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Química
Enlaces Químicos
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla
periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos
puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar
nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos
o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace
es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona
tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El
elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado
como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan,
estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este
es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa
común!
+
Metal de sodio
Gas de Cloro
sal de mesa
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces
químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos
interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más
estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El
sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban
para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia. Su trabajo
estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos.
Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces
covalentes.
1) Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a
otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente,
los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se
atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace
iónico.
Por ejemplo,
durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia
de electrones al cloro (a la derecha),
resultando en...
un ión de sodio cargado positivamente
(izquierda) y un ión de cloro cargado
negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño,
mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón
adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la
reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas
electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos comparten
muchas características en común:





Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el
no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes
polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con
temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas
intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los
sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de
cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de
sodio cargados positivamente (dibujados a la derecha
como pequeñas esferas grises) y un número igual de
iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes).
Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de
sodio y de cloro están organizados alternadamente como
demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es
atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y
de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio.
El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en
cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema
continuo. Las fuerzas entre las moléculas son
comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los
compuestos iónicos tienden a formar como resultado
cristales sólidos con altos puntos de fusión.
Cristal de Cloruro de
Sodio
Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1
Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1
Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1
Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1
Esquema de Cristal NaCl
2) Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten
electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia
completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos
comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el
compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para
ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya
que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar
electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus
envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre
entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de
valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de
dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un
esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con
átomos H vecinos para formar el compuesto H 2. Ya que el compuesto de hidrógeno
es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus
electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos
átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman
cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los
compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado,
muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de
sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a
tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los
compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas
moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se
forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares
de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que
tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su
envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O 2,
ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
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