Enlaces quimicos
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El documento describe la historia y tipos de enlaces químicos. Explica que los átomos forman enlaces para alcanzar una configuración más estable, como la regla del octeto. Describe los enlaces iónicos, covalentes, metálicos y las fuerzas intermoleculares, incluyendo sus propiedades y ejemplos. Además, clasifica los enlaces covalentes según pares electrónicos compartidos, aporte de electrones y polaridad.
Enlaces quimicos
- 1. ENLACES QUIMICOS INTRODUCCION: Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de como estos interactúan entre si. En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren perdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos. Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto. En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente. En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la molécula de H2 se podría explicar mediante la mecánica cuántica. La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho mas difícil de formular y los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.
- 2. Hoy en día, los químicos disponen de métodos de calculo y de técnicas experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones de las moléculas. CONCEPTO: 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. PRINCIPIO FUNDAMENTAL: Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa. Veamos la formación de la molécula de HCl La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación) Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.
- 3. 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 numero de grupo indica el numero de electrones de valencia) tenemos: REGLA DEL OCTETO: G.N.Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H2) 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
- 4. 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. CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS: 1. Enlaces Interatómicos: Enlace iónico o electrovalente El enlace iónico es la fuerza de atracción eléctrica que existe entre los iones de cargas o puestas (cationes – aniones) que los mantienen juntos en una estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o mas electrones comúnmente del metal hacia el no metal Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl) Algunos cationes y aniones que participan en los enlaces iónicos: Catión Nombre Anión Nombre Na+1 Sódico F-1 Fluoruro K+1 Potásico Cl-1 Cloruro Mg+1 Magnésico S= Sulfuro Ca+2 Cálcico Br-1 Bromuro NH4+1 Amonio CO3= Carbonato Compuesto Iónico: Es aquel compuesto químico donde existen enlaces iónicos, por lo tanto no se presenta como molécula. Ejemplos: NaCl , CaCO3 , NH4Cl , NH4Br , Na2CO3 , KBr , MgCl2
- 5. 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. Ejemplos: NaCl (T°fusión = 801°C) KBr (T°fusión = 735°C) En solución acuosa o fundidos conducen la corriente eléctrica, pero en el estado solido no la conducen. Enlace Covalente Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones, los cuales tienen espines o giros opuestos. Los átomos enlazados se encuentran neutros y generalmente son no metálicos. 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. Para su mejor estudio, estos enlaces se clasifican en:
- 6. SEGUN EL NUMERO DE PARES ELECTRONICOS ENLAZANTES: 1. Enlace Simple: Cuando entre los átomos enlazados se comparten un par de electrones. ejemplo: Sulfuro de Hidrógeno (H2S) 2. Enlace Múltiple: Cuando los átomos enlazados comparten mas de un par de electrones, estos pueden ser: a) Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones. ejemplo: el oxigeno (O2) b) Enlace triple: Compartición de tres pares de electrones. ejemplo: Nitrógeno (N2) Según la estabilidad quimica los enlaces pueden ser sigma (σ) o pi(π), en forma practica estos enlaces se reconocen así:
- 7. SEGUN EL NUMERO DE ELECTRONES APORTADOS PARA FORMAR EL PAR ELECTRONICO ENLAZANTE: 1. Enlace Covalente Normal: Cada atomo aporta un electrón a la formación del enlace. ejemplo: Cloro (Cl2) ejemplo: Cloruro de Berilio (BeCl2) 2. Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Solo uno de los átomos aporta el par electrónico enlazante. ejemplo: Trióxido de Azufre (SO3) SEGUN SU POLARIDAD: 1. Enlace Covalente Apolar o Puro: Es cuando los átomos comparten equitativamente a los electrones. Generalmente participan átomo del mismo elemento no metálico. Se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero: ∆EN = 0 ejemplo: Hidrogeno (H2)
- 8. 2. Enlace Covalente Polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de los átomos es mas negativo que otro. Se cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0 ejemplo: Yoduro de Hidrógeno donde: +/- δ : carga parcial μ: momento dipolar del enlace, es aquel parámetro que mide el grado de polaridad de un enlace. Enlace metálico En un metal los electrones de valencia están deslocalizados (debido a su baja energía de ionización) sobre el cristal entero. De hecho un metal se puede imaginar como una estructura de cationes inmersos en un “mar” de electrones de valencia. La fuerza de atracción entre los iones y los electrones es muy fuerte lo cual explica la resistencia mecánica de los metales, además la movilidad de los electrones explica su conductividad eléctrica. El enlace Metálico se presenta en todos los metales si algunas aleaciones por ejemplo: latón (Cu +Zn), bronce (Cu +Sn), etc.
- 9. 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 estos caso, la estructura cristalina se rompe. 4) Son en general duros (resistentes al rayado). 5) La mayoría se oxida con facilidad. 2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals: Enlace dipolo – dipolo Enlace puente de hidrógeno Enlace por fuerzas de London