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EL ENLACE QUIMICO
1) El enlace químico:
En la naturaleza, con la excepción de los gases nobles, los átomos no se encuentran
aislados, sino que están unidos entre sí mediante fuerzas electrostáticas, formando
compuestos. Estas uniones se producen para que los átomos adquieran una
configuración electrónica más estable, es decir, la configuración de gas noble.
El enlace químico es una fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos para
mantenerlos unidos formando especies diferenciadas y estables.
2) Electrones de valencia y estructuras de Lewis:
En el enlace químico solo intervienen los electrones más externos, los de la última
capa.
Los electrones de valencia son los que toman parte en un enlace químico.
Sin embargo, para los elementos de transición que tienen una diferencia de energía
entre las últimas capas muy pequeña, los electrones que intervienen en el enlace
pueden ser los de la capa más externa o estos, más algunos de la capa
inmediatamente anterior.
Ej: para el Fe:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶ los electrones de valencia pueden ser los dos del
subnivel 4s o los dos anteriores más los del subnivel 3d.
Para representar estos electrones usamos la estructura de Lewis.
La estructura de Lewis es una representación de los electrones de valencia que tiene
un átomo.
En esta estructura el símbolo del elemento representa al núcleo y a las capas de
electrones internas. Los electrones de la última capa se indican mediante puntos
distribuidos alrededor del símbolo.
Ej:Li:1s²2s². Li⁰
Be: 1s²2s². ⁰B⁰ ⁰
B: 1s² 2s² 2p¹.
………
Los gases nobles tiene ocho electrones en la capa de valencia. Esta estructura que se
generaliza de esta manera ns²np⁶, esta estructura es la responsable de su gran
estabilidad, por lo que el resto de los átomos tiende a adquirir una estructura similar;
esto se consigue con la unión a otros átomos.
Según la regla del octeto, un átomo que no sea un gas nobles se combina de tal modo
para que en la capa de valencia tenga ocho electrones.
3) Enlace covalente(no metal con no metal)
Se forma por compartición de electrones, los cuales pertenecen a su vez a los dos
átomos que se unen.
Se llama valencia covalente al número de electrones que se comparte.
Hay dos tipos de sustancias covalentes:
- Las covalentes moleculares: las más abundantes.
- Las covalentes cristalinas: forman moléculas gigantes.
Tienen propiedades muy diferentes. En este último grupo como ejemplos tenemos el
diamante, grafito y cuarzo.
Empezamos con las moleculares:
3.1) Estructura de Lewis para enlace covalente:
AÑADIR 3
3.2) Enlace covalentes coordinado o dativo:
Es aquel en el que el par de electrones del enlace los aportan un solo átomo, mientras
que el otro los acepta. AÑADIR4
3.3) La polaridad de las moléculas:
El enlace covalente se forma entre átomos electronegativos (los que están a la
derecha). Según la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se enlazan
podemos distinguir dos casos:
-
Cuando son distintas esas electronegatividades: tenemos el enlace covalente
polar.
Cuando son iguales: tenemos el enlace covalente apolar. (lineales, triangulares,
tetraédicas)
3.4) Enlaces intermoleculares:
Las moléculas polares, con polo positivo y polo negativo, se atraen
electrostáticamente. Estas fuerzas se llaman intermoleculares.
Dos tipos:
-
-
Enlaces por fuerzas de Van der Waals: se producen por la atracción electrostática
entre polos de distinto signo de moléculas vecinas.
Cuanto más polar es la molécula más fuertes son esos enlaces.
Enlaces de hidrógeno: se produce cuando está formado por un átomo de
hidrógeno y otro muy electronegativo que son flúor, oxígeno o nitrógeno.
Más fuertes que el de Van der Waals. Son: H-O, H-F, H-N.
3.5) Propiedades de las sustancias covalentes moleculares:
-
Tienen bajo punto de fusión y ebullición ya que las fuerzas que mantienen unidas a
las moléculas son del tipo Van der Waals (débiles)
No son conductores de la electricidad, ya que los electrones están fijos en las
moléculas.
Se disuelven en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono, el sulfuro
de carbono o el benceno; no son solubles en disolventes polares como el agua
exceptuando el clorhídrico, el bromhídrico y amoníaco.
3.6) Sustancias covalentes cristalinas:
Como ejemplos tenemos el diamante, el grafito, el cuarzo y la blenda (son distintas
estructuras que forma el carbono).
Se trata de macromoléculas formados por la unión de una gran cantidad de átomos de
carbono en las tres direcciones del espacio.
3.7) Propiedades de las sustancias covalentes cristalinas:
-
Tienen puntos de fusión y ebullición muy altos.
No son solubles ni en disolventes polares ni apolares.
Son duros y frágiles, de tal modo que un golpe en una dirección determinada
los puede romper.
3.8) Geometría de las moléculas por la teoría de repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia: TRPECV
Pares
totales
2
3
3
4
4
Compartidos
Sin compartir
Geometría
Ángulos
2
3
2
4
3
0
0
1
0
1
180°
120°
106,6°
109,5°
106,6°
4
2
2
Lineal
Triangular
Angular
Tetraédrica
Piramidal
Triangular
Angular
104,5°
4) Enlace iónico
Se forma por cesión-ganancia de electrones: el elemento menos electronegativo cede
electrones, mientras que el más electronegativo los gana.
Llamamos valencia iónica o electrovalencia al número de electrones ganados o
perdidos por un átomo.
El enlace iónico es la unión de iones de distinto signo debido a fuerzas electrostáticas.
- Cristales iónicos:
Cada uno de los iones, obtenidos por la expresión ganancia de electrones,
atrae a todos los iones de carga opuesta que se encuentran a su alrededor y se
rodea por ellos de acuerdo con ordenaciones simétricas, formando una red
cristalina (ordenación de átomos, moléculas o iones que se repiten
periódicamente en las tres dimensiones). Estos cristales pueden ser cúbicos,
tetragonales, hexagonales, romboédricos.
A la porción más pequeña de cristal se le denomina celdilla unidad y el número
de iones que rodean a cada ión de carga opuesta se llama índice de
coordinación o número de coordinación. Así para el cloruro de sodio el
número de coordinación tanto de Na+ como del ión Cl- es 6.
- Propiedades de los compuestos iónicos:
Poseen altos puntos de fusión y ebullición, debido a que sus enlaces son muy
fuertes.
Son duros, por la razón anterior, aunque frágiles, ya que si el cristal sufre un
ligero desplazamiento, se enfrentan iones de igual carga que se repelen y
producen una rotura.
No conducen la electricidad porque los electrones están fijos en los aniones,
aunque sí pueden cuando están disueltos o fundidos.
Casi todos los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el
agua, ya que cada ión es atraído por el polo de carga opuesta del disolvente,
hasta que se separa de la red cristalina.
5) El enlace metálico
Como en los compuestos iónicos, los metales también forman redes tridimensionales
que son más compactas que las anteriores, ya que al ser los átomos iguales se pueden
acercar más.
La teoría más simple para explicar el enlace metálico es la del mar de electrones o gas
electrónico. Se supone que la estructura metálica está formada por cationes de metal,
bañados por un mar de electrones, que son los electrones de valencia de cada uno de
los átomos que evitan las repulsiones electrostáticas entre los iones positivos. Estos
electrones se mueven a través de la estructura metálica.
- Propiedades de los metales:
1. Son buenos conductores de la electricidad y el calor debido a la movilidad
que tienen los electrones dentro de la red cristalina.
2. Son dúctiles y maleables, es decir se pueden estirar en hilos u obtener
láminas muy finas, ya que un desplazamiento de una capa de metal sobre
otra no produce repulsiones.
3. Sus puntos de fusión y ebullición son variables aunque son sólidos a
temperatura ambiente excepto el mercurio.
4. Su dureza y densidad son variables y dependen de la estructura cristalina
del metal