ENLACE QUIMICO

Se llama E.Q. a la fuerza de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos.

Únicamente los gases nobles se encuentran en la naturaleza como átomos aislados; el resto de elementos se encuentran enlazados o unidos a otros.

Ej.: H20, O2, P4, CaCO3, CO2, etc. Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de los enlaces químicos.

El tipo de enlace va a depender de la estructura electrónica de los átomos.

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Metal de sodio

Gas de Cloro

sal de mesa

•Las sustancias que utilizamos a diario son compuestos químicos; es decir, átomo unidos por fuerzas intermoleculares•Los átomos se pueden unir de diferentes formas; ganando y cediendo electrones o compartiendo electrones.•Siempre que los átomos forman compuestos, tienden adoptar la estructura de gas noble (más estable).

•TIPOS DE ENLACES QUIMICOS

•enlace iónico•enlace covalente•enlace de coordinación o dativo•enlace metálico•enlace de hidrógeno •enlace de Van der Waals

Enlaces IónicosEn los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.

Los iones cargados negativamente se llaman aniones y los iones cargados positivamente se llaman cationes.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:

sodio cede su única valencia de electrones al cloro .

•Se forma un ión positivo catión Na+ y un ión negativo anión Cl-. El sodio•Pierde el electrón de su última capa de valencia y el cloro completa su última capa con un electrón más (8 e-)

•El NaCl puede considerarse como el compuesto representativo del enlace iónico, porque consiste en un metal con baja energía de ionización y un no metal con elevada afinidad por los electrones.

•Se produce con mayor facilidad entre los elementos de baja energía de ionización (metales grupo 1 y2 ) con elementos de mayor afinidad electrónica (no metales, grupos 16 y 17). También los elementos de transición (grupos el 3 al 12) forman enlaces iónicos.

•Los compuestos iónicos tienen puntos de fusión altos (mayor a 400ºC). Son solubles en solvente polares como el agua. Son insolubles en solventes no polares, como el hexano. •Los compuestos iónicos fundidos conducen bien la electricidad•En soluciones acuosas conducen bien la electricidad.

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En este enlace cada uno de los átomos aporta un electrón. Los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos se combinan para formar uno sólo que contiene a los 2 electrones.

El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:

O-H

Características del enlace covalente. Es muy fuerte y se rompe con dificultad.

Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la

solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H

Si la diferencia de electronegatividades es poca o cero, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la

sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace covalente en la molécula de H2

Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos que forma el enlace.

Se conoce como enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.

Enlace covalente coordinado.- o:

                                                                               

                                                                                                                                                                                                                                                                        

                  

•ENLACE COVALENTE MULTIPLE:

•En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de electrones entre ellos. Cuando comparten dos pares se dice que están formando un enlace doble y cuando comparten tres pares de electrones, se dice que se forma un enlace triple.

•La molécula del Oxígeno forma enlace multiple.

Es el tipo de enlace químicoque mantiene unidos los átomos 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 redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de esferas.

En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo).

Un enlace por puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.

Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno).

La energía de un enlace de hidrógeno (típicamente de 5 a 30 kJ/mol) es comparable a la de los enlaces covalentes débiles (155 kJ/mol), y un enlace covalente típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular.

Estos enlaces pueden ocurrir entre moléculas , o entre diferentes partes de una misma molécula.

El enlace de hidrógeno es una fuerza de Van der Waals dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico.

• El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática molecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

• El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros del grupo 16.

• El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.

EJEMPLOS DE ENLACE PUENTE DE HIDROGENO

Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.

Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad.

El término incluye:- fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente (fuerzas de Keesom o interacción dipolo-dipolo)- fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerzas de Debye)- fuerzas dipolo inducido instantáneo-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de London)

También se usa en ocasiones como un sinónimo para la totalidad de las fuerzas intermoleculares.

Interacción Dipolo-dipoloLa interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre elextremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El wnlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

Interacción entre los dipolos eléctricos de las moléculas de Cloruro de Hidrógeno

La regla del octeto dice que, la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal que adquieren configuración semejante a la de un gas noble. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos:

                           

CO2, con 2 enlaces dobles

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del Carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones de valencia de cada uno de los Oxígenos. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto.

•Los elementos representativos , por lo general, alcanzan una configuración electrónica de gases nobles, cuando comparten electrones.

•A excepción del Helio, los gases nobles tienen una configuración Terminal en sp, donde se forma un nivel electrónico externo ocupado con 8 electrones, formando una estructura externa estable.

•La Regla del Octeto establece que, los átomos al formar un enlace químico, los átomos pierden o comparen electrones, de tal manera que el nivel de energía más externo o de valencia de cada átomo contenga 8 electrones.

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Las estructuras de Lewis ayudan a entender los enlaces en muchos compuestos

Se debe seguir un procedimiento para dibujar las estructuras de Lewis:

1.- Sumar los electrones de valencia de todos los átomos.

2.- Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales átomos están unidos entre si. El átomo central siempre es el menos electronegativo y el que aparece menos veces. También se debe tener en cuenta que, ni H y O pueden ser átomos centrales. Excepto (O2 , H2 y H2O)

3.- Complete los octetos de los átomos laterales al átomo central.

4.- Coloque los electrones que sobran al átomo central.

5.- Si no hay suficiente cantidad de electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples..

• EJEMPLOS

•Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:

                     

                          

       

                               

   

           

 

                              

  

         

               

           

    

              

            

            

                      

               

   

         

   

                

    

           

               

 

                 

            

           

                   

                  

                

La excepciones a la regla del octeto son de tres tipos principales:

1.- Moléculas con número impar de electrones : Hay moléculas

como ClO2, NO y NO2, el número de e- es impar.

2.- Moléculas en las que un átomo tiene menos que un Octeto:

Suele encontrarse en compuestos de Boro y Berilio.

3.- Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto: Es la más

grande, se da en los compuestos del Cloro, Flúor , Fósforo, etc.

La molécula BF3 dispone de 24 electrones de valencia a repartir en 3 enlaces y alrededor de 4 átomos, lo que realmente es complicado cuando esto ocurre entre elementos de muy diferente electronegatividad. La estructura que se presenta a la derecha, con un doble enlace B=F, realmente satisface la regla del octeto. Lo que no es satisfactorio para F es que, simplemente no comparte sus propios electrones sino, más bien, se apropia de los que aportan sus vecinos. Esto hace muy difícil la existencia de esta estructura aparentemente correcta. Así, la estructura más correcta corresponde a tres enlaces simples con un átomo central, en este caso B, deficiente en electrones, que lo hace muy reactivo y busca asociarse con otras moléculas que dispongan de pares de electrones solitarios para compartir ( agua, amoníaco, etc. );

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RESONANCIA

A veces más de una estructura de octetos en una molécula, es válida. Como ejemplo ocupemos el ion nitrato NO3

-1 que posee 24 e- de valencia. Para agruparlos alrededor de los átomos y dejarlos satisfechos en su configuración electrónica, las siguientes alternativas son posibles:

                                                                                                                                     y se puede observar que el doble enlace puede establecerse sobre cualquiera de los oxígenos no habiendo razón alguna para preferir una en particular: La correcta descripción no corresponde a alguna de éstas posibilidades en particular, sino a una superposición de las tres:Existe RESONANCIA entre éstas y las señalamos por las flechas de conversión de una a otras. Experimentalmente, no existen enlaces N-O más largos que otros sino que todos son iguales corroborando que este esquema es el correcto