Enlaces Químicos

3.1 INTRODUCCIÓN.

El presente trabajo ha desarrollado puntos importantes de la química, en este caso acerca de los enlaces químicos.

La unión de dos o más átomos que se da con el fin de alcanzar la estabilidad. Del mismo modo, como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, se da debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inertes.

3.1.1 CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO.

Se le llama enlace químico a la fuerza que mantiene unidos a por lo menos dos átomos, que forman una molécula de cualquier sustancia. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin embargo solo entran en contacto los átomos de las regiones externas. Por esto, al estudiar átomos, se consideran sobre todo los electrones de valencia.

3.1.2 CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

Los enlaces químicos se clasifican tomando en cuenta l comportamiento electrónico en las moléculas.

ENLACE IÓNICO

La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto es el llamado enlace iónico. En él, un átomo cede sus electrones de valencia (formando un catión) y otro átomo recibe estos electrones (formando un anión); es decir, hay transferencia de electrones.

El ejemplo más común es el cloruro de sodio (NaCl), o sal de mesa. En este compuesto el sodio cede su electrón de valencia a la configuración del cloro, quien completa su octeto.

ENLACE COVALENTE

Es aquel en que dos electrones son compartidos por dos átomos. En este enlace solo participan los electrones de valencia.

Se puede observar claramente en los elementos diatómicos.

ENLACE METÁLICO:

Para explicar las propiedades características de los metales se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:

Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa; éstos átomos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos que se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.

3.1.3 APLICACIONES Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO.

La regla del octeto propuesta por Lewis postula que un átomo, diferente al de hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia. Cuando un átomo forma compuestos covalentes de tal modo que su configuración electrónica queda como la de un gas noble. La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto" es la representación de Lewis. Ésta es una representación de un enlace covalente en donde un par de electrones compartidos se indican con una línea y los electrones de valencia libres, con puntos acomodados en pares alrededor del símbolo del elemento.

Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.

Las excepciones de la regla del octeto caen en tres categorías:

• Octeto incompleto: En algunos compuestos el número de electrones que rodea al átomo central es menor de ocho, por lo tanto, no hay forma de satisfacer esta regla.

• Número impar de electrones: Algunas moléculas tienen un número impar de electrones, puesto que se necesita un número par para completar ocho, la regla del octeto no puede cubrirse.

• Octeto expandido: Los átomos con más de ocho electrones de valencia, permiten la formación del octeto expandido, en donde hay más de ocho electrones alrededor del átomo central.

3.2 ENLACE COVALENTE.

Como ya se indicó, un enlace covalente es aquel en el que dos átomos comparten un par de electrones, sin embargo, no quiere decir que siempre se haga de forma equitativa. Esto lleva a la clasificación:

 Enlace covalente no polar: Es aquel en donde la densidad electrónica es igual en los dos átomos, es decir, los electrones compartidos pasan igual de tiempo alrededor de cada átomo. Esto se da solamente, cuando las electronegatividades de los átomos que componen la molécula, son iguales.

 Enlace covalente polar: Se le llama así porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que de otro. Esto sucede cuando ambos átomos tienen distinta electronegatividad. Como consecuencia del reparto desigual hay una densidad electrónica cierto grado mayor en un átomo que en otro. Este tipo de enlaces se piensa como intermedio entre el enlace covalente apolar y el iónico.

 Enlace covalente coordinado: Es un tipo especial de enlace covalente en el cual, en lugar de aportar un electrón cada átomo del enlace, los dos electrones son aportados por el mismo átomo.

3.2.1 TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SUS ALCANCES.

La teoría y estructura de Lewis es un método sencillo y directo para predecir la geometría molecular; sin embargo no explica por qué existen los enlaces químicos.

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Ninguna delas dos explica perfectamente todos los aspectos del enlace, pero contribuyen mucho a la comprensión de las propiedades observadas. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoría de Orbitales Moleculares.

3.2.1.1 TEORÍAS DEL ENLACE DE VALENCIA.

Esta teoría supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atónicos de los átomos individuales. Es decir, el enlace covalente se forma con el solapamiento dedos orbitales de los átomos. Con esto se concluye que los dos orbitales comparten una región común en el espacio.

Al inicio, los orbitales están suficientemente separados como para que no haya interacción entre ellos, se dice entonces que la energía potencial del sistema

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