TArea Quimica: UNIDAD IV. ENLACE QUÍMICO.

JUNIOR ALEXANDER BELLIARD RODRIGU

UNIDAD IV. ENLACE QUÍMICO.

4.1  Estructuras de Lewis

4.2  Regla del Octeto.

4.3  Enlace Iónico y Covalente.

4.4  Electronegatividad. Enlace Covalente Polar y No Polar.

4.5  Propiedades de los compuestos según sus enlaces.

4.6  Conductividad Eléctrica y Polaridad. (Electrolitos y No Electrolitos).

4.7  Enlace Covalente Coordinado.

4.8  Enlace Metálico.

4.9  Enlace por Puente de Hidrógeno.

4.10                      Enlace por Fuerzas Intermoleculares o de Vander Waals.

Estructuras de Lewis : Una estructura de Lewis de Lewis consiste en representar un símbolo químico con los electrones y el núcleo que posee un átomo. Los puntitos que están alrededor del círculo (núcleo) son los electrones de la capa más externa.

Las estructuras de Lewis pueden servirnos para representar a los elementos de los grupos principales de la tabla periódica, pero no para representar a los elementos de transición (en muy pocas ocasiones).

Las estructuras de Lewis se usan para representar el trasiego de electrones que existe en un enlace quimico.

 En la estructura de Lewis se suele utilizar un guión para representar un enlace entre dos átomos y los puntos representan electrones no compartidos que pertenecen por entero al átomo que rodean.

Cuando se sitúan más de dos electrones entre los átomos se denominan enlaces múltiples: doble si hay cuatro electrones y triple si hay seis electrones. Muchos iones poliatómicos pueden ser representados por estructuras de Lewis sencillas.

A veces en la formación de un enlace, el par electrónico de un enlace procede de uno de los átomos unidos por él. Un enlace así formado se llama coordinado (o dativo). Ej. NH4+. El origen de los electrones de enlace no implica nada sobre el carácter del enlace formado (en NH4+ todos los H son equivalentes).

4.2 Regla del Octeto.

La regla del octeto es un criterio genérico que establece que los átomos adquieren estabilidad química al completar 8 electrones de valencia en su nivel mas externo (configuración semejante a la de un gas noble). Se presenta en la mayoría de los elementos representativos enlazados.

Los átomos pueden completar el octeto formando enlaces químicos (fónicos covalentes)

La regla del octeto solo se puede aplicar a los elementos representativos (grupo A).

4.3 Enlace Iónico y Covalente.

Enlace químico

La teoría del enlace químico explica el origen de los enlaces entre dos o más átomos y permite calcular las energías involucradas en la formación de esos enlaces. Para simplificar, puedes reconocer que hay básicamente tres modelos de enlace: iónico, covalente y metálico.

Los enlaces formados entre dos elementos cualesquiera. ocurren entre electrones. específicamente entre electrones que se encuentran en la última capa de cada elemento. Dichos electrones reciben el nombre de electrones de valencia.

Para ilustrar un elemento con sus electrones de valencia. se utiliza una estructura llamada estructura de Lewis. que indica precisamente sólo los electrones de la última capa del átomo.

Por ejemplo: La estructura de Lewis para el H es: , lo que indica que tiene sólo un electrón. La estructura de Lewis para C. el cual tiene un z6, y, por tanto, cuatro electrones en su última capa, es:

Teoría del enlace de valencia

La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace.

El enlace H-H en la molécula de H2 se forma por el traslape de los orbitales ls de cada átomo de hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen entre sí, pero aumenta la atracción

Teoría del enlace de valencia

La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. El enlace H-H en la molécula de 1-12 se forma por el traslape de los orbitales las de cada átomo de hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen entre sí, pero aumenta la atracción de los núcleos por los electrones. Esta atracción es mayor que la repulsión, por lo que la energía potencial es negativa. El sistema es más estable cuando la energía potencial es mínima, lo que se logra cuando existe el máximo contacto entre las dos nubes electrónicas, y por lo tanto, ocurre cuando se ha formado la molécula de H2.

4.4 Electronegatividad. Enlace Covalente Polar y No Polar

Existen dos tipos de enlace covalentes: 1. Enlace covalente apolar, que se produce entre moléculas de similar electronegatividad como, por ejemplo, en las moléculas de hidrocarburos, donde la electronegatividad del hidrógeno y del carbono es similar, formando un compuesto sin polos. Las moléculas homonucleares (de igual átomo) forman enlaces apolares, debido a que tienen igual electronegatividad. 2. Enlace covalente polar: se forma entre moléculas de diferente electronegatividad, lo que hace que los electrones se orienten más hacia un átomo que hacia el otro; esto crea una densidad de electrones mayor en un átomo y forma, por tanto, un polo. 3. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero los electrones compartidos los aporta un solo átomo. Por ejemplo, la formación de ión amonio (NH4"). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como 1-1-, el cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.

4.5 Propiedades (le los compuestos según sus enlaces.

Características:

Se da entre átomos metálicos.

Los cationes forman una estructura cristalina y los electrones ocupan los intersticios que quedan libres en ellos sin estar fijados en ningún catión concreto (mar de electrones)

Los electrones están, pues, bastante libres pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

Propiedades:

Suelen ser sólidos a temperatura ambiente.

·         Tienen puntos de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto). Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

·         Presentan brillo metálico.

Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones. Son dúctiles y maleables (no frágiles).

4.6 Conductividad Eléctrica y Polaridad. (Electrolitos y No Electrolitos).

La conductividad eléctrica es la medida de la capacidad de un material o sustancia para dejar pasar la corriente eléctrica a través de él.1 La conductividad depende de la estructura atómica y molecular del material. Los metales son buenos conductores porque tienen una estructura con muchos electrones con vínculos débiles, y esto permite su movimiento. La conductividad también depende de otros factores físicos del propio material, y de la temperatura.

La conductividad es la inversa de la resistividad; por tanto, y su unidad es el S/m (siemens por metro) o 0-1- m-1. Usualmente, la magnitud de la conductividad (a) es la proporcionalidad entre el campo eléctrico y la densidad de corriente de conducción

Los mecanismos de conductividad difieren entre los tres estados de la materia. Por ejemplo en los sólidos los átomos como tal no son libres de moverse y la conductividad se debe a los electrones. En los metales existen electrones cuasi-libres que se pueden mover muy libremente por todo el volumen, en cambio en los aislantes, muchos de ellos son sólidos iónicos.

Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene en su composición iones libres, que hacen que se comporte como un conductor eléctrico. Debido a que generalmente se encuentran iones en una solución, los electrolitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos. Comúnmente, los electrolitos existen como disoluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases pueden comportarse como electrolitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrolitos pueden resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por ejemplo, ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, poliestireno sulfonato, en cuyo caso se denominan polielectrolito) y contienen múltiples centros cargados. No electrolitos: se caracterizan porque sus disoluciones con conducen la electricidad. Se disuelven como moléculas neutras que no pueden moverse en presencia de un campo eléctrico. (metanol).

4.7 Enlace Covalente Coordinado.

El enlace de coordinación, igual conocido como enlace covalente dativo o enlace dipolar, es un enlace coordinado en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. Un enlace covalente coordinado o dativo se forma cuando dos átomos están enlazados entre sí (comparten un par de electrones), pero sólo uno de estos átomos es el que aporta el par de electrones enlazantes.

4.8 Enlace Metálico.

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núdeos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.1 Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los  demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.

4.9 Enlace por Puente de Hidrógeno. .

Enlace por puente de hidrógeno: Es una atracción que existe entre un átomo de hidrógeno (carga positiva) con un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor(F), oxígeno (0) o nitrógeno (N) ( F-H, O-H, N-H ), que posee un par de electrones libres (carga negativa), de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno). Un puente de hidrógeno es en realidad una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares.

Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los enlaces covalentes, pero tiene importantes efectos sobre las propiedades de las sustancias en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en estructuras de cristal.

4.10 Enlace por Fuerzas Intermoleculares o de Vander Waals.

Las fuerzas de Van der Waals o interacciones de Van der Waals, son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace intramolecular (Enlace iónico, Enlace metálico y enlace covalente de tipo reticular) o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.1

El término incluye:

Fuerza entre dos dipolos permanentes. Si las interacciones son entre moléculas que están polarizadas de manera permanente (por ejemplo, las moléculas de agua que atraen otras moléculas de agua u otras moléculas polares), se conocen como fuerzas de Keesom.

Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Cuando un dipolo inducido (esto es, un dipolo que se induce en un átomo o una molécula que de otra manera sería no polar) interactúa con una molécula que tiene un momento dipolar permanente, esta interacción se conoce como fuerza de Debye. Un ejemplo de esta interacción serían las fuerzas entre las moléculas de agua y las de tetracloruro de carbono. Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente. Si las interacciones son entre dos dipolos que están inducidos en los átomos o moléculas, se conocen como fuerzas de London (por ejemplo, el tetracloruro de carbono). También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares.

Estas fuerzas fueron nombradas en honor al físico neerlandés Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), premio Nobel de Física en 1910, que en 1873 fue el primero en introducir sus efectos en las ecuaciones de estado de un gas (véase ecuación de Van der Waals).