Enlace Quimico

INTRODUCCIÓN

En el presente trabajo se ha desarrollado un punto importante de la química orgánica, como lo son los enlaces químicos, pero primero se debe saber el significado de este.

Los enlaces químicos son la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano, además el estudio de los enlaces químicos es importante para interpretar y conocer las propiedades de las sustancias. En este sentido, hay que considerar que sólo la fórmula molecular no sirve para explicar las propiedades. Así, es conocida la existencia de isómeros estructurales que teniendo la misma fórmula molecular presentan propiedades físicas y químicas diferentes, al tener estructuras distintas.

Muchas personas desconocen la importancia que tienen los enlaces químicos, estos pueden ser tan nocivos como saludables. 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 cómo estos interactúan entre sí.

OBJETIVO GENERAL

• Comprender por qué se dan los enlaces químicos.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

• Identificar los distintos tipos de enlaces entre átomos: iónico, covalente y metálico.

• Examinar por qué se dan los enlaces intermoleculares.

• Conocer el significado de enlaces químicos

• Explicar la importancia de los enlaces químicos

ENLACE QUÍMICO

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.

Molécula de H2

1s1 1s1

Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia).

Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.

En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables, con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.

Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

Enlace iónico: Molécula de NaCl

1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales.

2) Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados.

3) Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'. 4) Se forman iones (cationes y aniones).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl-queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Los compuestos iónicos estado sólido forman estructuras reticulares cristalinas. Los dos factores principales que determinan la forma de la red cristalina son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos. Existen algunas estructuras que son adoptadas por varios compuestos, por ejemplo, la estructura cristalina del cloruro de sodio también es adoptada por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios, tales como MgO.

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

En términos generales, los metales del lado izquierdo de la tabla periódica reaccionan con los no metales del lado derecho de la misma (con excepción de los gases nobles), para formar sólidos cristalinos estables, que se mantienen estrechamente unidos gracias a los iones con cargas opuestas; esto es el enlace iónico. La fuerte atracción que existe dentro de los sólidos iónicos es responsable de sus elevados puntos de fusión, que por lo común se hallan entre los 300 y 1000°C.

Todos los compuestos iónicos puros solidos a temperatura ambiente; ninguno es un líquido o un gas.

Los puntos de ebullición de las sustancias iónicas son muy altos (por lo general están entre 1000 y 1500 °C).

Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. Cuando se disuelven en ella, se disocian; es decir se descomponen en iones individuales que se mueven con libertad. Los iones se mantienen en solución gracias a su atracción por el agua. La presencia de iones permite que una sustancia conduzca la electricidad. A una sustancia que se disuelve en agua y produce una solución que conduce a electricidad, se llama electrólito.

ENLACES COVALENTES

Los enlaces covalentes son aquellos enlaces químicos que se forman cuando se comparten un par de electrones entre dos átomos iguales o diferentes, este enlace ocurre porque los átomos buscan una estructura estable caracterizada por la presencia de ocho electrones en su último nivel de energía, esto es lo que se conoce como regla del octeto.

La siguiente figura muestra un enlace covalente entre el hidrogeno (H) y el cloro (Cl)

TIPOS DE ENLACE COVALENTES

Número de pares de electrones compartidos:

1. enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):

Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:

2. enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula Oxígeno (de O2):

3. enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2).

Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla:

Molécula Energía (Kcal/mol) distancia (Aº)

F2 (F - F) 36 1,42

O2 (O = O) 118 1,21

N2 (N  N) 225 1,10

Diferencia de electronegatividad

Enlaces covalentes polar: este se presenta cuando existe una diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace, esto causa que el elemento más electronegativo atraiga con mayor fuerza a los electrones del elemento menos electronegativo

Enlace covalente apolar: se presenta cuando existen dos átomos con igual electronegatividad, es decir, entre átomos del mismo elemento o en elementos diferente pero que tenga la misma electro negatividad así las moléculas de H2, Cl2, N2, O2, F2, Br2, poseen enlaces covalentes apolares.

NUMERO DE ELECTRONES DONADOS

Enlace covalente simple: cuando el par electrónico es aportado por los dos átomos, un electrón cada uno, por ejemplo la molécula del hidrogeno, H2, se forma un enlace simple puesto que cada átomo aporta un electrón al par electrónico que enlaza los dos átomos.

Enlace covalente coordinado: cuando el par de electrónico es proporcionado al enlace por un solo átomo, por ejemple, en la molécula de dióxido de azufre se

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