Nomenclatura

UNIDAD 2: ENLACES QUÍMICOS Y EL ESTADO

SOLIDO

2.1 INTRODUCCIÓN

2.1.1 CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una entidad de orden superior, como una molécula o una estructura cristalina. Para formar un enlace dos reglas deben ser cumplidas regla del dueto y la regla del octeto.

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

2.1.2 CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.

2. Enlace covalente, si comparten los electrones.

3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.

4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

2.2 SÍMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO

Símbolos de Lewis

Estructura de Lewis, también llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Regla el Octeto

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 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, o sea que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la ley de Lewis, o regla del octeto. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos.

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del Carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones en el último nivel de energía de cada uno de los Oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente.

Q::C::Q

2.3 ENLACE IONICO

^1:

Na

Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1.67, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más • • electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió electrones queda con carga positiva y el que captó electrones queda con carga negativa.

Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la del cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.

Características:

• Esta formado por metal + no metal

• No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

• Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

2.3.1 ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IÓNICOS

El enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos: . I A - VII A . II A - VI A

. III A - V A

Forman compuestos iónicos aquellos elementos que tienen valores de electronegatividad muy diferentes. Sería el caso del F, Cl, O y S con los metales.

En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, yoduro de potasio, cloruro de magnesio, etc.... que son compuestos de aspecto cristalino, frág iles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes del tipo del benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí cuando se presentan fundidos o en disolución. La existencia de este tipo de sustancias, entre las que hemos citado como ejemplos típicos a las sales, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.

2.3.2 PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

Los compuestos iónicos son grandes aglomeraciones de iones positivos y negativos que se "acoplan" en diferentes estructuras dependiendo del tamaño de los mismos.

Tienen grandes temperaturas de fusión de de ebullición, por lo tanto, a temperatura ambiente

son sólidos.

Son muy duros, entendiendo por dureza como capacidad de un material para rayar a otro y no ser rayado. Esto es una muestra de la enorme fortaleza de este tipo de enlace, resulta muy difícil separar los iones.

Son muy frágiles, cualquier pequeño golpe los hace fracturarse. Esto se justifica en base a su estructura, un pequeño golpe puede hacer desplazar una capa de iones sobre otras, haciendo que los iones de igual signo acaben enfrentados, y que prevalezca en estas circunstancias las fuerzas repulsivas; casi podríamos decir que es una autodestrucción de la estructura.

No son conductores de electricidad, aunque sí los son si están disueltos en agua. En estas circunstancias, las cargas dejan de ocupar posiciones fijas y pasan a estar en movimiento.

Son solubles en agua e insolubles en disolventes orgánicos como el tetracloruro de carbono.

2.4 ENLACE COVALENTE

Las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe una electronegatividad polar, se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.

. Esta basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.

• Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Los enlaces covalentes se clasifican en:

. COVALENTES POLARES . COVALENTES NO POLARES . COVALENTES COORDINADO

.

La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.

Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:

Diferencia de Tipos de

electronegatividad enlace

Menor o igual Covalente

a 0.4 no polar

De 0.5 a 1.7 Covalente

polar

Mayor de 1.7 Iónico

. Ejemplos: •H + • H -—> H:H

. Enlaces múltiples

. enlace sencillo: N-N

. enlace doble: N=N

. enlace triple

2.4.1 COMPARACIÓN ENTRE LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS

IÓNICOS Y COVALENTES

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia

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