Monografias.com > Química
Descargar Imprimir Comentar Ver trabajos relacionados

QUIMICA




Enviado por laya-crispina



    Indice
    1.
    Introducción

    2. Definición de enlace
    químico.


    4. Fórmulas de lewis para
    moléculas e iones poliatómicos.

    5. Geometría electrónica y
    molecular.

    6. Teoría de enlace de
    valencia.

    7. Estado de la
    materia

    8. Glosario
    9. Conclusión
    10. Bibliografía

    1.
    Introducción

    Las propiedades  de las sustancias están
    determinadas  en parte por los enlaces
    químicos que mantienen unidos a los átomos.
    Cuando los átomos interactúan para formar un
    enlace
    químico, solo entra en contacto sus regiones
    más externas.
    En la mayor parte de las moléculas los átomos
    están enlazados por uniones covalentes. La mayoría
    de los enlaces iónicos se obtienen de la
    purificación de minerales que
    contienen al compuesto.
    Las estructuras
    que se utilizan para representar los compuestos covalentes se
    denominan Estructura de
    Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de
    valencia.
    La tendendencia de los átomos en las moléculas a
    tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla
    del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
    También hablaremos sobre la electronegatividad, el
    concepto
    relativo, en el sentido de que la electronegatividad de un
    elemento solo se puede medir respecto de la de otros elementos.
    Sabemos por varios experimentos que
    las moléculas tienen estructuras definidas; esto es, los
    átomos de una molécula tienen posiciones definidas
    relativas uno con el otro en un espacio de tres dimensiones, es
    de aquí donde sale el estudio experimental denominado El
    Momento Dipolo.
    El modelo de
    repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
    basado en las estructuras de Lewis, es un método
    bastante sencillo y directo para predecir las geométricas
    moleculares.
    La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría
    del enlace de valencia y la teoría de orbítales
    moleculares, ambas emplean los métodos de
    la mecánica cuántica pero hacen diferentes
    suposiciones y simplificaciones.

    2. Definición de enlace
    químico.

    Se define como la fuerza de
    unión que existe entre dos átomos, cualquiera que
    sea su naturaleza,
    debido a la transferencia total o parcial de electrones para
    adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los
    gases inerte;
    es decir, el enlace es el proceso por el
    cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la
    configuración electrónica estable de los gases
    inertes y formar moléculas estables.

    Enlace iónico:
    El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los
    iones en un compuesto iónico.

    Características del enlace
    iónico.

    • Se rompe con facilidad obteniéndose los iones
      que lo forman, generalmente basta disolver la
      sustancia.
    • Las substancias con enlaces iónicos son
      solubles en solventes polares.

    Formación de los compuestos iónicos.
    Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones,
    que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más
    electrones de un átomo o
    grupo de
    átomos a otro, es decir, es la atracción de iones
    con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números
    para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio
    (Na) fácilmente puede perder un electrón para
    formar el catión sodio, que se representa como
    Na+, un átomo de cloro puede ganar un
    electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se
    dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa
    es un compuesto iónico porque está formado por
    cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl
    – es el anión.
    NaCl

    Enlace Covalente:
    Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten
    dos electrones.

    Características del enlace
    covalente.

    • Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
    • Si la diferencia de electronegatividades entre los 2
      átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se
      favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes
      polares. Ejemplo: un enlace O-H
    • Si la diferencia de electronegatividades es poca,
      tenemos un enlace no polar y se favorecerá la
      solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo:
      un enlace C-H o C-C

    Tipos de enlaces covalentes.
    Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En
    un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par
    de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces
    múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos
    átomos comparten dos o más pares de electrones. Si
    dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace
    covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando
    dos átomos comparten tres pares de electrones.
    Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos
    átomos comparten uno o más pares de electrones.
    Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de
    electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero
    o relativamente pequeña.
    El enlace covalente se representa con una línea recta que
    une a los 2 átomos, por ejemplo:
    O-H
    Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de
    dos átomos de hidrógeno para formar una
    molécula H2. Un átomo aislado de
    hidrógeno tiene la configuración electrónica
    del estado
    fundamental 1s1, con la densidad de
    probabilidad
    para este único electrón esféricamente
    distribuida en torno al
    núcleo del hidrógeno (figura a).

    Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan
    uno a otro, el electrón de cada átomo de
    hidrógeno es atraído por el núcleo del otro
    átomo de hidrógeno tanto por su propio
    núcleo (figura b).

    Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma
    que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos
    electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre
    los dos núcleos. Porque son atraídos por ambos
    núcleos. (figura c):

    Los electrones son compartidos entre los dos
    átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente
    simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan,
    así que ambos electrones ahora están en los
    orbítales de los dos átomos de hidrógeno.
    Mientras más se aproximan los átomos, más
    cierto es esto. En este sentido, cada átomo de
    hidrógeno ahora tiene la configuración del helio
    1s2.
    Otros pares de átomos no metálicos comparten pares
    electrónicos para formar enlaces covalentes. El resultado
    de esta compartición es que cada átomo consigue una
    configuración electrónica más estable
    (frecuentemente la misma que la del gas noble
    más próximo).

    Enlaces covalentes polares y no polares:
    Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un
    enlace no polar tal como el de la molécula de
    hidrógeno, H2, el par electrónico es
    igualmente compartido entre los dos núcleos de
    hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen
    la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a
    atraer los electrones hacia sí en un enlace
    químico), es decir que los electrones compartidos
    están igualmente atraídos por ambos núcleos
    de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de
    cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la
    densidad electrónica es simétrica con respecto a un
    plano perpendicular a la línea entre los dos
    núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas
    diatómicas homonucleares, tales como H2,
    O2, N2, F2 Y Cl2,
    porque los dos átomos idénticos tienen
    electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir:
    los enlaces covalentes en todas las moléculas
    diatómicas homonucleares deben ser no polares.
    Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de
    hidrógeno los pares electrónicos están
    compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado
    de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y
    por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La
    electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es
    de 4,0, claramente el átomo F con su mayor
    electronegatividad, atrae el par electrónico compartido
    mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la
    densidad electrónica está distorsionada en la
    dirección del átomo más
    electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad
    electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una
    molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo.
    Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la
    indicamos por su momento dipolar, que mide la separación
    de cargas en la molécula. El momento dipolar,
     se define como el
    producto de la
    carga Q y la distancia r entre las cargas:
    Q x r
    Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en
    ambos extremos de una molécula diatómica
    eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de
    signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se
    refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo
    que siempre es positiva. Los momentos dipolo
    generalmente se expresan en unidades Debye (D), así
    denominadas en honor de Peter Debye. El factor de
    conversión es:
    1 D = 3,33 x 10-30 C m
    (Donde C es Coulomb y m es metro)
    Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la
    sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto produce
    un pequeño desplazamiento de la densidad
    electrónica de cualquier molécula, así que
    el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las
    moléculas diatómicas que contienen enlaces polares,
    tales como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo
    eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las
    placas disminuya más marcadamente para estas sustancias, y
    así decimos que estas moléculas son polares.
    Moléculas tales como F2 o N2 no se
    reorientan, así que el cambio de
    voltaje entre las placas es ligero; decimos que estas
    moléculas son no polares. Generalmente, cuando las
    diferencias de electronegatividades en las moléculas
    diatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos
    aumentan.
    Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales
    sólo pueden medirse en moléculas diatómicas
    simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo
    que se sujeta a medición son moléculas enteras.
    Los valores
    medidos de momentos dipolares reflejan las polaridades globales
    de las moléculas. Para las moléculas
    poliatómica son el resultado de todos los dipolos de
    enlace de las moléculas.
    El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas
    átomos está determinado tanto por la polaridad de
    sus enlaces como por su geometría.
    La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que
    la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el
    dióxido de carbono
    (CO2) es una molécula triatómica, por lo
    que su geometría puede ser lineal o angular. Cuando la
    molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la
    molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este
    caso, el momento dipolo de la molécula completa es la
    resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los
    momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de
    enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene
    tanto magnitud como dirección. El momento dipolo medido es
    igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

    3. Predicción del tipo de enlace usando
    la
    escala de
    electronegatividad de Pauling.

    La escala más usada para medir
    electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus
    Pauling. El observó que cuando se combinan los
    átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son
    más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los
    factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es
    el enlace covalente entre los átomos. El otro es la
    unión adicional producida por una atracción entre
    los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza
    extra del enlace se atribuyó entonces a la unión
    adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar
    su tabla de electronegatividades.
    Cuando se tenga algún interés en
    conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho
    interés se base en la diferencia de las
    electronegatividades entre los dos átomos unidos por el
    enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será
    relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será
    polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande,
    el par de electrones se concentrará casi en forma
    exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y
    el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que
    el grado del carácter
    iónico del enlace, según sea medido por la cantidad
    por la carga soportada de los átomos en cada extremo
    podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las
    electronegatividades de los átomos unidos.
    Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de
    electronegatividad dentro de la tabla
    periódica. Se observará que los elementos
    más electronegativos se encuentran en la parte superior
    derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en
    la parte inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de
    la energía de ionización (El) y de la afinidad
    electrónica (AE). Es también consistente con las
    observaciones realizadas en donde los átomos procedentes
    de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor,
    por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente
    iónicos y que átomos como el carbono y el oxígeno
    forman enlaces covalentes que sólo son poco
    polares.

     

    4. Fórmulas de Lewis para
    moléculas e iones poliatómicos.

    Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los
    electrones de valencia en dos moléculas simples. Una
    molécula de agua puede
    representarse por uno de los siguientes diagramas.

    Una molécula de H2O tiene dos pares
    electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes
    simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos:
    En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se
    indican por un guión. En el dióxido de carbono
    (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis
    es:

    Una molécula de dióxido de carbono
    (CO2) tiene cuatro pares electrónicos
    compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo
    central (C) no tienes pares sin compartir.
    Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden
    representarse de la misma forma. La formula Lewis para el ion
    amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el
    átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y
    cada átomo H tiene uno, con un total de cinco más
    cuatro (1) igual nueve electrones. El ion
    NH4+, con una carga de 1+,
    tienen un electrón menos que los átomo
    originales.

    Describir formulas de Lewis es un método de
    contar los electrones que es útil para la primera
    aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es
    importante saber que las formulas de puntos de Lewis solo
    muestran el número de electrones de valencia, el
    número y las clases de enlaces y el orden en que
    están conectados los átomos. No intentan mostrar
    las formas tridimensionales de las moléculas e iones
    poliatómicos.

    Regla del Octeto. Limitaciones de
    la regla del octeto para la formula de Lewis.

    Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del
    hidrógeno tienden a formar enlaces hasta que se rodea de
    ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se
    forma cuando no hay suficientes electrones para que cada
    átomo individual tenga el octeto completo. Al compartir
    electrones en un enlace covalente, los átomos individuales
    pueden completar sus octetos.
    La regla del octeto funciona principalmente para los elementos
    del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos
    solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total
    de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos
    elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la
    configuración electrónica de gas noble [Ne] al
    compartir electrones con otros átomos del mismo
    compuesto.

    Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas
    de Lewis.
    Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos
    que contienen metales de
    transición d y f. los metales de transición d y f
    utilizan en el enlace orbítales s y p.
    1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio,
    Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de
    valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando
    se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro
    electrones como el número necesario para Be en la etapa 2,
    en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para
    Be.
    2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los
    elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos
    contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así
    que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a
    otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones
    como el número necesario para los elementos IIIA contiene
    solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa
    solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.
    3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar
    de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de
    valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de
    valencia.
    4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita
    más de ocho electrones en la capa de valencia para
    mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se
    encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las
    etapas 4 y 6.
    Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que
    el número necesario para enlazar todos los átomos
    al átomo central, entonces C se aumenta el número
    de electrones necesario.
    Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los
    octetos de todos los átomos podrían satisfacerse
    antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos.
    Colocar los electrones extra sobre el elemento central.
    Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas
    por ejemplo, los compuestos que contienen átomos con solo
    cuatro electrones de valencia (limitación 1 de arriba) o
    seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba)
    frecuentemente reaccionan con otras especies que suministran
    pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un
    par de electrones para compartir se denominan ácido de
    Lewis: una base le Lewis es una especie que puede disponer de un
    par de electrones para compartir. Las moléculas con un
    número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan
    en pares) para dar productos que
    sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la
    dimerización del NO para formar N2O2
    y del NO2 para formar
    N2O4.

    5.
    Geometría electrónica y
    molecular.

    Geometría molecular.
    Es la distribución tridimensional de los átomos de
    una molécula. La geometría de una molécula
    influye en sus propiedades físicas y químicas, como
    el punto de fusión,
    punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción
    en que puede participar.
    La geometría alrededor de un átomo central dado de
    una molécula, es aquella que hace mínima la
    repulsión de los pares de electrones, los usados para
    formar enlaces y los no usados que quedan como pares libres
    alrededor de cada átomo en la molécula.
    Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la
    estructura electrónica de moléculas en base a la
    configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares
    de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un
    átomo que se considere central, deben situarse de manera
    que la repulsión electrostática entre dos pares,
    sea mínima. Así, lo primero es hacer un balance
    electrónico de la molécula en base a octetos, luego
    decidir cual átomo se considera central para luego
    analizar que pasa con los pares de electrones alrededor de
    éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a
    continuación, cubren prácticamente todas las
    posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

    BeCl2 La idea aquí es que los pares de
    electrones en los enlaces y los pares solitarios de un
    átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como
    ejemplos comencemos con la molécula BeCl2 que
    tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que
    hay dos pares de electrones alrededor de Be, de modo que para que
    estos se encuentren lo más alejados posibles,
    formarán un ángulo de 180° entre sí,
    generando así la máxima separación entre los
    pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para
    BeCl2.
    BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no
    quedan e- libres, todos en los enlaces y produce una
    conformación lineal
    CO2 Recordar que C (1s22s2
    2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que
    corresponden los seleccionados en la figura, todos se comparten
    para formar los octetos alrededor de cada átomo, no
    permanecen pares de cargas libres y la molécula es
    lineal.

    BF3 La estructura de Lewis para esta
    molécula, es la que se presenta a la izquierda.
    Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo
    está rodeado por tres pares de electrones que forman
    enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.
    La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace
    mínima la repulsión, por lo que la geometría
    molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un
    triángulo equilátero.
    NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir
    durante el procedimiento
    referidos a la figura de la izquierda
    PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese
    que nada se ha establecido aún sobre la verdadera
    geometría.
    PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para
    minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4
    pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una
    redistribución tetraédrica.

    PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones,
    los tres compartiendo pares de electrones como se muestra a
    continuación
    PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula,
    basándose en la posición de los átomos.
    Colocando los pares electrónicos determina la estructura y
    que la geometría se basa en los átomos. Es
    incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico.
    Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus
    pares electrónicos, pero su geometría, es una
    pirámide trigonal.
    Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de
    electrones se ubican alrededor de un átomo del centro. Sin
    embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de electrones
    también de modo que conviene mostrar la forma que todos se
    agrupan alrededor de un átomo, con el fin de lograr la
    mínima repulsión entre ellos. La Tabla a
    continuación muestra todos estos casos.

    Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la
    geometría de algunas moléculas típicas.
    XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una
    estructura de capas de valencia s p completamente ocupadas,
    siempre se pensó que eran químicamente inactivos.
    Así, por muchos años se le consideró gases
    inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de Xe y de Rn
    fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4
    cuya estructura de Lewis se muestra a la derecha.
    Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por
    seis pares de electrones, en total 12 electrones que exige que la
    forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la
    figura que acompaña.

    La estructura geométrica dependerá de
    cómo se estos pares solitarios y los enlaces se ubiquen.
    Las posibilidades son como las que se señala para los
    casos a , b a la derecha y, obviamente, debemos decidir
    cuál de estas dos formas geométricas es la
    correcta.
    En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90°
    entre sí en cambio, en b están separados por
    180° y esta es la geometría más correcta para
    evitar la repulsión de los pares de electrones
    solitarios.
    La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano
    ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el
    Xe en el centro molecular

    Estructuras geométricas de H2O,
    NH3, CH4.
    Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas
    señaladas, puesto que todas poseen un átomo central
    con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los
    ocupa totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra
    es

    y se ve claramente que la existencia de pares
    electrónicos libres disminuyen el ángulo de la
    estructura pseudo-tetraédrica en estas
    moléculas.

    Enlaces múltiples en VSEPR
    Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo
    moléculas con enlaces simples. Para saber como manejar la
    situación en moléculas con enlaces dobles, triples
    etc, tomemos la estructura del ion
    NO3- para el que se requiere
    escribir tres estructuras resonantes

    Además, el ion NO3- se sabe
    que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta
    estructura planar es la que se espera para tres pares de
    electrones solitarios alrededor del átomo central. Esto
    significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario
    efectivo en la descripción de la geometría
    molecular. En realidad, esta bien que sea así porque
    disponer " dos pares solitarios " en un enlace doble, " los
    obliga a no ser independientes"
    En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario
    efectivo

    Moléculas que no contienen un átomo
    central.
    Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la
    estructura de Lewis se muestra a la derecha y donde se observa
    que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O
    forman parte del centro molecular.
    La geometría se puede predecir investigando previamente
    como se ordenan los pares solitarios alrededor de cada uno de los
    átomos participantes, que no son de los extremos, esto es,
    C y O
    Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor
    del carbono, que lo obligan a adoptar una forma
    tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3
    átomos H y el átomo O que proviene del grupo
    OH.

    Ahora bien, recordemos que el átomo O en el
    H2O dispone de 2 pares solitarios sin compartir, que
    hacen que adopten una geometría angular. En la
    molécula metanol, una posición del agua está
    ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando
    la forma angular, como lo muestra la figura a la derecha.
    La geometría final se logra conocer juntando ambas formas
    desarrolladas para cada fragmento y se observa claramente que el
    H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de
    unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al
    que corresponde al agua. La última la figura a la
    izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol,
    con un entorno tetraédrico alrededor del átomo C y
    una forma angular alrededor del átomo O.

    I-3 : ion azida. La estructura
    electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la
    figura a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien
    no existen enlaces múltiples, el átomo central
    acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d
    superiores. en todo caso, como átomo central maneja 5
    pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los
    otros tres deben agruparse de modo que la repulsión
    electrónica sea mínima.

    La estructura a describe el caso en que dos de los pares
    solitarios salen perpendicular al plano formado por los
    átomos y formando un ángulo de 90° con el
    tercer par solitario (en el plano de los tres átomos de
    Iodo).
    La estructura b produce otra agrupación de los pares
    solitarios, que también forman 90° entre sí y
    finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando
    120° entre sí logrando la mínima
    repulsión.
    La geometría c es la que corresponde al resultado
    experimental y la molécula I-3 es
    lineal.
    Geometría electrónica: Se refiere a la
    ordenación geométrica de los electrones de valencia
    alrededor del átomo central.
    Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de
    los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares
    de electrones.

    6.
    Teoría de enlace de valencia.

    La teoría de enlace de valencia es una
    teoría aproximada para explicar el enlace por par de
    electrones o covalente con la mecánica
    cuántica.

    Teoría básica.
    De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma
    un enlace entre dos átomos cuando se satisfacen las
    condiciones siguientes:

    • Un orbital de en un átomo viene a ocupar una
      porción de la misma región del espacio que ocupa
      un orbital del otro átomo. Se dice que los dos
      orbítales se traslapan. Esto se explica ya que a medida
      que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los
      electrones en orbítales comienzan a moverse alrededor de
      ambos átomos. Debido a que los electrones a ambos
      núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La
      fuerza del enlace depende de la cantidad de traslape; mientras
      mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza
      de la unión.
    • El número total de electrones en ambos
      orbítales no es mayor a dos. Lo dos orbítales no
      pueden contener más de dos electrones, porque en una
      región dada del espacio solo pueden estar dos electrones
      (esto ocurre siempre y cuando si los espines de los electrones
      son opuestos).

    A medida que el orbital de un átomo se traslapa
    con el orbital de otro, los electrones en los orbítales
    empiezan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que
    los electrones son atraídos a ambos núcleos a la
    vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace
    depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la
    sobreposición mayor será la fuerza de la
    unión. Los dos orbítales no pueden contener mas de
    dos electrones, porque en una región dada del espacio solo
    pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines de
    los electrones son opuestos).

    Importancia del enlace
    químico.

    El enlace es la unión entre los átomos de un
    compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene
    su origen en la estructura electrónica de los mismos. La
    actividad química de los
    elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su
    unión con otros átomos, la configuración de
    gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo
    el helio que sólo tiene dos), que es muy estable. Es
    corriente distinguir tres tipos principales de enlaces
    químicos: iónico, covalente y metálico.
    Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la
    clasificación no es rigurosa, existiendo una
    transición gradual de uno a otro, lo que permite
    considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces
    se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal.
    La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada
    para conservar y aderezar alimentos.
    Nuestra sangre posee casi
    la misma proporción de sal que el agua del
    mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funciones
    vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal
    alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente
    peligrosos para el hombre, sin
    embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es
    inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han
    formado un compuesto químico, una sustancia muy diferente
    de los elementos que la componen.
    Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por
    uniones de distintos elementos. El azúcar,
    por ejemplo, está formado por oxígeno,
    hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o
    ganan electrones para unirse se transforman en iones,
    átomos con carga eléctrica. Estos iones se unen
    para formar compuestos químicos, y la forma de unirse
    entre ellos se realiza mediante enlaces
    químicos.

    7. Estado de la materia

    Todas las sustancias pueden existir, al menos en
    principio, en los tres estados: sólido, líquido y
    gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

    En un sólido, las moléculas se mantienen
    unidas en forma organizada con poca libertad de movimiento. En
    un líquido las moléculas están unida, pero
    no en una posición tan rígida y se puede mover
    libremente. En un gas, las moléculas están
    separadas por distancias que son grandes en comparación
    con el tamaño de las moléculas.
    Los tres estados de la materia pueden
    ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición
    de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se
    fundirá por calentamiento y formará un
    líquido (agua). (La temperatura a
    la cual se da esta transición de denomina punto de
    fusión). El calentamiento anterior convertirá el
    líquido en un gas. (Esta conversión se lleva a cabo
    en el punto de ebullición del líquido.) por otro
    lado el enfriamiento de un gas lo condensará para formar
    un líquido. Cuando el líquido se enfría aun
    más se congelará y se formará un
    sólido.
    El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia,
    pues su presencia en el universo es
    muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertemente ionizada
    en la cual, como consecuencia de temperaturas extremadamente
    elevadas, los átomos se han visto despojados de su
    envoltura de electrones y coexisten con los núcleos
    atómicos en un estado de agitación intensa. Las
    estrellas, durante una parte importante de su vida, están
    constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de
    los choques entre núcleos, en tales condiciones se
    producen reacciones de síntesis
    de núcleos nuevos con una considerable liberación
    de energía. El Sol es
    esencialmente una enorme esfera de plasma.

    8.
    Glosario

    • Capa de valencia. Capa electrónica externa de
      un átomo que contiene los electrones que participan en
      el enlace.
    • Electrones de valencia. Electrones externos de un
      átomo, los cuales son los implicados en el enlace
      químico.
    • Catión. Ion cargado positivamente que se forma
      por la remoción de electrones de átomos ó
      moléculas.
    • Anión: Ion cargado negativamente que se forma
      por la adición de electrones a átomos o
      moléculas.
    • Enlace sigma, . Enlace covalente formado por
      orbítales que se traslapan por los extremos: su densidad
      electrónica está concentrada entre los
      núcleos de los átomos que se unen.
    • Enlace pi, enlace covalente
      formado por el traslape lateral de los orbítales; su
      densidad electrónica se concentra arriba y abajo del
      plano de los núcleos de los átomos que
      están unidos.
    • Carga formal. La carga sobre un átomo en una
      molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones
      enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos
      entre los dos átomos enlazados.
    • Resonancia. Concepto según el cual son
      necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para
      la misma disposición de átomos (estructura de
      resonancia) para describir el enlace en una molécula o
      ion.
    • Geometría iónica. Es la
      disposición de los átomos (no de pares
      electrónicos, no compartidos) sobre el átomo
      ce3ntral de un ion poliatómico.
    • Hibridación: termino que se utiliza para
      explicar las mezclas de
      los orbítales atómicos en un átomo
      (generalmente el átomo central) para generar un conjunto
      de orbítales híbridos.
    • Orbítales Híbridos: son
      orbítales atómicos que se que se obtienen cuando
      dos o más orbítales no equivalentes, del mismo
      átomo, se combinan preparándose para la
      formación del enlace covalente.
    • Orbítales moleculares. Orbítales
      producto de las interacciones de los orbítales
      atómicos de los átomos que se unen.
    • Solapamientos de Orbítales. Interacción
      de orbítales de átomos diferentes en la misma
      región del espacio.
    • Plana Trigonal. Ocurre si hay tres pares de
      electrones en la capa de valencia de un átomo, el cual
      tienden a estar acomodados en un plano, dirigidos hacia los
      vértices de un triángulo de lados iguales
      (triángulo equilátero), las regiones del espacio
      ocupadas por pares electrónicos están dirigidas a
      ángulos de 120º uno al otro.
    • Plana Cuadrada. Termino usado para describir las
      moléculas e iones poliatómicas que poseen un
      átomo en el centro y cuatro átomos en las
      esquinas de un cuadrado.
    • Plasma. Mezcla de iones y electrones, como en una
      descarga eléctrica. En ocasiones el plasma se ha
      considerado el cuarto estado de la materia.
    • Hielo cuántico. El hielo cuántico es un
      estado en el que la materia está tan próxima al
      cero absoluto (0 ºK) que el movimiento atómico
      disminuye: Todos los núcleos se colapsan en un
      "superátomo" alrededor del cual giran todos los
      electrones. Se ha considerado el quinto estado de la
      materia.

    9. Conclusión

    Un enlace iónico es una fuerza de
    atracción enérgica que mantienen unidos los iones.
    Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la
    transferencia de electrones de la capa de valencia del otro. Los
    cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas
    iguales al número de grupos.
    Un enlace covalente es una energía fuerza de
    atracción que mantiene unidos a dos átomos por la
    comparición de sus electrones enlazantes son
    atraídos simultáneamente hacia ambos núcleos
    atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de
    un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un
    par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es
    polar. Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en
    las electronegatividades de los átomos para atraer hacia
    ellos los electrones enlazantes.
    La regla del octeto predice que los átomos forman
    suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones
    cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, en
    particular para los compuestos covalentes de berilio, para los
    elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer periodo y
    subsecuentes de la tabla periódica.
    Linus Pauling desarrolló un método para determinar
    las electronegatividades relativas de la mayoría de los
    elementos. Esta propiedad
    (electronegatividad) permite distinguir el enlace covalente polar
    del enlace covalente no polar.
    Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los
    electrones de la capa de valencia de los átomos en las
    moléculas y los iones. se pueden aplicar reglas sencillas
    para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la
    formula de Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto,
    no son poco comunes las excepciones a esta regla. Se pueden
    obtener las formulas de Lewis al seguir las reglas para la
    escritura, el
    concepto de Carga formal con frecuencia ayudara a decidir cual de
    las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de
    una molécula o ion.
    La Geometría molecular se refiere a la ordenación
    de los átomos o núcleos en el espacio, no de los
    pares de electrones y la Geometría electrónica se
    refiere a la ordenación geométrica de los
    electrones de valencia alrededor del átomo central.
    La teoría de enlace de valencia, es una de las
    aplicaciones de la mecánica cuántica en el cual se
    forman orbítales híbridos mediante la
    combinación y reacomodo de los orbítales de un
    mismo átomo. Todos los orbítales híbridos
    tienen la misma energía y densidad electrónica y el
    número de orbítales híbridos es igual al
    número de orbítales atómicos puros que se
    combinan.
    La materia presenta tres estados líquido, que son
    líquido, sólido y gaseoso (aunque se habla de un
    cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico
    respectivamente).

    10.
    Bibliografía

    BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) .
    Química la ciencia
    central. México:
    Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición.
    Chang, Raymond. (1998). Química. México:
    McGraw-Hill. Sexta Edición.
    Ebbing, Darrell D. (1996). Química General. México.
    McGraw-Hill. Quinta edición
    Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química
    General. España:
    McGraw-Hill. Quinta edición
    Petrucci, R. H. (1977). Química general. México:
    Fondo Educativo Interamericano

    Páginas Wed:
    www.monografías.com
    www.encarta.msn.com
    www.lafacu.com

     

     

     

     

    Autor:

    Laya Crispina

    Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.

    Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.

    Categorias
    Newsletter