Enlace químico (página 2)

Partes: 1, 2

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.

Monovalentes positivos los cationes: Na+, K +, H +.
etc.
Monovalentes negativos los cationes: F , CI , Br ,
etc.
Divalentes positivos los cationes: Ca++, Sr++, Ba++.
Etc.
Divalentes negativos los cationes: O=, S=, Se=,
Etc
Trivalentes positivos los cationes: Al+++, Fe+++;
Cr+++
Trivalentes negativos los cationes: N , P , As ,
etc.

TIPOS DE
ENLACE

En la unión o enlace de los átomos pueden
presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico: es cuando si hay
atracción electrostática.

2. Enlace covalente: cuando si comparten los
electrones.

3. Enlace covalente coordinado: cuando el par de
electrones es aportado solamente por uno de ellos.

4. Enlace metálico: son los electrones de
valencia pertenece en común a todos los
átomos.

ENLACE IÓNICO O
ELECTROVALENTE

Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la
transferencia de electrones de un átomo a otro. La
definición es la siguiente:

"Electrovalencia es la capacidad que tienen los
átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una
configuración estable, formándose así
combinaciones donde aparecen dos iones opuestos."

Exceptuando solamente los gases nobles todos los
elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura
electrónica que el gas noble
más cercano. El átomo que cede electrones se
transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que
los gana origina el ion negativo (anión). Para interpretar
los enlaces atómicos, lewis suele interpretar los
átomos escribiendo sus símbolos rodeados tanto que el que los gana
origina el ion negativo anion.

PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS

En general, los compuestos con enlace iónico
presentan puntos de ebullición y fusión
muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que
deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una
elevada energía reticular.

ENLACE COVALENTE NORMAL

Es el fenómeno químico mediante el cual
dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de
electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino
que los comparten. Es decir se refiere a aquellos enlaces ya sea
simples, dobles o triples donde cada uno de los átomos
enlazados aportan un electrón para formar el enlace
covalente. Y se representa mediante guiones (-).

Un átomo puede completar su capa externa
compartiendo electrones con otro átomo.

Cada par de electrones comunes a dos átomos se
llama doblete electrónico. Esta clase de
enlace
químico se llama covalente, y se encuentra en todas
las moléculas constituidas por elementos no
metálicos, combinaciones binarias que estos elementos
forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la
mayoría de compuestos de carbono.

Cada doblete de electrones (representado por el signo 🙂
Intercalado entre los símbolos de los átomos,
indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de
las fórmulas de estructura.

En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple,
según se compartan uno, dos o tres pares de
electrones.

ENLACE COVALENTE COORDINADO

Es el enlace que se produce cuando dos átomos
comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede
solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el
enlace se llama covalente dativo o coordinado.

El átomo que aporta la pareja de electrones
recibe el nombre de donante, y el que los recibe,
aceptor.

Cuando queremos simplificar la formula
electrónica se pone una flecha que va del donante al
aceptor.

PROPIEDADES GENERALES DE ION COMPUESTOS HOMOPOLARES

El enlace por covalencia es mas fuerte que el
iónica; los átomos de una molécula unidos
por covalencia forman un todo muy estable y están mas
próximos entre si que los iones de
electrovalencia.

Las sustancias homopolares son gases en su
mayoría de puertos bajos de fusión y
ebullición, poco solubles en agua y malos
conductores del calor y la
electricidad

Los cristales de las sustancia homopolares, como el
yodo, tienen en los nudos de la red los centros de gravedad
de las moléculas.

Sus redes cristalinas son
moleculares, no iónicas.

CARGA FORMAL DE UN
ATOMO

Cuando un átomo forma enlaces covalentes, el
tiene completa posesión de los electrones no compartidos
mas la mitad de los compartidos.

La formula electrónica del acido nitratito
es:

H O N O

El átomo de nitrógeno no tiene electrones
compartidos, pero posee 8 compartidos, lo que equivale a 4
electrones (O + 8. ½ = 4).

Como el átomo de nitrógeno posee 5
electrones de Valencia, se observa un déficit de una
electrón y adquiere por ello una carga frontal de +
1.

La formula electrónica del acido de sulfuro
es:

H O S O H

El átomo de azufre comparte todos sus electrones,
pero posee 8 compartidos lo que equivale a 4 electrones (O + 8.
½ = 4).

Como el átomo de azufre posee 6 electrones de
Valencia, se observa un déficit de 2 electrones y por ello
tiene una carga formal de + 2 y los átomos de oxigeno
superior e inferior de la misma formula, una carga de -1. Las
cargas están indicadas en las formulas C y E.

ORBITALES MOLECULARES

Los orbitales moleculares son los orbitales (funciones
matemáticas) que describen los estados que
pueden tener los electrones en las moléculas. Los
orbitales moleculares se construyen por combinación lineal
de orbitales atómicos.

Cuando se forma un enlace hay evolución de energía. La cantidad de
energía (por mol) que se desprende cuando se forma un
enlace, o la cantidad de energía que nenecita para romper
un enlace, se denomina energía de enlace

FORMACIÓN DE LA MOLÉCULA DE
HIDROGENO

Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula
de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetados H' y
H".

Los orbitales atómicos más bajos en
energía, 1s' y 1s", no se transforman de acuerdo con la
simetría de la molécula.

En general, la combinación simétrica
(llamada orbital enlazante) está más baja en
energía que los orbitales originales, y la
combinación antisimétrica (llamada orbital
antienlazante) está más alta.

Como la molécula de dihidrógeno H2 tiene
dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital
enlazante, de forma que el sistema tiene una energía
más baja (por tanto, es más estable) que dos
átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como
enlace covalente.

ENLACE COVALENTE: ANGULO DE ENLACE

ORBITALES HÍBRIDOS

En la formación de la molécula del
metano, CH4,
el carbono tiene un electrón sin aparecer en dos de sus
orbitales p, por lo tanto nosotros esperamos que se combine con
dios hidrógenos para formar el compuesto CH2. Pero la
formación de emplaces es un proceso de
desprendimiento de energía y tendencia es de forma cuantos
enlaces sean posibles.

De esta forma el carbono promueve un electrón del
orbital 2p. Cuando el carbono reacciona usa un orbital 3 y tres
orbitales p, por esto se llaman orbitarles sp3, estos son una
clase de orbitales híbridos. La interpretación de los orbitales sp3 con un
orbital es del hidrógeno origina la formación de la
molécula del metano CH4.

ENLACE PI (enlaces p)

Son enlaces
químicos covalentes donde dos lóbulos de un
orbital electrónico se traslapan con dos lóbulos
del otro orbital electrónico involucrado. Sólo uno
de los planos modales de los orbitales pasa a través de
los núcleos involucrados.

La letra griega p en su nombre se refiere a los
orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los
enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente,
los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace.
Se asume que los orbitales d también participan en el
enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad,
aunque el concepto de
enlace por medio de orbitales d explica bien la
hipervalencia.

ANEXOS

DOS ORBITALES

CONCLUSIÓN

El enlace entre dos átomos nunca se
corresponde exactamente con una de las siguientes
categorías. Sin embargo, son útiles para clasificar
muchas de las propiedades y reactividad química de una gran
variedad de compuestos Enlace iónico: Es la
unión que se produce entre dos átomos de
electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor
a 1.67, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o
más electrones del átomo menos electronegativo
hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que
cedió electrones queda con carga positiva y el que
captó electrones queda con carga negativa.

En química cuántica, los orbitales
moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que
describen los estados que pueden tener los electrones en las
moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por
combinación lineal de orbitales
atómicos.