Indice
1.
Introducción
2. Tipos De Enlace
3. Valencia
4. Resonancia
5. Conclusiones
6. Bibliografía
Cuándo hacemos leche en
polvo, o cuando le echamos azúcar
al té, ¿desaparece la leche o el
azúcar?
Claro que no, uno respondería que estos se están
disolviendo en el agua. Pero
en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué
sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas
preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el
azúcar son solutos, que serán disueltos en un
solvente como el agua. Pero
¿qué es lo que en realidad sucede?
¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas
preguntas serán respondidas en este informe.
Este informe habla de
enlaces y soluciones,
pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado
de estas palabras, para luego poder pasar a
un lenguaje
más técnico. Enlace significa unión, un
enlace
químico es la unión de dos o más
átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la
estabilidad, tratar de parecerse al gas noble
más cercano, para la mayoría de los elementos
alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son
mezclas
homogéneas, no se distinguen sus componentes como
separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es
él que será disuelto, y un solvente, que es
él que disolverá al soluto.
¿Qué mantiene unidos a los
Átomos?
Un concepto
básico en química es el estudio
de cómo los átomos forman compuestos. La
mayoría de los elementos que conocemos existen en la
naturaleza
formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos
tipos, enlazados entre sí.
Todos los compuestos están constituidos por dos o
más átomos de un o más elementos diferentes,
unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o
covalentes.
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. Véase Metales.
Si los átomos enlazados son no metales e
idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son
compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se
llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero
distintos (como en el óxido nítrico, NO), los
electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama
covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo
eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los
átomos comparten los electrones, aunque sea en forma
desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni
tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
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. Las
sustancias iónicas conducen la electricidad
cuando están en estado
líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado
cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes
para moverse libremente a través del cristal.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el
enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son
compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar;
la transferencia de electrones proporciona enlace iónico.
Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones
entre un par de átomos aumenta cuanto más separados
están en la tabla
periódica.
Para la formación de iones estables y enlace
covalente, la norma más común es que cada átomo
consiga tener el mismo número de electrones que el
elemento de los gases nobles
–grupo 18-
más cercano a él en la tabla
periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y
11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un
electrón para formar iones con una carga positiva; los de
los grupos 2 (o IIA)
y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones
con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3
(o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas
positivas. Por la misma razón, los halógenos,
grupo 17 (o
VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con
una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar
iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la
carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad,
así que las cargas aparentemente mayores serían
minimizadas compartiendo los electrones
covalentemente.
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos
carecen del número de electrones del gas noble
más cercano. El átomo de
cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el
átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos
átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo
dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el
número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común
representar un par de electrones compartido por medio de un
guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se
escribe ClCl.
Otros Elementos De Un
Enlace
Iones
Los átomos están constituidos por el núcleo
y la corteza y que el número de cargas positivas del
primero es igual al número de electrones de la corteza; de
ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro
pierde o gana electrones se forman los llamados iones.
Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen
un número de electrones excesivo o deficiente para
compensar la carga positiva del núcleo.
En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el
nombre de aniones, y en el segundo están cargados
positivamente y se llaman cationes.
Elementos
electropositivos y electronegativos
Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen
tendencia a perder electrones transformándose en cationes;
a ese
grupo pertenecen los metales.
Elementos electronegativos son los que toman con facilidad
electrones transformándose en aniones; a este grupo
pertenecen los metaloides.
Los elementos más electropositivos están situados
en la parte izquierda del sistema periódico;
son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en
cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter
electropositivo, llegándose, finalmente, a los
alógenos de fuerte carácter
electronegativo.
Electrones de
valencia
La unión entre los átomos se realiza mediante los
electrones de la última capa exterior, que reciben el
nombre de 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.
Los gases nobles,
poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio
que tiene dos. Esta configuración electrónica les
comunica inactividad química y una gran
estabilidad.
Todos los átomos tienen tendencia a transformar su
sistema
electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles,
porque ésta es la estructura
más estable.
Valencia
electroquímica
Se llama valencia electroquímica al número de
electrones que ha perdido o ganado un átomo para
transformarse en ion. Si dicho número de electrones
perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es
monovalente, bivalente, trivalente, etc.
Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace
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
del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o
más núcleos. A éstos se les llama electrones
de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es
igual al número de su familia (o grupo)
en la tabla periódica, usando sólo la antigua
numeración romana. Así, tenemos un electrón
de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o
IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos
2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos
4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos
los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea:
neón, argón, criptón, xenón y
radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos
de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a
reaccionar para adquirir la configuración de ocho
electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como
la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el
químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de
dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio
tienden a adquirir una configuración de valencia de dos:
el hidrógeno ganando un electrón, el litio
perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El
hidrógeno suele compartir su único electrón
con un electrón de otro átomo formando un enlace
simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El
cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa
a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse
como: 
o 
. Las estructuras de
N2 y CO2 se pueden expresar ahora como 
o 
y 
o
. Estas estructuras de
Lewis muestran la configuración de ocho electrones de
valencia de los gases nobles para cada átomo.
Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser
representados razonablemente por las estructuras
electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que
contienen elementos de la parte central de la tabla
periódica, no puede ser descrito normalmente en
términos de estructuras de gases nobles.
Soluciones
Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto
y un solvente. Las soluciones son mezclas
homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que
se disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre
en mayor cantidad, excepto el
agua.
Conductibilidad
Ningún solvente puro conduce la corriente
eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la
corriente
eléctrica, a menos que este en estado líquido.
Pero una solución puede conducir la corriente. Para que
esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto
electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces
iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como
el agua, lo cual
forma una solución electrolita.
Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO4
(sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda
su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común
(CH3-COOH) al disolverse en agua produce iones los
cuales pueden conducir la electricidad, pero solo
levemente.
Una extensión interesante de la estructura de
Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones
nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de
valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga
negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones
para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis
electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del
octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que
el átomo de nitrógeno ocupa una posición
central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una
estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres
estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una
estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que
debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los
experimentos
han demostrado que los enlaces son idénticos en todos
los sentidos,
con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces
simples y los dobles en otros compuestos. La teoría
moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos
localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y
simetría general de la molécula más un grupo
de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son
compartidos por toda la molécula.
Definiciones
Enlace
químico: fuerza entre los átomos que los
mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más
átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una
fuerza de atracción entre los electrones de los
átomos individuales y el núcleo de otro u otros
átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para
mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un
enlace químico. Todos los enlaces
químicos resultan de la atracción
simultánea de uno o más electrones por más
de un núcleo.
Enlace iónico: concepto de
enlace químico. Enlace iónico. Estructuras
cristalinas de los compuestos iónicos. Límites de
estabilidad. Energía de red. Ciclo de born-haber.
Propiedades generales de los compuestos iónicos.
Enlace covalente: introducción. Teoría
de Lewis. Teoría del enlace de valencia. Carácter
dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos.
Resonancia. Teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales
moleculares. Moléculas diatómicas homo y
heteronucleares. Transición entre el enlace iónico
y covalente: electronegatividad y polarización.
Enlace metálico: propiedades generales de los metales.
Estructuras de los metales. Teoría de enlace. Conductores
aislantes y semiconductores.
Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van
del waals: orientación, inducción y dispersión. Enlaces de
hidrógeno. Propiedades de los compuestos
covalentes.
Tipos de
enlace
En la unión o enlace de los átomos pueden
presentarse los siguientes casos:
- Enlace iónico, si hay atracción
electrostática. - Enlace covalente, si comparten los
electrones. - Enlace covalente coordinado, cuando el par de
electrones es aportado solamente por uno de ellos. - Enlace metálico, so los electrones de valencia
pertenece en común a todos los
átomos.
Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al
té se producen una serie de reacciones
químicas que nunca hubiéramos imaginado. Los
enlaces, las soluciones, la fractura de enlaces y la
formación de otros, ¿quien lo hubiera imaginado?
Pero ahora que sabemos todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos
un té ya no se nos olvidara pensar en esto.
Bueno hasta aquí llega nuestro informe, y con
estos ejemplos de lo aprendido concluimos este
informe:
Enciclopedia Microsoft
Encarta 2000
Química II Educación Media
Editorial Santillana
Y en las siguientes páginas de Internet:
http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/esteq2.htm
http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/estequio.htm
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
Autor:
Santiago Moscoso
Diego Rodríguez