El enlace químico
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El amor es física y química
( )
¿Y qué tendrá que ver el amor con el enlace
químico? ¿Por qué se unen las personas? ¿Por
qué se unen los átomos?
¿Atracción, necesidad, estabilidad…? Tal vez
será porque juntos están mejor. Pero sin
pasarse…
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Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que
cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que
poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de
los gases nobles. Este principio recibe el nombre de y
aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
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IónicoEs un enlace típico entre un metal y un no metal.
CovalenteEs un enlace que se da entre no metales con eletronegatividadeselevadas
MetálicoEs un enlace típico de los
metales, especialmente de los de
transición.
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. Los iones no forman moléculas aisladas sino que se agrupan ordenadamente,
en las tres direcciones del espacio.
. Es decir, se forma un gran edificio cristalino, en el que el número de cargas
positivas tiene que ser igual al numero de cargas negativas.
. En este proceso se desprende una gran cantidad de energía. Esto se debe a que
esa ordenación es muy estable con lo que será necesario aportar una gran
cantidad de energía para destruirla.
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Igualmente podemos definir energía reticular a la energía necesaria para separar
totalmente los iones que forman una red cristalina hasta una distancia infinita.
La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía
denominada
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d
qqKU
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1.Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en la red cristalina;
las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy
intensas.
En efecto, para fundir un cristal iónico hay
que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario
para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular.
Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo
éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
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2. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando
dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (
distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario ), hace
que los cristales iónicos
3
La dureza, entendida como oposición a ser rayado, es considerable
en los compuestos iónicos; al suponer el rayado la ruptura de enlaces
por un procedimiento mecánico, este resulta difícil debido a la
estabilidad de la estructura cristalina y fortaleza de los enlaces.
4. Porque esta supone
un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas. El
coeficiente dedilatación es tanto menor cuanto mayor sea Uo
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6. Facilidad de rotura o de ser reducidos a polvo cuando se le aplica
una fuerza al sólido. Al aplicar una fuerza a un sólido iónico se produce
un ligero desplazamiento de algunas capas, enfrentándose cationes con
cationes y aniones con aniones.
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Los presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas.
Su configuración electrónica es muy estable y contiene
en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de fue sugerida en 1916
por
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Ejemplo: el gas Cloro.
Cada uno de los átomos de Cl aporta con su electrón para así
adquirir la estabilidad semejante al
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Ej.: El enlace en la molécula de agua.
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Son una representación gráfica de los electrones de valencia de un átomo, que
se colocan como puntos alrededor del símbolo del elemento.
Cada par de electrones de enlace se puede representar por una línea:
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Pueden existir 1, 2 ó 3 pares de electrones compartidos, de modo que
dependiendo del número de pares compartidos se establecen tres tipos de
enlaces covalentes llamados, enlace sencillo y enlaces múltiples.
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Para escribir una se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos.
O C O
Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e- = 16
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Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por
cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
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Como todo modelo, las estructuras de Lewis y la regla del octeto, son solamente
una herramienta que permite proponer la estructura de los compuestos. Sin
embargo, la naturaleza es complicada y no siempre se cumplen las reglas
inventadas para simplificarla. Hay compuestos que no satisfacen la regla del
octeto ni ninguna otra regla. Por ejemplo el NO, tiene 11 electrones de valencia.
Dado que la regla del octeto demanda que los electrones se acomoden por
parejas, al tener un número impar de electrones de valencia, este compuesto no
puede satisfacerla. La regla del octeto no se cumple en una gran cantidad de
compuestos, como en aquéllos en los que participan el boro o el berilio a los que
se les llama compuestos ,
porque tienen menos electrones de valencia que un octeto.
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Existen otros compuestos moleculares en los cuales alguno o algunos de sus
átomos tienen con más de ocho electrones a su alrededor. El fósforo y el azufre
son dos ejemplos. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis.
Cuando se combinan con algún elemento de la familia de los halógenos (flúor,
cloro, bromo y iodo) pueden compartir diez y hasta doce electrones.
A esta situación se le conoce como
Ejemplos de las tres clases de excepciones a la regla del Octete:
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La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en
las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen
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a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del
átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones:
Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia
de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace
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Nº de pares de e-
GeometríaÁngulo de
enlace
2 (AX2) Lineal 180o
3 (AX3)TrigonalPlanar
120o
4 (AX4) Tetraédrica 109.5o
5 (AX5)BipirámideTrigonal
90o / 120o
6 (AX6) Octaédrica 90o
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angular
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En la molécula de H2
entre los dos átomos de H
En la molécula de HCl
entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos.
Un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos
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Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la
molécula posee un polo y uno , o un
Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un
enlace o molécula sin dipolo.
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Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
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A veces estas fuerzas se denominan fuerzas de
Van der Waals (Johanes Van der Waals estudió este efecto en gases reales).
.
Estudiaremos tres tipos principales de fuerzas intermoleculares:
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Fuerzas mantienen juntos a los átomos en una
molécula.
Fuerzas son fuerzas de atracción entre las
moléculas
Por lo general, las fuerzas son mucho más débiles
que las fuerzas
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Cuando una molécula es no polar, (no es un dipolo), su nube electrónica es
simétrica. Pero como los electrones están en continuo movimiento, puede
suceder que momentáneamente se deforme y se produzca un
Esta molécula polarizada induce un momento
dipolar en la vecina, que a su vez crea el mismo efecto en sus vecinos y el efecto
se va propagando por toda la sustancia. Estos dipolos inducidos causan entonces
que las moléculas no polares se atraigan mutuamente. En general,
, aunque también puede influir la forma de la molécula.
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En promedio, la distribución
de cargas es simétrica y no
hay momento dipolarEjemplo: F2, Cl2, Br2, I2
Si dos partículas (átomos o
moléculas) están suficientemente
cercanas, las fluctuaciones de las
nubes electrónicas se pueden
influir mutuamente, oscilando en
sincronía y creándose una
atracción entre las partículas.
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Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre
moléculas no polares.
Son más intensas en las moléculas no polares más grandes
que en las pequeñas.
Son de
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En realidad la unión puente hidrógeno es un caso particular de
la fuerza dipolo permanente, en el cual al ser mayor la fracción
de carga que se separa, es más intensa. Es el caso del agua.
Es importante que notes que la unión puente Hidrógeno es la
que se produce
porque se trata de una fuerza intermolecular.
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Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo
permanente y estas son 10 veces más intensas que las fuerzas de London.
Las fuerzas intermoleculares son las responsables de mantener unidas a las
moléculas cuando una sustancia molecular se encuentra en el estado líquido o
sólido.
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En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto
grado de atracción intermolecular. En la figura se puede ver que el punto de
ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que cabría predecir si no hubiera
puentes de hidrógeno.
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En algunas sustancias, el enlace covalente no forma moléculas individuales, sino
que los átomos se encadenan mediante enlaces covalentes,
formando una red cristalina. Ejemplos: C (diamante y grafito), SiO2
(sílice, arena, cuarzo), Al2O3 (corindón, rubí, zafiro). La
que une a los átomos de la red hace que sean
, y de y
. Además, los electrones de enlace no tienen libertad de movimiento,
siempre permanecen alrededor de los átomos que los han compartido. Esto hace
que sean
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• Las sustancias polares, debido a las interacciones dipolo-dipolo, tienen mayor
fuerza de cohesión entre sus moléculas, por lo que tienen T.F. y T.E. mayores
que las sustancias apolares. Algunas, como el agua, son líquidas a
temperatura ambiente. Otras pueden ser incluso sólidas, pero con puntos de
fusión bajos.
- Malos conductores del calor y la corriente eléctrica.
- Solubilidad:
• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (agua, alcohol) e
insolubles (o poco solubles) en disolventes apolares.
• Las sustancias apolares son solubles en disolventes apolares (aceites,
hidrocarburos) e insolubles (o poco solubles) en disolventes polares.
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Prueba a unir átomos con la siguiente animación
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. Estos átomos se
agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy
compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica
de empaquetamiento compacto de esferas.
Todos los átomos se ionizan quedando
cargados positivamente y se ordenan en el
espacio formando un cristal. Los electrones
procedentes de la ionización se mueven
entre los cationes.
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En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar
de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. La
red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos de
los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al
conjunto.
Los e- de valencia de los átomos metálicos se liberan y se disponen entre los
huecos de los iones positivos a modo de gas electrónico. Se llama
Los electrones así distribuidos neutralizan la
repulsión entre las cargas positivas.
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Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de
los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de
la diferente conductividad de algunos metales.
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Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una banda
en la que los niveles de energía, como se ha dicho anteriormente, están muy
próximos.
En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los
electrones de la capa de valencia que se denomina
y otra que se llama que es la primera capa
vacía.
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A la , se la denomina
y es una banda de orbitales moleculares llenos.
La otra banda, la de niveles más altos de energía, se denomina
que es una banda vacía o llena incompletamente de
orbitales moleculares.
La teoría de bandas, explica que según el tipo de sustancia, las bandas de
valencia y de conducción pueden o no estar separadas por bandas de
energía de valores prohibidos. Para los cristales no metálicos, la
representación gráfica incluye una . Esta banda
prohibida implica una diferencia energética muy grande para que los
electrones la puedan superar y así poder llegar a la banda de conducción
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En los , la banda de
valencia está llena o parcialmente
llena; pero en estas sustancias, la
diferencia energética entre la
banda de valencia y la de
conducción es nula; es decir están
solapadas. Por ello, tanto si la
banda de valencia está total o
parcialmente llena, los electrones
pueden moverse a lo largo de los
orbitales vacios y conducir la
corriente eléctrica al aplicar una
diferencia de potencial.
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En el caso de los la
banda de valencia está completa y la
de conducción vacía; pero a
diferencia de los metales, no sólo no
solapan sino que además hay una
importante diferencia de energía
entre una y otra (hay una zona
prohibida) por lo que no pueden
producirse saltos electrónicos de una
a otra. Es decir, los electrones no
gozan de la movilidad que tienen en
los metales y, por ello, estas
sustancias no conducen la corriente
eléctrica.
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Un caso intermedio lo constituyen los
en el caso de las
sustancias de este tipo, la banda de valencia también
está llena y hay una separación entre las dos bandas,
pero la zona prohibida no es tan grande,
energéticamente hablando, y algunos electrones
pueden saltar a la banda de conducción. Estos
electrones y los huecos dejados en la banda de
valencia permiten que haya cierta conductividad
eléctrica. La conductividad en los semiconductores
aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los
saltos de los electrones a la banda de conducción.
Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y
InSb.
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A excepción del mercurio, los metales puros son
. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque
generalmente altos.
.
.
. Esto es debido a la no direccionalidad del enlace
metálico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier
tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones
internas.
Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de
aleaciones.
