1.Definición:
Podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.
Enlace significa, unión. Un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad energética. Esto se logra obteniendo ocho electrones , o sea tratar de parecerse al gas noble más cercano.
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.
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia). Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos. En la mayoría de los átomos (con excepción de los gases nobles, estables con su última capa completo), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.
Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
2.Conceptos previos importantes.
2.a.Electrones de Valencia :
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
--Debemos recordar que el número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su grupo.
Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos (electrones de valencia). Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos. En la mayoría de los átomos (con excepción de los gases nobles, estables con su última capa completo), las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace.
Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
2.Conceptos previos importantes.
2.a.Electrones de Valencia :
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
--Debemos recordar que el número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su grupo.
--Además que, las 18 divisiones verticales de la tabla periódica, existen 10 grupos del centro de la tabla, que pertenecen al bloque "d". Aquí participan del enlace electrones de una capa mas profunda, es por eso que tienen valencias múltiples. Por ejemplo podemos decir que el escandio (Sc) tiene tres electrones de valencia, el Cobre (Cu) tiene 1 y 2, el Hierro (Fe) tiene 2 y 3 , etc.
--El grupo 8, de los gases nobles (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia, excepto el helio, que tiene dos. Estos no crean enlaces o uniones químicas con ningún otro átomos.
2.b.Regla del octeto
Se conoce como la “regla del octeto de Lewis”, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis, a la siguiente: "Los átomos al combinarse tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad".
2.c.Electronegatividad :
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones cuando forma un enlace químico en una molécula. Esta es una propiedad periódica que varía a lo largo de un período (aumentando hacia la derecha) y de un grupo (aumentando hacia arriba).
3.Estructura o Notación de Lewis en las uniones químicas
En la conocida como "notación de Lewis", propuesta por el científico estadounidense Gilbert Lewis en 1916, se representa la cantidad de electrones de valencia con puntos, rayas o cruces alrededor del símbolo del elemento químico.
Esta notación es una representación gráfica que muestra como se unen los átomos, esquematizando la cantidad de electrones de valencia que hay en juego.
2.b.Regla del octeto
Se conoce como la “regla del octeto de Lewis”, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis, a la siguiente: "Los átomos al combinarse tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad".
2.c.Electronegatividad :
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones cuando forma un enlace químico en una molécula. Esta es una propiedad periódica que varía a lo largo de un período (aumentando hacia la derecha) y de un grupo (aumentando hacia arriba).
3.Estructura o Notación de Lewis en las uniones químicas
En la conocida como "notación de Lewis", propuesta por el científico estadounidense Gilbert Lewis en 1916, se representa la cantidad de electrones de valencia con puntos, rayas o cruces alrededor del símbolo del elemento químico.
Esta notación es una representación gráfica que muestra como se unen los átomos, esquematizando la cantidad de electrones de valencia que hay en juego.
Se debe considerar que la "Electronegatividad", es fundamental para entender los tipos de uniones que se forman. Los elementos de electronegatividad baja son aquellos que perden electrones transformándose en cationes (átomo con carga positiva), a ese grupo pertenecen los metales. Los elementos de electronegatividad alta son los que toman electrones transformándose en aniones (átomos con carga negativa), a este grupo pertenecen los no metales. Los metaloides pueden actuar de una u otra forma dependiendo la situación.
Por ejemplo, en el caso de la unión del cloro y el sodio, hay una cesión total del electrón creando átomos con un exceso de carga positiva o negativa obteniendo 8 electrones cada uno. Se representa de la siguiente manera:
Na0 : 1s2 2s2 2p6 3s1 : átomo de sodio
Na+ : 1s2 2s2 2p6 : ion de sodio (catión)
Cl0 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 : átomo de cloro
Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 : ion cloruro (anión)
Por ejemplo, en el caso de la unión del oxígeno y el hidrógeno, comparten los electrones obteniendo de esta forma 8 electrones cada uno. Se representa de la siguiente manera:
O0 : 1s2 2s2 2p4 : átomo de oxígeno
H : 1s1 : átomo de hidrógeno
Se ejemplifica a continuación la unión de diferentes átomos.
4. Tipos de enlace .
Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.
Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.
De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.
Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:
Enlace iónico:
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, básicamente entre metalrs y no metales.
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, básicamente entre metalrs y no metales.
-Las propiedades de un enlace iónico son: Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición. La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua. La mayoría son insolubles en disolventes orgánicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal. Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Enlace covalente:
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. Enlace covalente común. Se establece entre átomos con similar electronegatividad.
-Las propiedades de los enlaces covalentes son: Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. La mayoría son insolubles en agua. La mayoría son solubles en disolventes orgánicos. No conducen la electricidad. Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.
Enlace metálico:
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Enlace metálico:
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia. En metales, los electrones están deslocalizados en la totalidad de su estructura, esto hace que los átomos se mantengan unidos con una gran fuerza de atracción a través de lo que se llama enlace metálico.
-Las propiedades más comunes en los enlaces metálicos se relacionan a una movilidad total de los electrones, que convierte a los metales en buenos conductores del calor y la electricidad y la gran fuerza de atracción entre núcleo y electrones es la responsable de la resistencia del metal. También poseen brillo ya que sus electrones tienen la capacidad de absorber energía de la radiación y liberarla en forma de fotones de luz visible que nos dan esa sensación característica de brillo. En el metal, los átomos pueden deslizarse unos sobre otros, sin romper ningún enlace específico. Gracias a esto y aplicando una fuerza sobre el metal, es posible hacer alambres o hilos (ductilidad) y formar láminas (maleablilidad).
5. Ejemplos y ejercicios de enlaces químicos.
Trabajaremos en el ámbito de los minerales, lo que se conoce como “química inorgánica”, para diferenciarla de la química de la vida o química orgánica o de los seres vivos.
Dentro de la química inorgánica usaremos un número reducido de elementos químicos para los ejercicios o ejemplos.
Fundamentalmente para habituarse a su tratamiento y representación.
La extrapolación al resto de los elementos debe realizarse con ciertos recaudos por la complejidad de las propiedades físicas y químicas.
Grupo I : Hidrógeno, Litio Sodio, Potasio
Grupo II: Calcio, Magnesio
Grupos del III al XII : Hierro Cobalto, Niquel
Cobre , Plata ,
Zinc , Mercurio, Au
Grupo XII : Aluminio
Grupo XIV: Carbono, Silice
Gupo XV: Nitrógeno, Posforo.
Grupo XVI: Oxígeno, Azufre
Grupo XVII: Fluor , Cloro.
6. Ejercicios
-Las propiedades más comunes en los enlaces metálicos se relacionan a una movilidad total de los electrones, que convierte a los metales en buenos conductores del calor y la electricidad y la gran fuerza de atracción entre núcleo y electrones es la responsable de la resistencia del metal. También poseen brillo ya que sus electrones tienen la capacidad de absorber energía de la radiación y liberarla en forma de fotones de luz visible que nos dan esa sensación característica de brillo. En el metal, los átomos pueden deslizarse unos sobre otros, sin romper ningún enlace específico. Gracias a esto y aplicando una fuerza sobre el metal, es posible hacer alambres o hilos (ductilidad) y formar láminas (maleablilidad).
5. Ejemplos y ejercicios de enlaces químicos.
Trabajaremos en el ámbito de los minerales, lo que se conoce como “química inorgánica”, para diferenciarla de la química de la vida o química orgánica o de los seres vivos.
Dentro de la química inorgánica usaremos un número reducido de elementos químicos para los ejercicios o ejemplos.
Fundamentalmente para habituarse a su tratamiento y representación.
La extrapolación al resto de los elementos debe realizarse con ciertos recaudos por la complejidad de las propiedades físicas y químicas.
Grupo I : Hidrógeno, Litio Sodio, Potasio
Grupo II: Calcio, Magnesio
Grupos del III al XII : Hierro Cobalto, Niquel
Cobre , Plata ,
Zinc , Mercurio, Au
Grupo XII : Aluminio
Grupo XIV: Carbono, Silice
Gupo XV: Nitrógeno, Posforo.
Grupo XVI: Oxígeno, Azufre
Grupo XVII: Fluor , Cloro.
6. Ejercicios
1) Esquematizar según notación de Lewis los siguientes átomos.
Hidrógeno, Calcio, Hierro, Carbono, Oxígeno
2) Esquematizar segun la notación de Lewis las siguientes moléculas. En cada átomo citar los electrones de valencia y su numero de oxidación
Cloruro de sodio
Cloruro de bario
Agua
Sulfuro de sodio
Sulfuro de bario
Fluoruro de aluminio
3) Estructura de Lewis de gases
Hidrógeno, Calcio, Hierro, Carbono, Oxígeno
2) Esquematizar segun la notación de Lewis las siguientes moléculas. En cada átomo citar los electrones de valencia y su numero de oxidación
Cloruro de sodio
Cloruro de bario
Agua
Sulfuro de sodio
Sulfuro de bario
Fluoruro de aluminio
3) Estructura de Lewis de gases
4) Repaso de estructuras de Lewis completas de enlaces ionicos y covalentes.
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