2.1 Concepto y clasificación de enlace químico. Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables. Enlace químico se define como la fuerza que mantiene unido a los átomos en un compuesto. Según el tipo de enlace que presenten las sustancias van a ser las l as propiedades que presenten, por ejemplo si el enlace es muy fuerte, el punto de fusión de la sustancia sería elevado; cosa contraria pasaría con una sustancia que entre sus átomos exista un enlace débil, es decir, tendría un punto de fusión bajo.
Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercan cercano, o, para para la mayorí mayoría a de los elemento elementoss alcanz alcanzar ar ocho ocho electrones en su último nivel. 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.
¿Qué mantiene unidos a los Átomos? La mayorí mayoría a de los los elem elemen ento toss que que cono conoce cemo moss exis existe ten n en la natu natura ralez leza a formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí. Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.
Clasificación de los enlaces químicos Tipos de enlace Sabemos que la manera en que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace. Veremos cómo los átomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se considerarán ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico. CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS:
1. Enlaces Interatómicos: Enlace iónico o electrovalente 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 E. INTERATÓMICOS O INTRAMOLECULARES: Si unen átomos en un compuesto. - E. iónico.-
se da por la transferencia de electrones de un átomo metálico (que pierde electrones) a un átomo no metálico (que gana los electrones).
El metal se convierte en catión y el no metal en anión, ambos se atraen por fuerzas de naturaleza electrostática. Ejemplos: NaCl, MgCl 2 LiF, etc. Si uno de los átomos que se unen tiende a ceder electrones – el metal – y el otro átomo tiende a aceptarlos – como el no metal– habrá transferencia de electrones de uno a otro átomo. Los iones se mantienen unidos por la diferencia de carga electrostática. Este enlace se llama enlace iónico. - E. covalente.-
se forma cuando los átomos que participan en el enlace comparten electrones y se da entre elementos no metálicos; puede ser de tres tipos: a) covalente no polar o covalente puro. Si los elementos que se unen son iguales. Ejemplos: las moléculas biatómicas H 2, Cl2, N2, O2, etc.
b) covalente polar se da entre elementos no metálicos diferentes, ejemplos:
Distribución de la carga en la molécula de agua b) distribución de la carga en la molécula de cloruro de hidrógeno
c) covalente coordinado. Si uno de los átomos que participan en el enlace dona el par electrónico compartido. Ejemplo: NH 4+, H3PO4, H3O+, etc.
Cuando los átomos que se unen tienen una capacidad similar de atraer electrones ajenos, como los no metales, más que ceder o aceptar electrones, los comparten. A este tipo de enlace se le llama enlace covalente.
- E. metálico. Es propio de los metales y aleaciones, consiste en una red cristalina de iones positivos (cationes) inmerso en un mar de electrones(los de valencia) En un metal, en estado sólido, los átomos no atraen intensamente a sus electrones de valencia ni a los de los átomos vecinos. Entonces, estos electrones se desligan del átomo al que pertenecen, y cada átomo de cobre queda con carga positiva. Estos electrones de carga negativa se mueven libremente entre la red de iones positivos. Así, los átomos del metal se mantienen unidos al compartir electrones. Podríamos decir que estos electrones pertenecen a todos los átomos y a la vez a ninguno. Este tipo de enlace se conoce como enlace metálico. El enlace dipolo-dipolo consiste en una fuerza de atracción eléctrica entre los polos opuestos de las moléculas polares y a diferencia del enlace iónico, en el enlace dipolo- dipolo los signos (+) y (-), representan solo “cargas parciales” divido a un momento bipolar resultante e cada molécula. Los enlaces puente de hidrogeno son un caso especial de enlace dipolo- dipolo muy fuertes. Los enlaces puente de hidrogeno se formen entre moléculas polares que tienen hidrogeno unido a cualquiera de los tres elementos pequeños (del segundo periodo de la tabla) de alta electro negatividad que son F, O y N es decir, las moléculas que se atraen por enlace puente de hidrogeno presentan enlaces intraatómicos de alta polaridad. Otra fuerza de atracción que se presentan en las moléculas se llaman enlace mediante LAS FUERZAS DE LONDÓN esta fuerza consiste en una fuerza de atracción eléctrica muy débil entre dipolos no permanentes, es decir entre dipolos instantáneos o un dipolo inducido correspondientes a dos moléculas que se encuentran muy muy cercanas.
Luego de haber estudiado estos tipos de enlace intermoleculares podemos afirmar que el enlace puente de hidrogeno es más fuerte que el dipolo-dipolo y este a su vez mas fuerte que el de fuerza de London.
Enlaces químicos:
el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: 1.1 Enlace iónico (o electrovalente): El enlace iónico se forma cuando un átomo que pierde electrones relativamente fáciles (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal). Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)
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 polidireccional) 2. Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc. 3. Tienen alta temperatura de fusión y ebullición. Propiedades:
No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía.
Son sólidos no conductores. (Cargas estáticas en la red). Elevado punto de fusión. Duros y quebradizos. * Se llama valencia iónica de un elemento al número de electrones que gana o que pierde al enlazarse iónicamente. Enlace covalente:
El enlace covalente, se dará entonces entre átomos de similar EN (afinidad por los electrones), compartiendo pares de electrones (aportando al par un electrón cada átomo), en número necesario para que cada átomo disponga después de establecido el enlace de 8 electrones en la última capa (recordar que 8 electrones en la última capa proporciona la máxima estabilidad posible para un átomo). Si los átomos que se unen formando este tipo de enlace son iguales se llamará enlace covalente homonuclear y si son diferentes se llamará enlace covalente heteronuclear.
Ejemplo:
Se llama valencia covalente de un elemento al número de electrones compartidos cuando se forma este tipo de enlace. La polaridad de un enlace se mide con el momento dipolar (producto de la carga localizada por la distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace; una unidad para medir los momentos dipolares es el Debay, los momentos dipolares oscilan de 0 a 11 Debyes). Los Cristales covalentes: son compuestos covalentes formados por redes gigantes, no por moléculas aisladas. 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.
Enlace metálico: Los electrones de valencia de cada átomo pasan a un "fondo común", formando una nube electrónica que rodea a los iones positivos que integran la red metálica.
Ejemplo:
Propiedades
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 este caso, la estructura cristalina se rompe. 4) Son en general duros (resistentes al rayado). 5) La mayoría se oxida con facilidad. Propiedades:
- La estructura comentada puede explicar las propiedades claramente. -Alta conductividad térmica y eléctrica, los electrones pueden moverse con libertad por la nube electrónica. -Son dúctiles (factibles de hilar) y maleables (factibles de hacer láminas), su deformación no implica una rotura de enlaces ni una aproximación de iones de igual carga, como ocurría en los compuestos iónicos por ejemplo. -Los puntos de fusión son moderadamente altos, la estabilidad de la red positiva circundada por la nube de electrones es alta. -Son difícilmente solubles en cualquier disolvente, por el mismo motivo que justifica el punto anterior. (Pensar en la forma de "atacar" el agua a un compuesto iónico, en un metal que es "un todo uniforme" no existe esa posibilidad.
2. Regla del octeto y estructura de Lewis: A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”. No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles. La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia. 2.1 Parámetros a considerar en una estructura de Lewis.
- Escribe el número total de electrones de valencia. - Considera que cada enlace se formará a partir de dos, y solo dos, electrones. - Cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto. 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 número de grupo indica el número de electrones de valencia) tenemos:
REGLA DEL OCTETO:
G.N.Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H 2) 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.
