NTRODUCCION INTRODUCCION Químicamente la unión de átomos entre si, recibe el nombre nombre de Enlace Químico y producen en las moléculas, las que al ser agrupadas constituyen los Compuestos Químicos. Pero Pero en la l a unificación de de los átomos, solo interactúan los electrones de más alto Nivel de energía, es decir los electrones externos. externos. Las fuerzas que deciden decid en dicho ordenamientos molecular, lo producen las fuerzas electrostáticas y las fuerzas intermoleculares de Van der Waals. No se consideran las fuerzas gravitacionales, las cuales
químico? Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad, que es conveniente para el químico considerarlo como una especie molecular o independiente. es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferent
ATOMOS? Entre los posibles estados en los que se pueden encontrar un cuerpo, siempre hay uno que es más estable que los demás. Todos los cuerpos tienden a alcanzar su estado más estable y, cuando lo alcanzan, tienden a permanecer en el. Así, por ejemplo, entre todas las posibles posiciones que pueden tener una regla con respecto a una mesa, la posición más estable es aquella en que la regla descansa el máximo de su superficie sobre la mesa. Una vez que está en esta posición, si no interviene una fuerza externa, la regla no se moverá. Igualmente, entre todos los estados posibles en los que se pueden encontrar un átomo, siempre hay un estado que es más estable que los demás; los átomos tienden a alcanzaren ese estado y, y cuando lo alcanzan, se mantienen en el.
Los gases nobles o elementos del grupo “O” de la tabla periódica por naturaleza, y de allí en consecuencia no reaccionan y permanecen aislados, pero. ¿a qué se debe su inercia física?
Ella sola es explicable con base en su estructura electrónica:
OM
UNC ON
El sólido ilustra este caso: 1s2- 2s2 - 2p6 - 3s1 1s2 - 2s2 - 2p6 + 1e
Átomo de sodio Ión sodio Na0 Na+ El átomo de sodio cede un
OM
UNC ON
1s2- 2s2 - 2p6 - 3s2 - 3p5 + 1e-
…
Átomo de cloro Cl0 3p6
…1s2- 2s2 - 2p6 - 3s2 Ión cloro Cl+
El cloro gana un electrón y consigue estabilidad adquiriendo la estructura del Argón. También podría suceder que pierda 7 electrones para tomar la estructura del neón. Sin embargo, esta última situación es poco probable puesto que el potencial de ionización aumenta rápidamente con la perdida adicional de cada electrón,
·· · ·· ·· ·· C · ··
··
+ · ··
+
·
·· ·· ··
D
·· ·· ··
··
C
·· ·· D·· ··
s que que sur surgen gen al cede ceder r , coge coger r o comp compar arti tir r elect lectro rone nes s entr entre e si con el fin fin
ACE
DE CO
1.Enlace 1.Enlace Electrovalente, Iónico o Heteropolar. 2.Enlace 2.Enlace Covalente u Homopolar (apolar y polar). 3.Enlace 3.Enlace Covalente coordinado, Dativo o Semipolar. 4.Enlace 4.Enlace Metálico. 5.Enlace 5.Enlace por puentes de hidrogeno. hidrogeno. 6.Fuerzas 6.Fuerzas Intermoleculares o de Van der
ce
co
En química química,, el enlace iónico es una unión que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) ionización) y otro electronegativo fuertemente (alta afinidad electrónica). electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo: NaCl → Na+Cl-
ct
Enlace i nico en el NaCl.
Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø Ø
ca
Na(+) sodio sodio.. K(+) potasio potasio.. Ca(2+) calcio calcio.. Ba(2+) bario bario.. Mg(2+) magnesio magnesio.. Al(3+) aluminio aluminio.. Pb(2+) plomo plomo(II) (II) o plumboso. Zn(2+) zinc (ó cinc). Fe(2+) hierro hierro(II) (II) o ferroso. Fe(3+) hierro hierro(III) (III) o férrico. Cu(+) cobre cobre(I) (I) o cuproso (aunque en verdad,, este ión es verdad e s Cu2(2+).
Se da entre átomos con energías de ionización y afinidades electrónicas muy diferentes. Esto permite que un átomo de una pareja transfiera uno ó más electrones a su compañero. A partir de la configuración electrónica se puede deducir la capacidad para ceder ó aceptar electrones. Así, un metal alcalino puede ceder un electrón y transformarse en un catión con un gasto de energía igual a la energía de ionización.
va Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica-C,O,F,Cl). Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a
LG
LA
H2
El hidrógeno alcanza la configuración del He (gas noble).
HF
COVALENCIA: representa el numero de enlaces covalentes formados en la molécula.
LAS CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS UNIDOS POR LOS ENLACES COVALENTES COVALENTES
•los
compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia :solido liquido gaseoso. •son malos conductores del calor y de la electricidad. •Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. •Son solubles en solvente polares como benceno, tetra cloruro de carbono, etc, e insolubles en solventes polares como el agua.
POLAR ocurre cuando las moléculas están formadas por átomos iguales (H2, Cl2, O2, N2, etc);y son diferente que guarden simetría de enlace, de manera que la fuerza resultante de los momentos polares sea igual a cero, como ocurre en las moléculas de CO2, CH4, SiH4, etc.
OLAR ocurre cuando las moléculas están formados por atomos diferentes y son asimétricas (HCl, HF, H2O, NH3, PH3), de tal manera que el atomo mas electronegativo atraerá parcialmente a los electrones del otro atomo, dando lugar a la formación de polaridades parciales (la rresultante vectorial es diferente de cero) que se denomina dipolos (O+, O-). Estas sustancias covalentes polares, se disuelven desde luego en otras sustancias polares.
COVALENTE El modelo artificial de Lewis no corresponde exactamente a la realidad, ya que parece indicar que lo pares de electrones se encuentran en posiciones fijas. Además de la teoría d Lewis, el enlace covalente se puede explicar mediante dos teorías complementarias, basadas en el modelo ondulatorio: la teoría del enlace de valencia y la teoría de los orbitales moleculares.
VALENCIA
la teoría del enlace de valencia o de los electrones desapareados, elaborada por L. Pauling y J. C. Slater , supone que la formación del enlace covalente tiene lugar cada uno de los átomos participantes posee al menos un electrón desapareado. La formación del enlace covalente consiste en el apareamiento de esos electrones, que mantienen espines de signo contrario, y la máxima superposición de los orbitales atómicos que contienen esos electrones, originando una región de alta densidad electrónica. electrónica.
OLECULARES la teoría de los orbitales moleculares se debe a Hund y Mulliken. Difiere de la teoría del enlace de valencia que tiene en cuenta todo los electrones combinados y considera que la unión de moléculas se produce mediante un conjunto de polinucleares.
EMIPOLAR Se obtiene así cuando el par de electroness compartidos pertenece a electrone uno solo de los átomos o iones compartidos. Es decir en otras palabras, el resultado de una superpocisoon entre un enlace iónico y de un covalente, motivo por el cual también se le denomina enlace semipolar.
Consiste en un conjunto de cargas positivas que son los átomos metálicos desprovistos de sus electrones de valencia, los cuales pertenecen y unen a todos los cationes. Los metales en estado sólido forman un retículo cristalino tridimensional, en cuyos nudos hay los cationes metálicos, y entre ellos se mueven libremente los electrones de valencia. Puede decirse que los orbitales atómicos de valencia se superponen en gran número dando lugar a bandas de energía continuas en las que los electrones se desplazan libremente. Los electrones están totalmente deslocalizados, lo que significa que el enlace es completamente adireccional. En las sustancias metálicas, como en las iónicas, no existen moléculas, es el cristal en su conjunto el que se considera como una molécula, ya que los enlaces se extienden en las tres direcciones del espacio.
P o r e je m p lo : E n u n tro zo d e sod so d io m e tá lico , lo s io n e s e stá stá n lo ca liza d o s e n u n a p o sició ció n fija e n e l m e ta l y lo s e le ctr ctro n e s d e va le n cia ( u n o p o r cad a á to m o d e sod so d io ) e stá stá n lib re s p a ra m o v e rse e n tre la s v a ria s n u b e s e le c tró n ic a s.
Hoy se acepta que en los metales el enlace no es entre átomos mos, sin sino más bien bien entr entre e cati cation ones es metá metáli lico cos s y lo que que fueron sus electron rones. Así, el metal sodi sodio o es un conj conjun unto to orde ordena nado do de ione iones s Na+ y un un “mar de de el electrones” distrib distribuid uidos os entre entre ellos ellos.
Cuando un pedazo del metal se somete a pres presió ión n exte extern rna a, los los cati cation ones es metá metáli lico cos s pueden “resbalar” unos sobre otros, debido a la capa de electrones que los separa. El metal se deforma pero no se rompe, a diferencia de los cristales iónicos. Esta es la explicación de su male maleab abil ilid idad ad y de la duct ductil illi lida dad d.
Aleaciones Much Muchos os de los los meta metale les s que que cono conoce cemo mos s no son son puro puros s, sino sino alea aleaci cion ones es. Una Una alea aleaci ción ón es una una diso disolu luci ción ón sóli sólida da, y se prep prepar ara a diso disolv lvie iend ndo o un meta metal l en otro otro, gene genera ralm lmen ente te cuan cuando do ambo ambos s está están n en esta estado do líqu líquid ido o. La alea aleació ción n tiene tiene propi propied edade ades s fisic fisicoq oquím uímic icas as dife difere rent ntes es de las las de meta metale les s orig origin inal ales es. El oro puro ( denominado de 24 quilates) es dema demasi siad ado o blan blando do para para usar usarlo lo en joye joyerí ría a. Para Para hace acerlo más fuer uerte se alea con pla plata y cobre, lo que en una proporción de 25% da lugar a una alea aleaci ción ón cono conoci cida da como como oro oro de 18 quil quilat ates es.
Sus Sus usos usos son son indi indisp spen ensa sabl bles es para para: La medic medicin ina a Empa Empaste stes s para para los los dien dientes tes. En la indu industr stria ia autom automot otriz riz. Para Para recu recubr brir ir las las piez piezas as metá metáli lica cas s y evit evitar ar la oxidación.
IDROGENO
El puente de hidrógeno es un enlace que se esta estable blece ce entre entre moléc molécul ulas as capac capaces es de gene generar rar cargas parcial iales. El agu agua, es la sustan tancia en dond donde e los los puen puente tes s de hidr hidróg ógen eno o son son más más efec efecti tivo vos s, en su molé molécu cula la, los los elec electr tron ones es que que inte interv rvie iene nen n en sus enla nlaces, están tán más cerca del oxí oxígeno que de los los hidr hidróg ógen enos os y por por esto esto se gene genera ran n dos dos carg cargas as parc parcia iale les s nega negati tiva vas s en el extr extrem emo o dond donde e está está el oxíg oxígen eno o y dos dos carg cargas as parc parcia iale les s posi positi tiva vas s en el extr extremo emo donde donde se encue encuentr ntran an los hidró hidróge geno nos s.
3 Fuerzas intermoleculares de Orientaci n:
Se producen en las atracciones electrostá electrostáticas entre las molé moléculas gaseosas con dipolos permanentes, en donde partes positivas se orientan con las partes negativas y viceversa. Esta fuerzas aumentan a medida que crece la deferencia de electronegatividades, electroneg atividades, por ejemplo: ej emplo: CI C I F, F, Br F, HF, HF, HCI, HCI , PH
Se prod produc ucen en en las las atracc atraccio iones nes elect electro rost stát ática icas s ente ente las la s molé molécu culas las pola polare res s u 3 no pola polare res s, en este este caso caso el dipo dipolo lo perm perma anent nente e indu induce ce un dipo dipolo lo en la molé molécu cula la no pola polar r , dand dando o luga lugar r a un dipo dipolo lo indu induci cido do. Fina Finalm lmen ente te se te real realiz izan an las las atra atracc ccio ione nes s entr entre e los los dipo dipolo los s perm perman anen ente tes s – dipo dipolo lo indu induci cido do .
Estas Estas fuerza fuerzas s inter intermo molec lecul ular ares es se produ produce cen n entre entre las las molé mo culas as no polar polares es de 3lécul susta sustanc ncias ias gaseo gaseosa sas s , aque aquella llas s que que dete determ rmina inan n o posib posibili ilitan tan la licuación de de lo los ga gases no nobles y ta también de del O , N , y F .
Orbitales at micos h bridos:
Un átomo se encuentra en un dicho estado cuando está está aislado de toda excitació excitación energé energética externa es decir que tiene una configuració configuración ideal o teó teórica que satisface la ecuació ecuación de diracextrama dicho átomo está está constituido únicamente por rempes puras y orbitales puros por ejem.
orbitales atómicos híbridos: es cuando un átomo esta aislado de toda excitació excitación energética externa ejemplo:
exig exige e que que la disp dispos osic ició ión n de los los pare pares s de elec electr tron ones es adopt adopten en una una geome geometrí tría a tetra tetraédr édric ica a alred alrededo edor r del del C, tal como se muestra en la Figura.
Hibridacion
Como ya se ha visto, etileno tien tiene e 12 s de vale valenc ncia ia que que se agru agrupa pan n segú según n la sigu siguien iente te estru estruct ctura ura de octetos, don donde se ve clar claram amen ente te que que cada cada C se une une trig trigon onal al ment mente e en un plano
En química, el ( nlace ) es el tipo más fuerte de enlace enlace químico químico covalente. El enla enlace ce sigm sigma a se defi define ne más más clar claram amen ente te para para molé molécul culas as diató diatómic micas as usand usando o el lengu lenguaj aje e y las las herr herram amie ient ntas as de la sime simetrí tría a de grup grupos os.
etano
Orbi Orbital tales es elect electrón rónic icos os atóm atómico ico y mole molecu cula lar r, most mostra rand ndo o un enl enlace ace Pi al extr extrem emo o infe inferi rior or dere derech cho o de la imag imagen en. En química, los ( nlaces ) son enlaces enlaces químicos químicos covalentes
