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fecha de publicación31.12.2015
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ENLACES QUIMICOS

TIPOS DE ENLACES

· Iónico (entre iones).

· Covalente (entre átomos de una misma molécula).

· Intermoleculares:

_ Fuerzas de Van de Waals

_ Enlaces de hidrógeno.

· Metálico (entre cationes metálicos unidos por e–).

ENLACE IÓNICO

Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura,

resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas,

formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose

moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son

empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.

Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización.

Ejemplo de reacciones de ionización:

· Na – 1 e– ® Na+

· O + 2e– ® O2

Reac. global: O + 2 Na ® O2– + 2 Na+. y la formula del compuesto será: Na2O.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.

  • Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.

  • Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario romper su estructura cristalina.

  • Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor Energía iónica) puesto que dichos disolventes al presentar cargas son capaces de introducirse en la estructura cristalina y estabilizar los iones por atracción ión dipolo. Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.

  • Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad.

ENLACE COVALENTE.

  • Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos

  • aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un

  • desprendimiento de energía.

  • Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo

  • de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper

  • un enlace.

  • Por ejemplo, para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, por lo que

  • Eenlace(H–H) = DHdis (H2) = + 436 kJ

  • La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”.



TEORÍA DE LEWIS

  • Se basa en las siguientes hipótesis:

  • · Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le

  • falten para completar su capa (regla del octeto).

  • · Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

  • · Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

  • Excepciones a la teoría de Lewis

  • · Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones.

  • · Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be

  • o de B no llegan a tener 8 electrones.

  • · Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–

  • ). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a

  • partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

  • Ejemplo:

  • Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN,

  • H2CO, Cl2O, NH4

  • + y H2SO4.

Se hace en clase esta práctica.

RESONANCIA.

En muchas ocasiones, no existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion. Por ejemplo, el ion carbonato CO32- debería tener una estructura en la que el átomo central, el carbono en este caso, formara un doble enlace con uno de los átomos de oxígeno y sendos enlaces sencillos con los átomos de oxígeno que soportan la carga negativa. Sin embargo, esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas, y tal y como se verá a continuación, los ángulos de enlace, también deberían ser distintos. Por difracción de rayos X se sabe que las distancias entre el átomo de carbono y cada átomo de oxígeno son iguales, así como los ángulos O–C–O. Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

En el caso del ion CO32-, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. por igual al la estructura del ion CO32- , siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.
Por tanto, los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es

Intermedia. Igualmente, los tres átomos de oxígeno participar de 2/3 de carga negativa. Ver enlace: http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope

Moléculas Polares y Apolares.

La polaridad química o solo polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma (ver dipolo eléctrico). Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidadpunto de fusiónpunto de ebulliciónfuerzas intermoleculares, etc. Una molécula polar puede ser NaCl que es muy polar y puede disociar con agua que a la vez es sumamente polar.

Al formarse una molécula de modo enlace ionico el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico).

El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza (establecida por la Ley de Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar.

Pero un enlace polar no requiere siempre una molécula polar; para averiguar si una molécula es polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del dipolo eléctrico. Se define como una magnitud vectorial con módulo igual al producto de la carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección va de la carga negativa a la positiva. La polaridad es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces, y viendo si la suma vectorial es nula o no observaremos su carácter polar o apolar.

De esta manera una molécula que solo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida.

Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en "V" se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin electrones.

La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). También es importante en disoluciones ya que un disolvente polar solo disuelve otras sustancias polares y un disolvente apolar solo disuelve sustancias apolares ("semejante disuelve a semejante"). Aunque la polaridad de un disolvente depende de muchos factores, puede definirse como su capacidad para solvatar y estabilizar cargas. Por último la polaridad influye en el estado de agregación de las sustancias así como en termodinámica, ya que las moléculas polares ofrecen fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o fuerza de London.

Moléculas apolares


Las moléculas apolares son aquellas moléculas que se producen por la unión entre átomos que poseen igual electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales, produciéndose así la anulación de dichas fuerzas. Un ejemplo de una molécula apolar es la molécula de oxígeno (O2). En esta molécula cada átomo de oxígeno atrae a los electrones compartidos hacia sí mismo con una misma intensidad pero en dirección contraria, por lo que se anulan las fuerzas de atracción y la molécula no se convierte, se transforma en un dipolo.

Dirigirse al siguiente enlace y determinar las diferencias entre enlace polar y enlace apolar.

http://issuu.com/profesorjano/docs/diferenciar_mol_culas_polar-apolar

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (E.V.)

Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– con spines contrarios de orbitales semiocupados formando un único orbital molecular.

Así :2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.
Enlace covalente simple.

Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “s” (sigma).

Puede ser:

· a) Entre dos orbitales “s”

· b) Entre un orbital “s” y uno “p”

· c) Entre dos orbitales “p”.
Enlace covalente múltiple.

Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal “s” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “p” (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento “s” y dos “p”. Los enlaces “p” más conocidos se producen a partir de orbitales atómicos “p”.
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Sólidos covalentes:

Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo considerar éste

como una molécula gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes

tienen:

  • Gran dureza.

  • Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a temperatura ambiente.

  • Son insolubles en todo tipo de disolvente.

  • Son malos conductores pues no tienen electrones libres.

Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructura por capas le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e– a un macro enlace muy des localizado es también conductor.
Sustancias moleculares:

Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos polares sean las moléculas, por lo que tienen:

  • Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a temperatura ambiente.

  • Son blandos.

  • Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las moléculas con fuerzas de Van

der Waals.

    • Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula polares poseen parcial conductibilidad.

  • Las sustancias polares son solubles en disolventes polares que las estabilizan por fuerzas de atracción dipolo-dipolo y tienen mayores puntos de fusión y ebullición al existir atracción electrostática entre las mismas.

ENLACES INTERMOLECULARES.

Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de las sustancias. Según su fuerza se clasifican en:

  • Enlace o puente de Hidrógeno.

  • Fuerzas de Van der Waals.



Enlace o puente de Hidrógeno.

  • Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de

  • electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño del H

  • que se incrusta en la nube de e– del otro átomo. Sólo se da

  • entre átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno,

  • nitrógeno y cloro. Es el responsable de los puntos de fusión

  • y ebullición anormalmente altos de las sustancias que los

  • contienen como, por ejemplo, el agua.

  • Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener una

  • estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.



Fuerzas de Van der Waals.

  • Son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:

  • Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.

  • Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares) ya que el par de e– de

  • enlace en un momento dado puede encontrarse en un lado de la

  • molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce la formación

  • de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como estos dipolos no

  • perduran los enlaces son muy débiles.

ENLACE METÁLICO.
Es el que forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.

Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su última capa y no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble.

Forman pues un enlace metálico, en el que consiguen la estabilidad, compartiendo los electrones de valencia de manera colectiva, Formando una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.

Existen dos modelos que lo explican:
Modelo del mar de electrones:

Cada átomo de metal aporta sus e– de valencia a una especie de fondo común con lo que se produce una deslocalización de los mismos. La estructura del metal podría considerarse como cationes formando los nodos de la estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión entre los mismos.

Modelo de bandas:

Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía,
Una de menor energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía por

los antienlazantes (banda de conducción). El modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión. Las líneas en los

espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido.

En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.

      • Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

      • Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

      • Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

      • Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

      • Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

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