Enlaces Quimicos

INTRODUCCION

Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas serán respondidas en este informe.

Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar a un lenguaje más técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es 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, para la mayoría de los elementos alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto, y un solvente, que es él que disolverá al soluto.

¿Qué mantiene unidos a los Átomos?

Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.

Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.

CONCLUSION

Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al té se producen una serie de reacciones químicas que nunca hubiéramos imaginado. Los enlaces, las soluciones, la fractura de enlaces y la formación de otros, ¿quien lo hubiera imaginado? Pero ahora que sabemos todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos un té ya no se nos olvidara pensar en esto.

OBJETIVO.-

Diferenciar los distintos tipos de enlace quimico para establecer las propiedades de cada compuesto.

• dentificar a través de sus propiedades y sus manifestaciones el tipo de enlace químico que mantiene unido a los átomos y a las fuerzas intermoleculares que existen.

• Predecir en los campos problemas; el tipo de enlace químico que existe y la fuerza molecular, para lo cual se utiliza las leyes y experiencias que rigen los enlaces químicos.

• Estudiar los diferentes tipos de enlaces químicos y las sustancias puras.

• Establecer las interacciones entre partículas químicas: Iónico, Molecular y las Interacciones entre Iones, Dipolos y otros.

ENLACES QUIMICOS

Si alguna vez te preguntaste qué es el enlace químico, hoy vamos a ver a qué nos referimos cuando hablamos de enlace químico.

Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o más átomos, esta fuerza es justamente lo que mantiene unidos a ambos átomos para formar las moléculas, pero es importante saber que, para enlazarse entre sí, los átomos deben ceder, aceptar o compartir electrones.

Son justamente los electrones de valencia los que determinarán el tipo de enlace químico que unirá a la molécula, es decir que, según los electrones de valencia podremos saber a grandes rasgos de que forma se unirá un atomo a otro, y qué características tendrá dicho enlace.

En principio se destacan cuatro grandes tipos de enlaces químicos, por un lado encontramos al enlace iónico, por otro el enlace covalente, seguido del covalente coordinado, y luego también contamos con el enlace metálico. A continuación veremos una breve descripción sobre cada uno de los tipos de enlaces químicos:

Enlace Ionico

También es conocido como enlace electrovalente, procediendo esta última palabra de electrovalencia, que es la capacidad de un átomo para ganar o perder electrones de valencia en un enlace iónico.

Este tipo de enlace fue propuesto por Walter Kossel, en 1916, para definir a la unión o enlace entre un elemento metal y otro no-metal; el átomo no-metal gana electrones y los pasa o transfiere directamente a su nivel de valencia, convirtiéndose en anión; y el átomo metal pierde uno, dos y hasta tres electrones, convirtiéndose así en catión. Al perderse los electrones desaparece prácticamente el nivel de valencia, por lo que el catión disminuye de tamaño y el anión lo aumenta al ganar electrones.

Los elementos metales se llaman también elementos electropositivos, pues sus átomos tienden a perder electrones, y los átomos de los elementos no-metales tienden a ganarlos, por lo que se denominan elementos electronegativos. Respecto a las fuerzas, en los enlaces iónicos los átomos se han unido, y permanecen así, gracias a un tipo de fuerza de atracción muy fuerte denominada fuerzas electrostáticas o enlaces iónicos; esta fuerza la ejercen los núcleos sobre todos los electrones de valencia de los átomos involucrados en el enlace. Como el núcleo tiene carga positiva(protones),entonces atrae sus cargas negativas (electrones) y las de los otros átomos que se unen, e igual hacen los demás núcleos de los átomos de la molécula.

¿Cómo aparece este tipo de fuerza? El átomo metálico al perder electrones queda entonces con más protones, por lo que predomina la carga eléctrica positiva (elemento electropositivo), es decir, este átomo se convierte en una zona positiva (catión); al ganar electrones, el átomo no-metal tendrá más carga eléctrica negativa (elemento electronegativo), por lo que este átomo es una zona negativa (anión). Entre estas dos zonas se genera una atracción de tipo eléctrica (cargas opuestas se atraen) o fuerza conocida como fuerza electrostática. De esto se deduce que, los átomos de los elementos electropositivos ceden o traspasan sus electrones de valencia a los átomos de los elementos electronegativos, y de que este enlace es de tipo eléctrico, y por ello más fuerte que el enlace covalente; en este enlace lo que existe es atracción eléctrica entre los núcleos (positivo) y los electrones (negativo) que forman la molécula.

Ejemplo de enlace iónico.

La unión del Cloro con el Sodio constituye el ejemplo clásico de enlace iónico; sin embargo,

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