ENLACE QUÍMICO
El enlace químico es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para formar moléculas (elementos o compuestos). Son fuerzas de atracción de carácter electrostático y magnético que mantienen unidos a los átomos o las moléculas de las sustancias químicas. Las especies químicas enlazadas disminuyen sus energías y aumentan su estabilidad. En el proceso de formación de enlace químico se producen liberación de energía.
Por lo general los átomos se enlazan para formar moléculas de cuerpos simples o compuestos, y de esta manera buscan el estado más estable posible. Por lo tanto, todos los átomos tienden a alcanzar su estado más estable y, cuando las alcanzan tienden a permanecer en él. Así, por ejemplo cuando los átomos reaccionan con otros elementos , forman moléculas, alcanzado estabilidad cuando tienen 2 u 8 electrones en la capa de valencia (capa externa); todo esto queda expresado en la regla del octeto la cual afirma que:
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 8 electrones, y así adquiera la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico.
REGLA DEL OCTETO
Es la necesidad que tienen los átomos de completar 8 electrones en su último nivel; para ello el átomo tiene que perder, ganar o compartir electrones. Esta regla la demostramos mediante los siguientes ejemplos del sodio y cloro:
a. Sodio (Na) Z = 11 c.e. =
Analizando el ejemplo observamos que el átomo de sodio cede un electrón y se transforma en ión sodio. Este último presenta la misma estructura electrónica del neón.
b. Cloro (Cl) Z = 17 c.e. =
Observamos en ele ejemplo, que el cloro gana un electrón y consigue estabilidad adquiriendo la estructura electrónica del argón.
NOTACIÓN DE LEWIS
Es la representación simbólica de un átomo con sus electrones de valencia (electrones de la última capa energética), los cuales se colocan alrededor del símbolo correspondiente representados mediante puntos o aspas.
ENLACES INTERMOLECULARES
- Ocurre entre un metal y un no metal.
- Se produce transferencia de electrones: Metal = pierde electrones (se carga positivamente - catión) y No metal = gana electrones (se carga negativamente - anión).
- La fuerza de atracción entre el catión y el anión es el enlace iónico.
- Generalmente la diferencia de electronegatividad (∆EN) entre los átomos que forman enlace iónico es :
- A condiciones ambientales se encuentran en estado sólido.
- Poseen alta temperatura de fusión. Ejemplo: NaCl = 801°C
- Son solubles en agua y en otros solventes polares mediante el proceso de solvatación iónica.
- Al estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando está fundidos.
ENLACE COVALENTE
- Ocurre entre átomos no metálicos.
- Se produce compartición de uno o más pares de electrones.
- La fuerza de atracción entre los núcleos atómicos y los electrones compartidos es el enlace covalente.
- Generalmente se cumple:
0 ≤ ∆EN < 1,7
Ejemplo:
Molécula de hidrógeno, H2.
TIPOS DE ENLACE COVALENTE
1. SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES APORTADOS
A. ENLACE COVALENTE NORMAL.- Cada átomo aporta un electrón para el enlace.
Ejemplo:
Bromuro de hidrógeno, HBr.
B. ENLACE COVALENTE DATIVO.- Ocurre entre un átomo que está dispuesto a donar un par de electrones (donador) y otro dispuesto a aceptar dicho par (aceptor).
Ejemplo:
Ión amonio, NH4+1
2. SEGÚN EL NÚMERO DE ELECTRONES COMPARTIDOS
A. ENLACE COVALENTE SIMPLE.- Se comparte un par de electrones.
Ejemplo:
Molécula de cloro, Cl2
B. ENLACE COVALENTE DOBLE.- Se comparte dos pares de electrones.
Ejemplo:
Molécula de oxígeno, O2
C. ENLACE COVALENTE TRIPLE.- Se comparte tres pares de electrones.
Ejemplo:
Molécula de nitrógeno, N2
3. SEGÚN LA POLARIDAD DEL ENLACE
A. ENLACE COVALENTE POLAR.- Ocurre entre átomos distintos.
Ejemplo:
Molécula de cloruro de hidrógeno, HCl.
B. ENLACE COVALENTE APOLAR O NO POLAR.- Ocurre entre átomos iguales.
Ejemplo:
Molécula de bromo, Br2
COMPUESTOS COVALENTES
En su gran mayoría están conformados por átomos no metálicos, los cuales se encuentran unidos mediante enlace covalente.
PROPIEDADES DE COMPUESTOS COVALENTES
- Son sólidos, líquidos o gaseosos con punto de fusión bajos.
- Los compuestos polares se disuelven en el agua, y los compuestos apolares se disuelven en solventes apolares.
- No conducen la corriente eléctrica ni el calor.
Actividad.- Menciona 5 ejemplos (productos) de enlaces covalentes polares y 5 de no polares.
ELECTRONEGATIVIDAD
Bajo la rigurosa influencia del químico norteamericano Linus Pauling, se ha estudiado una importante propiedad calculada de los átomos a la que se ha dado el nombre de "electronegatividad".
La electronegatividad de un átomo es una medida relativa del poder de atraer electrones que tiene un átomo cuando forma parte de un enlace químico.
Como los no metales tienen mayor tendencia a atraer electrones, sus electronegatividades son mayores que las de los metales.
TABLA DE ELECTRONEGATIVIDAD
El valor de 4.0 para la electronegatividad del flúor es el más alto de todos los elementos (carácter no metálico más marcado).
El valor de 0.7 para la electronegatividad del cesio es el más bajo de todos los elementos (carácter metálico más marcado).
A mayor diferencia de electronegatividad entre dos átomos, mayor facilidad de transferencia electrónica, con formación de un enlace iónico; en tanto que si esta diferencia es mínima o nula, ninguno de los dos átomos podrá tomar electrones del otro y deberá formarse un enlace covalente, por compartimiento de electrones.
Ejemplos:
¿Cuáles son los tipos de enlaces de los siguientes compuestos y moléculas?
a. HCl (Ácido clorhídrico)
b. CO2 (Dióxido de carbono)
c. KCl (Cloruro de potasio)
d. NaBr (Bromuro de sodio)
e. F2 (Molécula de flúor)
ENLACE SIGMA (σ ) Y ENLACE PI (π)
El enlace sigma es un
enlace sencillo o simple entre dos átomos que se forma cuando un enlace
"sp" se pega con otro "sp". El enlace pi está formado por
dos orbitales híbridos p que se traslapan de forma vertical para formarlo.
Generalmente un enlace pi lo constituye un triple enlace o un doble enlace.
Ejemplo:
Actividad I.- ¿Cuáles son los tipos de enlaces de los siguientes compuestos y moléculas?
a. H2O (Agua)
b. NH3 (Amoniaco)
c. Cl2 (Molécula de cloro)
d. FeO (Óxido de hierro)
e. MgCl (Cloruro de magnesio)
Actividad II.-
ENLACE METÁLICO
Es el que se forma cuando existe canje continuo de electrones entre átomos iguales o compartidos por dos o más átomos; esta clase de enlace lo encontramos en los metales.
El núcleo atrae muy débilmente algunos electrones exteriores debido a que existen electrones moviéndose de un átomo a otro. Así se explica que los metales no sufran variaciones al conducir la corriente eléctrica, ya que en el interior del metal son los que conducen la corriente.
ENLACE QUÍMICO II
ENLACES INTERMOLECULARES
Los enlaces intermoleculares constituyen las interacciones entre moléculas individuales de una sustancia; estos enlaces son más débiles que los enlaces interatómicos o enlaces covalentes que existen dentro de cada molécula. A partir de este tipo de interacciones se puede explicar la variación de las propiedades de los líquidos como el punto de ebullición, presión de vapor, viscosidad y calor de vaporización. Se relaciona también con algunas propiedades de los sólidos como el punto de fusión y el calor de fusión. Los enlaces intermoleculares son:
ENLACE DIPOLO-DIPOLO (D-D)
Es la fuerza de atracción eléctrica (electrostática) entre los polos opuestos de moléculas polares. En comparación con la fuerza de atracción electrostática del enlace iónico es más débil. Se manifiesta con mayor intensidad a distancia muy cortas.
Nota.- La temperatura de ebullición es directamente proporcional a la intensidad de las fuerzas intermoleculares.
ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO (E.P.H)
Enlace puente de hidrógeno es un tipo de enlace Dipolo-Dipolo muy fuerte. Los enlaces puente de hidrógeno se forman entre las moléculas polares que contienen "H" unidas a elementos de alta electronegatividad como F, O y N.
FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON
Se denominan así en honor al físico-químico Fritz London. También denominadas fuerzas de dispersión; también fuerzas de Van Der Walls. Son fuerzas débiles que permiten la unión de las moléculas apolares. Esta atracción entre este tipo de moléculas se produce debido a la aparición de Dipolos instantáneos e inducidos. La fuerza de London explica por qué los gases apolares como el O2, H2, N2, etc., pueden licuarse.
E. Puente de hidrógeno > E. Dipolo-Dipolo > E. por Fuerza de London
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