domingo, 30 de septiembre de 2012
miércoles, 19 de septiembre de 2012
RESUMEN SEMANA 3
Concepto
de enlaces químicos
Un enlace químico es el proceso
químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.
Sin
embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que
son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace
químico (ver propiedades
químicas). En
general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o
transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente
físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las
propiedades físicas y químicas de la materia.
Hay
que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas,
adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor
estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en
su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de
los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados
negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente,
la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los
electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del
espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
En la
visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente
un par de electrones) son llevados al espacio entre los
dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a
las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio
núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados
de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en
una configuración de equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la
posición de equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la
compartición de electrones en los que los núcleos positivamente cargados de dos
o más átomos atraen simultáneamente a los electrones negativamente cargados que
están siendo compartidos. En un enlace
covalente polar, uno
o más electrones son compartidos inequitativamente entre dos núcleos.
En
una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es
compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar
libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones
recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía (más
cerca al núcleo debido a la alta carga
nuclear efectiva) de
lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia, un núcleo
ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro
núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva,
y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática
entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de
carga positiva o negativa.
Todos
los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica,
algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza
de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de
pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.
Existen
teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación
de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de
enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las
primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo
XII. Se suponía que ciertos tipos de especies
químicas estaban unidas entre sí por un tipo deafinidad
química.
En
1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en
"Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en
aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por
reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló
lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a
distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de
sentirse no lejos de las partículas.
Clasificación de los enlaces químicos
Tipos de enlace
Sabemos que la manera en
que los átomos se enlazan ejerce un efecto profundo sobre las propiedades
físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta
pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o
más átomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la
unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos átomos se mantienen juntos por
dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo
la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.
Los enlaces se
clasifican de la siguiente manera:
-E. interatómicos o intramoleculares: Si unen átomos en un compuesto.
- E.
iónico.- se da por la
transferencia de electrones de un átomo metálico(que pierde electrones) a un
átomo no metálico (que gana los electrones).
El metal se convierte en
catión y el no metal en anión, ambos se atraen por fuerzas de naturaleza electrostática.
Ejemplos: NaCl, MgCl2
LiF, etc
- E.
covalente.- se forma cuando los
átomos que participan en el enlace comparten electrones y se da entre elementos
no metálicos; puede ser de tres tipos:
a) covalente no polar o covalente puro. Si los elementos que se unen son iguales.
Ejemplos: las moléculas biatómicas H2, Cl2, N2,
O2, etc
b) covalente
polar se da entre elementos nos metálicos
diferentes, ejemplos:
Distribución de la carga
en la molécula de agua b) distribución de la carga en la molécula de cloruro de
hidrógeno
c) covalente
coordinado. Si uno de los átomos
que participan en el enlace dona el par electrónico compartido. Ejemplo: NH4+,
H3PO4, H3O+, etc.
- E. metálico. Es propio de los metales y aleaciones, consiste en una red cristalina
de iones positivos (cationes) inmerso en un mar de electrones( los de valencia)
Símbolos Lewis y regla del octeto
REGLA DEL OCTETO:
Cuando se forman las uniones químicas entre
átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más
cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con
ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que
completan su último nivel con sólo dos electrones. Por ésta razón se denomina a
ésta REGLA DEL OCTETO
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Las estructuras de Lewis pueden dibujarse
para todos los elementos y componentes representativos de una molécula unidos
mediante enlaces covalentes. Un enlace covalente se produce cuando dos átomos
comparten electrones los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los
electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es
considerado no polar. Si los dos
átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones
no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado
como polar. En un enlace polar,
el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo
adquiere una carga parcial positiva.
Las cargas parciales se denotan comúnmente con la letra griega " ".
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para
explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una
descripción más fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de
Lewis. Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente
método:
- Se colocan los átomos de la
molécula de la forma más simétrica posible.
- Se determina el nº de electrones
disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula. A
- Se calcula la capacidad total de
electrones de las capas externas de todos los átomos de la molécula. N
- El nº total de electrones
compartidos es S=N-A
- Se colocan los electrones S como
pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
- El resto de los electrones A-S se
colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
Así lograríamos que todos los átomos unidos
por enlaces covalentes tiendan a adquirir la estructura de los gases nobles,
esta es la regla de Octeto.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las
estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los
electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están
escritas como el elemento del símbolo con puntos que
representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis
para los elementos en los dos primeros períodos de la
Tabla Periódica.
Las estructuras de Lewis también pueden ser
usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se
colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un
guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están
las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.
Representaciones de
Lewis. Las propiedades macroscópicas de las sustancias son
consecuencia de la estructura interna y de las interacciones de sus partículas.
Lamentablemente, las partículas químicas son sumamente pequeñas. Es imposible
verlas a simple vista (suelen ser miles de millones de veces más pequeñas que
los objetos que podemos distinguir con nuestros ojos) y es muy difícil
imaginarlas. Sin embargo, los químicos han generado una manera de
representarlas que permite "verlas" usando simplemente los símbolos
de los elementos, líneas y puntos, según el siguiente código:
1.- los símbolos
químicos representan a los núcleos junto con todos los electrones, excepto los
de valencia,
2.- cada línea
representa un par de electrones interactuando con dos núcleos y cada punto
representa un electrón interactuando con un solo núcleo.
Por ejemplo, la molécula de agua se
representa así:
Estas representaciones tan simples permiten,
con una hoja de papel y un lápiz, predecir mucho del comportamiento químico y
físico de las sustancias. Es, de alguna manera, el lenguaje en el que hablan
los químicos.
Enlace
iónico
La definición química de ,un enlace iónico es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de
los átomos capta electrones del otro.
Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion
cargado negativamente o anión, que también tiene
configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por laestructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior(capa de valencia), aunque ésto no es
del todo cierto ya que contamos con dos excepciones, la del Hidrógeno (H) que
se rodea tan sólo de 1 electron y el Boro (B) que se rodea de seis. La
atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y
formen un compuesto.
En
una solución,
los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están
disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua
se marca como: Na+ +
Cl-, mientras que los cristales de cloruro de sodio se
marcan: Na+Cl- o
simplemente NaCl.
Algunas
características de este tipo de enlace son:
§ Ruptura
de núcleo masivo.
§ Son
sólidos de estructura cristalina en el sistema
cúbico.
§ Altos puntos
de fusión (entre 300 °C o
1000 °C)2 y ebullición.
§ Son
enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y
los no metales de los grupos VI y VII.
§ Son solubles en agua y
otras disoluciones acuosas.
§ Una
vez en solución
acuosa, son excelentes conductores de electricidad.
§ En estado
sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un
bloque de sal como
parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco
funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un
cubo de agua,
pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se
encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al
polo opuesto (a su signo) de la piladel circuito y por ello éste funciona.
Clasificación:
Los iones se clasifican en dos tipos
a) Anión: Es
un ion con carga
negativa, lo que significa que los átomos que
lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están
formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no
metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la
carga):)
§ F(-) fluoruro.
§ Cl(-) cloruro.
§ Br(-) bromuro.
§ I(-) yoduro.
§ S(2-) sulfuro.
§ SO4(2-) sulfato.
§ NO3(-) nitrato.
§ PO4(3-) fosfato.
§ ClO(-) hipoclorito.
§ ClO2(-) clorito.
§ ClO3(-) clorato.
§ ClO4(-) perclorato.
§ CO3(2-) carbonato.
§ BO3(3-) borato.
§ MnO4(-) permanganato.
§ CrO4(2-) cromato.
b) Catión: es
un ion con eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales,
pero hay ciertos cationes formados con no metales.
§ Na(+) sodio.
§ K(+) potasio.
§ Ca(2+) calcio.
§ Ba(2+) bario.
§ Mg(2+) magnesio.
§ Al(3+) aluminio.
§ Pb(2+) plomo(II)
o plumboso.
§ Zn(2+) zinc (ó
cinc).
§ Fe(2+) hierro(II)
o ferroso.
§ Fe(3+) hierro(III)
o férrico.
§ Cu(+) cobre(I)
o cuproso (aunque en verdad, este ion es Cu2(2+).
§ Cu(2+) cobre(II)
o cúprico.
§ Hg(+) mercurio(I) o mercurioso (aunque
en verdad, este ion es Hg2(2+).
§ Hg(2+) mercurio(II) o mercúrico.
§ Ag(+) plata.
§ Cr(3+) cromo(III).
§ Mn(2+) manganeso(II).
§ Co(2+) cobalto(II)
o cobaltoso.
§ Co(3+) cobalto(III)
o cobáltico.
§ Ni(2+) níquel(II)
o niqueloso.
§ Ni(3+) níquel(III)
o niquélico.
§ NH4(+) amonio.
§ NO2(+) nitronio.
§ H3O(+) hidronio.
ELEMENTOS QUE CONFORMAN ENLACES IONICOS
El enlace iónico es una
consecuencia de las interacciones electrostáticas entre iones.
– Los iones se forman mediante una transferencia de uno o más electrones
desde un átomo poco electronegativo a otro muy electronegativo.
– Generalmente los electrones se transfieren para lograr la
configuración de gas noble.
• Cuando un elemento muy electronegativo reacciona con otro poco
Electronegativo, se forma un compuesto iónico (sal)
Iónico: interacciones electrostáticas entre iones individuales.
• La situación de enlace real puede ser una combinación de dos o tres
tipos de enlace
El sodio tiene un único electrón en su capa más
externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su capa más externa pasa a ser
una capa completa.
Por su parte, el cloro tiene siete electrones en su
capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta forma completa
su última capa de electrones. El electrón de la capa más externa del sodio es
transferido a la capa más externa del sodio, quedando ambos con su capa más
externa completa. En este momento el sodio tiene 11 protones en su núcleo y 10
electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de +1, y lo representamos
como Na+. El cloro tiene ahora 17 protones en su núcleo y 18
electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y lo representamos como Cl-.
IONES
Un ion es un átomo o un grupo de átomos que tienen una carga neta
positiva o negativa.
CLASE DE IONES
ANION: va hacia arriba y tiene carga eléctrica
negativa.
CATION: va
hacia abajo con carga eléctrica positiva.
OTROS: dianion y zwitterion- radicales iónicos.
ENERGIA DE
IONIZACION
Energía necesaria para separar completamente un electrón mas débilmente
unido de la corteza electrónica de un átomo en su estado fundamental
ENERGIA DE
IONIZACION
Energía necesaria para separar completamente un electrón mas débilmente
unido de la corteza electrónica de un átomo en su estado fundamental
COMPUESTOS IONICOS
Un compuesto iónico es un compuesto químico
formado por dos sustancias con una diferencia significativa entre sus
electronegatividades.
Ejemplo:
Sal de
mesa (NaCl)
FORMAS
Las sustancias iónicas formas cristales en
estado sólido debido a las formulas en las q se acomodan las moléculas
provocando q sean sólidos frágiles
ENLACE IONICO
Consiste en la atraccion
electrostaticaentre atomos con cargas electricasde signo contrario. Es
necesario q uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo este
tipo de enlace suele producirse entre un metal y un no metal. Ejemplo: cloruro
de sodio.
PROPIEDADES DE
LOS COMPUESTOS IONICOS
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el
retículo cristalino, las fuerzas q mantienen esta ordenación son las fuerzas de
coulomb.
Propiedades
físicas de los compuestos iónicos
Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente
de su naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos unas propiedades
características, entre las que destacan:
Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan
fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones
en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son
rígidos y funden a temperaturas elevadas.
En estado sólido no conducen la corriente
eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. Al
introducir dos electrodos, uno positivo y otro negativo, en una disolución
iónica, se crea un flujo de electrones al ser repelidos por el ánodo y atraídos
por el cátodo (y viceversa para los cationes). Este fenómeno se denomina
conductividad iónica.
Tienen altos puntos de fusión y de ebullición
debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello pueden usarse como
material refractario.
Son duros y quebradizos. La dureza, entendida
como oposición a ser rayado, es considerable en los compuestos iónicos; al
suponer el rayado la ruptura de enlaces por un procedimiento mecánico, este
resulta difícil debido a la estabilidad de la estructura cristalina.
Ofrecen mucha resistencia a la dilatación.
Porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas.
Son muy solubles en agua. Estas disoluciones
son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrolitos).
ENLACE COVALENTE
Los
enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos.
Un enlace covalente entre dos átomos o
grupos de átomos se produce cuando estos, pueden alcanzar el octeto estable,
comparten electrones del
último nivel. La diferencia de
electronegatividades entre los átomos no es suficiente
De esta forma, los dos
átomos comparten uno o más pares electrónicos en un
nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes
se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.
El
Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para
estabilizar la unión.
TIPOS
DE SUSTANCIAS COVALENTES
Existen dos tipos de
sustancias covalentes:
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes
forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
- Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
- En condiciones
normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
- Son blandos en estado sólido.
- Son aislantes de corriente
eléctrica y calor.
- Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes
polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante
disuelve a semejante).
Redes:
Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas
propiedades:
- Elevadas temperaturas de fusión y
ebullición.
- Son sólidos.
- Son sustancias muy duras (excepto
el grafito).
- Son aislantes (excepto el grafito)
.
- Son insolubles .
- Son neocloridas.
Equipo 5
María Gpe. Quintero
Peña
José Dondiego Hernández
Marisol Sánchez
Melo
Carolina Lorenzo
Mora
Adrian Azael
Mendoza Torres
Luis Montiel
Víctor Hugo Mendoza
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