Download Enlaces químicos Cuando los átomos se unen para formar grupos

Enlaces químicos
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Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden
considerar una unidad, se dice que están formando moléculas.
Electronegatividad:
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Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes
elementos.
La electronegatividad al igual que la afinidad electrónica, aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. De
forma tal, que el elemento más electronegativo es el flúor y el menos electronegativo es el francio.
La electronegatividad es una propiedad molecular que se manifiesta cuando los átomos se encuentran unidos y es
importante para predecir el tipo de enlace formado, por ello, la aborda- remos en la siguiente unidad.
Los átomos de los elementos más electronegativos son los que ejercen mayor atracción sobre los electrones compartidos
en un enlace covalente. Linus Pauling fue el primero en idear una escala numérica de electronegatividades y asignó un
valor de 4.0 al flúor como el elemento más electronegativo.
Enlace iónico:
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla
periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla
periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y
negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando
fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio.
Enlace covalente.
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Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de
H
2
Clasificación de los enlaces covalentes.
Enlaces covalentes puros (apolares)
Enlaces covalentes polares
Enlaces covalentes coordinados o dativos)
Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par
electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos.
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo
general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en disolventes polares,
como el agua.
3. La mayoría es insoluble en disolventes no
polares, como el hexano C H .
6 14
4. Los compuestos fundidos conducen bien la
electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones)
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión
bajos (por lo general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes
polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares,
como el hexano C6H14.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen
la electricidad.
5. Las soluciones acuosas conducen bien la
electricidad porque contienen partículas móviles
con carga (iones).
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas
conductoras de la electricidad porque no contienen
partículas con carga.
Número de oxidación (estado de oxidación)
El número de oxidación, es un indicador que compara el ambiente electrónico de un átomo en una molécula con el ambiente
electrónico de un átomo aislado del mismo elemento.
Los números de oxidación son convencionales; se trata de un número entero, positivo, negativo o cero, que se asigna a cada
elemento presente en un compuesto y está referido, al número de cargas reales o aparentes que tendría un átomo en una
molécula (o en una celda unitaria), si los electrones fueran transferidos completamente.
Es importante tener en cuenta que cualquier elemento en su estado libre, como el Na, Mg, Ag, Fe, tendrá un número de
oxidación igual a cero. Asimismo, aquellos elementos que forman moléculas diatómicas, triatómicas, tetratómicas y
poliatómicas, como, I2 , Cl2 , P2 , S2 , H2 , F2 , O2
Los metales tienen estados de oxidación positivos, mientras que los no metales tienen estados de oxidación negativos cuando
se unen con los metales y los metaloides. Los no metales presentan estados de oxidación positivos, cuando se unen a otro
elemento no metálico más electronegativo. Es importante aprender los números de oxidación de los elementos, ya que
nos serán de utilidad en la construcción de fórmulas químicas.
H +1
H -1
Li+1
Be +2
+2
Na+1 Mg
K +1
Ca+2
Si+4
N +5
N +3
N +1
N -3
P
P +3
Si+2
P +1
P-3
B +3
C +4
B +1
C +2
Al+3
Cr +6
Cr +4
Fe +3
Co+3 Ni+3
Cu+2
Cr +3
Fe +2
Co+2
Cu+1
Ni+2
Zn+2
Cr +2
Pd+4
Rb+1
Sr+2
Pd
Ag+1 Cd +2
O -2
S S+4 Cl
Cl+5
S+2
Cl+3
S-2
Cl+1
Cl-1
As+5
Se +6
As+3
Se +4
As+1
Se +2
Sn +4
Te +6
Sn
Te +4
Te +2
Cs+1
Ba+2
Fr+1
Ra+2
Pt+4
Au+3
Hg +2
Pb +4
Pt+2
Au+1
Hg +1
Pb+2
F-1
Br +7
Br +5
Br +3
Br +1
Br -1
I+7
I+5
I+3
I+1
I-1
Estructuras de Lewis
En 1913, Gilbert Newton Lewis propuso una representación pictórica para los electrones de valencia, en la que
utilizó puntos, círculos o cruces, con la finalidad de explicar didácticamente, la forma cómo se transfieren o
comparten los electrones cuando los átomos se unen.
En las estructuras de Lewis para los elementos representativos, el símbolo del elemento, representa el kernel
del átomo (capas internas) y los electrones externos o de valencia se represen- tan mediante puntos, cruces o
círculos.
H
He
2
13
Li
14
15
16
17
C
Mg
S
As
I
Tl
Al escribir estructuras de Lewis para iones monoatómicos, se toma en cuenta lo siguiente: por cada carga positiva que posea
el catión, se le restará un punto del total que posea en forma neutra, y por cada carga negativa que posea el anión se le
adicionará un punto alrededor del símbolo del elemento.
Estructura de Lewis para el
átomo de sodio
Na
Estructura de Lewis para el átomo de
azufre
S
Estructura de Lewis
para el átomo de nitrógeno
Estructura de Lewis para
el ion sodio
Na+
Estructura de Lewis para el ion
sulfuro
2S
Estructura de Lewis para el ion
nitruro
3-
N
N
Regla del octeto
Las primeras ideas acerca del papel que juegan los electrones en la formación de los enlaces químicos, fueron las de Kossel
y Lewis. Sus interpretaciones fueron más o menos complementarias, Walter Kossel en 1916, subrayó el fenómeno de la
transferencia electrónica y Gilbert Newton Lewis en 1913, la compartición de electrones, pero ambos partieron de la misma
premisa: la observación de que las configuraciones electrónicas de los gases nobles son extremadamente estables y la
hipótesis de que los átomos tienden a adquirir dicha configuración cuando pierden, ganan o comparten electrones.
Como los gases nobles, a excepción del helio, tienen ocho electrones en su capa de valencia, la teoría de Lewis se conoce
como teoría del octeto.
El químico alemán Walter Kossel propuso que esta estructura electrónica estable de 8 electro- nes, se logra cuando los átomos
ceden o aceptan electrones y el norteamericano Gilbert Newton Lewis cuando los átomos comparten electrones.
Es muy importante tomar en cuenta lo siguiente:
1. La existencia de muchos compuestos en los que están presentes átomos rodeados por menos o más de ocho
electrones, trajo más tarde la necesidad de reformular la regla del octeto, ya que presenta limitaciones, como la
de no funcionar para todos los elementos re- presentativos y los elementos de transición y transición interna,
debido a la existencia de orbitales d y f, respectivamente.