Propiedades moleculares

“No arrepentirse de nada es el principio de toda ciencia " Ludwig Borne

Introducción.

Todo es este mundo es química, cuando digo todo no me refiero a las cosas, si no a lo que compone esas cosas, ¿Qué son las cosas? Las cosas son los objetos, o todo aquello que nos rodea, todo lo que podemos observar está compuesto por materiales químicos. Por lo tanto es de nuestro interés intentar comprender que estudia esta ciencia. En el siguiente ensayo hablaremos de algunos temas que encierra la química, tratare de hacerlo lo más breve y entendible posible, daremos un paseo por los conocimientos que al escucharlos parecieran complejos, y aunque en ocasiones lo son, la clave es empaparse de ellos, comprenderlos y entender cómo funcionan, y porque es importante saberlos. Demos un paseo por estos temas a tratar.

En química, un dato experimental importante es que sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que nos rodean los elementos están unidos por 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.

Cuando dos átomos intentan entrelazarse se ejercen varias fuerzas sobre ellos, algunas para unirlos y otras para separarlas. Cuando las fuerzas que atraen son más fuertes que las que alejan se crea un enlace químico, por esto se considera enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos conformando una molécula.

Teoría de Lewis.

Varios personajes se han encargado de explicar este fenómeno, entre ellos el señor Lewis, quien afirma que Consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. Según Lewis, los átomos (no metales) pueden formar enlaces simples, dobles o triples. Por ejemplo, el átomo de F tiene 7 electrones de valencia, representados por puntos en el diagrama de Lewis, por lo que al constituir la molécula F2, lo harán compartiendo un par de electrones, mientras que en la de O2 será necesario formar un doble enlace y un triple en la de N2. Además, la molécula de amoniaco debe constar de tres enlaces simples N–H para que Todos los átomos completen su última capa: Aquí, la covalencia o valencia covalente es el número de enlaces que un átomo puede formar. Es decir, el F tiene covalencia 1, el O covalencia 2, el H, 1 y el N, 3. En ocasiones, los electrones compartidos los aporta un solo átomo, como sucede en el ión amonio. Es un enlace covalente coordinado o dativo: NH3 + H+→ NH4+

Cargas formales.

Para los enlaces químicos hay que tener en cuanta unos conceptos simples, En química, una carga formal (FC) es una carga parcial de un átomo en una molécula, asignada al asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los átomos, La carga formal de cualquier átomo en una molécula puede ser calculada por la siguiente ecuación: carga formal = número de electrones de valencia del átomo aislado - electrones de pares libres del átomo en la molécula - la mitad del número total de electrones que participan en enlaces covalentes con este átomo en la molécula.

Cuando se determina la estructura de Lewis correcta (o la estructura de resonancia) para una molécula, es un criterio muy significativo en la selección de la estructura final el que la carga formal (sin signo) de cada uno de los átomos esté minimizada.

Ejemplos

Carbono en metano(CH4): FC = 4 - 0 - 8/2 = 0

Nitrógeno en el grupo nitro NO2-: FC = 5 - 1 - 6/2 = 1

Oxígeno unido por enlace simple en el NO2-: FC = 6 - 6 - 2/2 = -1

Oxígeno unido por enlace doble en el NO2-: FC = 6 - 4 - 4/2 = 0

Resonancia.

Una herramienta para determinar las estructuras moleculares es la resonancia, la cual consiste en la combinación lineal de de estructuras teóricas de una molécula ósea estructuras resonantes o en resonancia que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura real El efecto es usado en una forma cualitativa, y describe las propiedades de atracción o liberación de electrones de los sustituyentes, basándose en estructuras resonantes relevantes, y es simbolizada por la letra R o M (a veces también por la letra K). El efecto resonante o mesomérico es negativo (-R/-M) cuando el sustituyente es un grupo que atrae electrones, y el efecto es positivo (+R/+M) cuando, a partir de la resonancia, el sustituyente es un grupo que dona electrones.

Ejemplos de sustituyentes -R/-M: acetilo - nitrilo - nitro

Ejemplos de sustituyentes +R/+M: alcohol - amina

Efecto +R/+M. Efecto -R/-M.

Teoría del enlace de valencia.

Por otro lado pero siguiendo la línea tenemos la resonancia molecular, que es una componente clave en la teoría del enlace covalente. Para su existencia es imprescindible la presencia de enlaces dobles o triples en la molécula. El flujo neto de electrones desde o hacia el sustituyente está determinado también por el efecto inductivo. El efecto mesomérico como resultado del solapamiento (traslape) de orbitales p (resonancia) no tiene efecto alguno en este efecto inductivo, puesto que el efecto inductivo está relacionado exclusivamente con la electronegatividad de los átomos, y su química estructural (qué átomos están conectados a cuáles). Numerosos compuestos orgánicos presentan resonancia, como en el caso de los compuestos aromáticos.

Ya que tocamos en tema de los enlaces, charlaremos sobre qué tipos de enlaces existen, según la teoría de enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.

Como ejemplo más sencillo se puede considerar la formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital atómico 1s. Cuando los dos átomos se aproximan se produce el solapamiento de sus orbitales lo que

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