范德华力 es el nombre general para todas las fuerzas intermoleculares. Hay dos tipos principales.
El primer tipo es la fuerza de dipolo instantáneo-dipolo inducido, también llamada fuerza de dispersión de London 伦敦色散力. Los electrones en movimiento generan un breve dipolo instantáneo 瞬时偶极, que a su vez crea un dipolo inducido 诱导偶极 coincidente en una molécula cercana. Estas fuerzas actúan entre todas las moléculas y se intensifican cuando hay más electrones.
El segundo tipo es la fuerza de dipolo permanente-dipolo permanente. Actúa entre moléculas que siempre son polares, porque cada una posee un dipolo permanente 永久偶极.
Enlace de hidrógeno
El enlace de hidrógeno 氢键 es un caso especial y fuerte de las fuerzas de dipolo permanente. Se forma cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo — nitrógeno, oxígeno o flúor — y es atraído hacia un par solitario en un átomo de N, O o F de una molécula vecina. Busca grupos N–H y O–H, como en el amoníaco y el agua.
El enlace de hidrógeno explica el comportamiento peculiar del agua:
- su alto punto de fusión y punto de ebullición 沸点, porque deben romperse muchos enlaces de hidrógeno.
- su alta tensión superficial 表面张力.
- el hielo es menos denso que el agua líquida, porque los enlaces de hidrógeno mantienen a las moléculas en una estructura abierta y extendida, por lo que el hielo flota.
Explorar
Laboratorio de polaridad y fuerzas intermoleculares
Clasificar moléculas según la característica que controla las atracciones.
Explorar
Por qué los enlaces de hidrógeno hacen que el agua sea especial
Paso a paso. Una fuerza débil pero fuerte —el enlace de hidrógeno— explica el alto punto de ebullición del agua, por qué el hielo flota y por qué disuelve tanta sustancia.
Vocabulario
Entrenar
| Inglés | Chino | Pinyin |
|---|---|---|
| hydrogen bonding/ˈhaɪdrədʒn ˈbɒndɪŋ/ | 氢键 | qīng jiàn |
| boiling point/ˈbɔɪlɪŋ pɔɪnt/ | 沸点 | fèi diǎn |
| surface tension/ˈsɜːfɪs ˈtenʃn/ | 表面张力 | biǎo miàn zhāng lì |
| dot-and-cross diagram/dɒt ænd krɒs ˈdaɪəɡræm/ | 点叉图 | diǎn chā tú |
3.7
Diagramas de puntos y cruces
Syllabus
- utilizar diagramas de puntos y cruces para ilustrar el enlace iónico, covalente y coordinado, incluyendo la representación de cualquier compuesto mencionado en los apartados 3.4 y 3.5 (los diagramas de puntos y cruces pueden incluir especies con átomos que tengan un octeto expandido o especies con un número impar de electrones).
Fuente: Plan de estudios Cambridge International
Un diagrama de puntos y cruces 点叉图 muestra los electrones externos de cada átomo, usando puntos para un átomo y cruces para el otro. Esto aclara de dónde proviene cada electrón de enlace. Puedes dibujarlos para enlaces iónicos, covalentes y coordinados, incluyendo moléculas con octeto expandido o número impar de electrones.
3.7
Consejos para el examen
- Para formas, cuenta los pares de enlace y los pares libres, nombra la forma y proporciona el ángulo de enlace exacto (ej. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par libre reduce el ángulo en aproximadamente $2.5^\circ$.
- Un enlace dativo (coordinado) tiene ambos electrones de un solo átomo (ej. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); dibuja la flecha desde el par libre.
- Nombra la fuerza intermolecular con precisión: el enlace de hidrógeno requiere H unido a N, O o F; de lo contrario, es dipolo-permanente o dipolo-inducido (van der Waals). Nunca llames fuerzas de van der Waals "enlaces".
- Explica una propiedad física indicando qué fuerzas se rompen, no simplemente "enlaces fuertes".
Lecciones interactivas sobre este tema
Trátalo paso a paso, con ejercicios de verificación instantánea.