PDF

Categoría: Principal
Publicado el Sábado, 30 Septiembre 2017
Escrito por Super Usuario

En Construcción

files/Dimitri/Nuevo_Documento_Portable_1.pdf

ENLACE COVALENTE

Categoría: Principal
Publicado el Domingo, 14 Junio 2015
Escrito por Super Usuario

El par electrónico es compartido, en mayor o menor grado, por los núcleos de los átomos que se enlazan. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.

Al formarse una molécula pueden formarse uno, dos, tres o más pares electrónicos, según eso se hablará de enlace simple, doble, triple, etc.

                                   F – F                               O = O                                       N ≡ N

Este caso tiene lugar cuando se ponen en contacto átomos iguales, por ejemplo, en la formación de las moléculas de hidrógeno H2, de flúor F2 o átomos de elementos con propiedades físicas y químicas similares como en la formación de HF, H2O, NH3, CH4 y CF4.

Pero, cómo ocurre este tipo de enlaces?

El par (o los pares) electrónico (s) formado(s), es (o son) atraído(s) con igual o similar fuerza por los dos núcleos de los átomos.

Esto deviene en que se aproximen mucho los átomos. Al acercarse lo suficiente dos átomos que tienen electrones desapareados los campos eléctricos se unen, los campos magnéticos atómicos también se unen formando un gran circuito eléctrico y un gran campo magnético y por supuesto se enlazan los electrones por sus espines formando los denominados pares electrónicos.

 

 

 

Póngaseatención  que  launiónentre  losátomos  implica  una  reordenaciónde  loscampos magnéticosy eléctricos, pues éstos debentenerdirecciónopuestapara enlazarse, en caso contrariohabrárepulsión.

 

Unasuntosimilar debeocurrir internamenteconlosespines electrónicos.

 

 

 

Este es un esquema de cómo se forman los enlaces químicos denominados covalentes, se enlazan los electrones, se fusionan los campos magnéticos y eléctricos de los dos átomos. Hay emisión de energía, como resultado el sistema se estabiliza y por lo tanto se torna más fuerte.

Al formarse el enlace Valente, en el par electrónico participa cada uno de los átomos con un electrón. En los átomos aislados, cada electrón es atraído por, y atrae a, un núcleo positivo; en la molécula, cada electrón es atraído por dos núcleos positivos.

ENLACE COVALENTE APOLAR.-

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.

Naturalmente, al combinarse dos átomos iguales no tendrá lugar el mecanismo anterior de formación del enlace iónico. El par electrónico formado pertenece por igual a los dos núcleos, no hay desbalance eléctrico y se denomina enlace covalente apolar.
.
En el esquema de abajo se observa el proceso simultáneo e idéntico de aproximación de los dos átomos de fluor para enlazarse y formar una molécula en la cual cada átomo logra una estructura estable.

Ninguno de los átomos tiene preeminencia sobre el par electrónico.

 

 

De la fórmula se deduce, que el enlace valente (rayita) de las formulas estructurales comunes corresponde a un par de electrones.


Cl – Cl

Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro (apolar).

Así pues, para diferencias de electro-negatividades mayores de 2 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

ENLACE COVALENTE POLAR

El enlace covalente polar es el tipo más común de enlace químico. Si los átomos son distintos (como en el óxido nítrico, NO), pero no tienen características opuestas como los metales del primer grupo y los halógenos del séptimo grupo, atraerán el par electrónico con diferente fuerza, los electrones serán compartidos en forma desigual y el enlace se llama Enlace Covalente Polar. Polar porque la molécula formada tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual.

 

 

Cabe mencionar que se habla siempre del par electrónico porque una vez que el electrón se acerca lo suficiente a la capa electrónica del elemento más electronegativo inmediatamente se acopla al electrón desapareado de éste formando un par electrónico con campos magnéticos enlazados como se vió anteriormente.

El par electrónico comienza a girar por un orbital molecular en el que participan los núcleos de los dos átomos, aunque con preeminencia hacia el átomo más electronegativo. En resultado se forman las moléculas polares, con un extremo más electropositivo y el otro extremo más electronegativo.

El enlace polar se caracteriza porque el par electrónico en alguna medida está desviado o pertenece más a uno de los átomos que se combinan, pero no tanto como para formar iones. Las órbitas electrónicas están enlazadas por sus dos núcleos. Considerando la última particularidad el enlace polar se le une al enlace apolar bajo la denominación de enlace covalente.

El enlace polar es una variedad del enlace covalente, el cual ha sufrido una polarización parcial hacia uno de los lados. (las capas electrónicas de las moléculas están desviadas hacia el átomo con mayor electronegatividad). El enlace covalente polar es intermedio entre el enlace covalente apolar y el enlace iónico.

El traslado de la capa electrónica se denomina polarización. Naturalmente, el enlace covalente se transforma en iónico al haber una polarización extrema.


 

FACTORES EN LOS ENLACES

Categoría: Principal
Publicado el Domingo, 14 Junio 2015
Escrito por Super Usuario

3.- ¿Qué facilita la formación de enlaces?


Hay algunos factores que contribuyen a la formación de enlaces:

FACTORES INTERNOS:

• El enlace tiene mayor probabilidad de formarse si los átomos se encuentran en forma aislada (en estado monoatómico) por ejemplo si como consecuencia de una reacción química se forma cloro naciente, hidrógeno naciente, oxígeno naciente estos átomos casi en forma instantánea forman moléculas bipolares y así existen en la naturaleza.

• Estructura electrónica no saturada de los átomos de los elementos que se combinan. Si los átomos tienen estructuras electrónicas no saturadas su tendencia será la de encontrar estabilidad combinándose cuanto antes. Eso explica el por qué algunos elementos no metálicos existen en la naturaleza como moléculas di-atómicas. Igualmente los metales más activos, los de la primera familia, subgrupo A no existen como metales en la naturaleza sino siempre como compuestos.

• Si los átomos a combinarse se encuentran en forma de iones.- Si los átomos se encuentran formando parte de “moléculas de tipo iónico” es muy fácil que se separen y formen nuevos enlaces más estables. En cambio es muy difícil que los átomos que forman parte de moléculas covalentes apolares se recombinen.

 

 

 

FACTORES EXTERNOS


 • Estado de agregación de las sustancias que se combinan.-. Los átomos que están en estructuras cristalinas tienen poca superficie de contacto y la relación es muy lenta. Los líquidos interrelacionan con más facilidad y los gases tienen mucha facilidad en combinarse porque al tener libertad de movimiento hay mucha más probabilidad que en su recorrido choquen entre sí y se combinen.

• Presión, por ejemplo el carbono en dependencia de la presión se agrupa en forma de moléculas poli-atómicas dando lugar al diamante, el fullereno, en otros casos como grafito o carbono amorfo. Por otra parte, cuando se ponen en contacto dos o más sustancias, a mayor libertad de movimiento de las partículas mayor presión y mayor número de choques que propicien los enlaces químicos.

• Temperatura.- A mayor temperatura mayor energía cinética, mayor probabilidad de choques entre partículas, mayor velocidad de reacción.

• Polaridad de las moléculas de las sustancias.- A mayor polaridad mayor atracción a otras partículas, El caso máximo es cuando las partículas son iones, luego las moléculas de polaridad grande ≥ y finalmente están las moléculas con momentos polares inducidos.

• Presencia de un intermediario polar, por ejemplo el agua. La presencia de medios polares facilitan la interacción de las sustancias y por lo tanto de sus átomos, por ejemplo en medio acuoso es más fácil la interacción de la mayoría de sustancias.


4.- ¿Qué impide o dificulta la formación de enlaces?,

• El hecho que los átomos que se aproximan tengan estructuras electrónicas saturadas, es decir todos sus electrones estén unidos por campos magnéticos comunes impide que exista atracción química entre ellos y por lo tanto no se enlazan.

Ejemplo:

 

 

Si la sustancia simple está formada por moléculas integradas por átomos idénticos dando lugar a moléculas apolares como el oxígeno, nitrógeno, fluor, (de las que hablaremos más tarde) etc. no se combinan en condiciones normales de temperatura y presión. Requieren condiciones especiales.

Ejemplos:

 

El nitrógeno y oxígeno se combinan alrededor de los 4000ºC, el fluor y el oxígeno se combinan mediante descargas eléctricas y a bajas temperaturas y los compuestos formados tienen una estabilidad mínima, que al cambiar las condiciones de su formación se desintegran. Los óxidos de nitrógeno, por ello se obtienen generalmente por vía indirecta

Las moléculas polares con una polaridad escasa tienen también mucha dificultad en combinarse.

Ejemplo:
 

   

 

5.- ¿Qué determina que unos enlaces sean más fuertes que otros?

La materia que nos rodea se presenta en forma de sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de estas propiedades puede aportar información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas en una sustancia.

La diversidad de propiedades existentes hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas.

No obstante, a pesar de ello ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en grandes grupos que evidencian la existencia de cuatro formas fundamentales de unión entre los átomos, es decir de cuatro tipos de enlace. El análisis de cada tipo conducirá a la deducción del por qué unos enlaces son más fuertes que otros.

     

ENLACE IONICO

Categoría: Principal
Publicado el Domingo, 14 Junio 2015
Escrito por Super Usuario

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

Es necesario diferenciar entre enlaces intramoleculares y enlaces intermoleculares. Los primeros son al interior de las moléculas, los átomos se unen para integrar las moléculas; los segundos, los enlaces intermoleculares como su nombre lo indica son uniones entre moléculas.

ENLACES INTRAMOLECULARES.-

Al referirnos a la formación de enlaces intramoleculares se ha analizado el mecanismo de la unión entre átomos. Se ha señalado la formación de pares electrónicos en los que participan los átomos enlazados.

Con ese antecedente, cabe una pregunta importante respecto a la ubicación de estos pares electrónicos formados respecto a los núcleos de los átomos que se enlazan.

Hay dos casos: 1).- el par electrónico puede prácticamente pertenecer a uno de ellos, 2).- el par electrónico puede ser compartido por los dos núcleos, en mayor o menor grado.

ENLACE IÓNICO.- El par electrónico puede prácticamente pertenecer a uno de ellos

Este caso ocurre cuando los dos átomos que se aproximan tienen propiedades químicas opuestas, entonces uno de los átomos atrae con mucha más fuerza que el otro el par electrónico.

En resultado, uno de ellos anexa el electrón y el otro lo pierde, entonces cada uno ellos queda cargado eléctricamente; tales partículas cargadas eléctricamente por la anexión o la pérdida de electrones se llaman IONES.
 

 

En el gráfico anterior, se aprecia el proceso de acercamiento y relación de dos átomos de elementos químicos con características físicas y químicas absolutamente opuestas:

La atracción electrostática entre iones de carga opuesta se denomina enlace iónico, el cual es típico en las sales formadas por combinación de elementos metálicos (elementos electropositivos) del extremo izquierdo de la tabla periódica con los elementos no metálicos (elementos electronegativos) del extremo derecho.

                                  Na - ē = Na+                                                       F + ē = F-

En razón de la carga opuesta de los iones, ambos se atraen mutuamente hasta cierto nivel, sin embargo luego se equilibran las fuerzas de atracción y las fuerzas de repulsión de sus respectivas capas electrónicas, y quedan a cierta distancia.

El enlace químico que se forma por la anexión del par electrónico por parte de uno de los átomos, la posterior formación de iones y su atracción eléctrica, se denomina enlace iónico, electrovalente o heteropolar.

Los compuestos, que se forman a través de la atracción de iones se denominan compuestos heteropolares o iónicos.

Los enlaces iónicos pueden tener lugar entre átomos que se diferencian drásticamente por sus propiedades, por ejemplo entre el cloro y el sodio.

Una propiedad que muestra claramente la diferencia entre los elementos es la medida de su electronegatividad.

El sodio tiene una electronegatividad igual a 1,01 y el átomo de cloro 2,8383ev. Según Chang, si la diferencia de electronegatividades es > 2 el enlace es iónico

 

 

La teoría actual del enlace explica el surgimiento del enlace iónico a partir del desvío extremo del par electrónico, cuando el par electrónico pasa por entero a uno de los átomos que se combina. Y en lugar del término traslado del par electrónico se habla de traslado de la capa electrónica. Este traslado se conoce con el nombre de polarización.

Experimentalmente se ha comprobado que el radio atómico de los átomos que ceden su (s) electrón(es) es mayor que el radio iónico.

En el caso de los iones que reciben uno o más electrones su radio es mayor que el radio del átomo original, lo cual confirma la teoría del traslado de los suborbitales respectivos. (Ver y comparar radios atómicos y iónicos en tabla).

En el ejemplo presente:

Radio atómico del sodio Na es = 1,86 Å mayor al radio de su ión Na+ = 0,95 Å . Radio atómico del cloro es = 0,99 Å menor al radio de su ión Cl- = 1,81 Å


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 halógenos de fuerte carácter electronegativo, ubicados en la parte derecha del sistema periódico.

 



 

ORIGEN DE LOS ENLACES

Categoría: Principal
Publicado el Domingo, 14 Junio 2015
Escrito por Super Usuario

1.- ¿Qué mantiene unidos a los átomos?

Fuerzas de atracción que surgen entre los átomos por su necesidad de alcanzar la máxima estabilidad. Los átomos de los elementos del octavo grupo son eléctricamente neutros no tienen esta necesidad de donar o recibir electrones y por eso son inertes.

Es tendencia natural de la materia alcanzar la estabilidad, mediante la mínima energía posible. La formación de enlaces es un proceso termodinámicamente espontáneo durante el cual se libera energía (exotérmico), Por ello, los átomos tienden a formar la mayor cantidad de enlaces posibles.

A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kössel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se basa en las siguientes premisas:

  • Un núcleo cargado positivamente está rodeado de electrones ordenados en capas o niveles energéticos concéntricos.
  • Hay un máximo de electrones que se pueden acomodar en cada capa: dos en la primera, ocho en la segunda, ocho o dieciocho en la tercera, y así sucesivamente.
  • “La causa que determina la interacción química es la tendencia de los átomos a alcanzar la mayor estabilidad de sus configuraciones electrónicas” Kössel
  • La estabilidad máxima se alcanza cuando se completa la capa externa, como en los gases nobles.
  • “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.

Si esquemáticamente se representan las estructuras de los átomos, solo por niveles de energía, se obtienen los siguientes gráficos:

 

 

Del análisis de las estructuras electrónicas se deduce que para los elementos Na Mg , Al es más fácil adquirir la estructura electrónica del neón si respectivamente pierden 1, 2 o 3 electrones, al interactuar con otros elementos.

Y para el P , S y Cl es más fácil adquirir la estructura del Ar, si respectivamente ganan 3, 2 ó 1 electrón al enlazarse con otro elemento.

Los primeros tres elementos se caracterizan como metales y los segundos como no metales. Por tanto:

Desde el punto de vista electroquímico, METALES SON LOS ELEMENTOS QUE TIENEN UNA TENDENCIA MAYORITARIA A DONAR ELECTRONES.

METALOIDES SON LOS ELEMENTOS CUYA TENDENCIA MAYOR ES ANEXAR ELECTRONES.

Sin embargo se conoce que hay muchos elementos que en dependencia de las condiciones pueden donar o anexar electrones. De allí que no hay una diferencia abrupta entre metales y no metales, solo una marcada tendencia a donar o anexar electrones.

Se desprende así mismo que la razón por la cual los elementos denominados gases nobles son inertes es porque están formados por átomos muy estables porque tienen estructuras electrónicas saturadas.

Sin embargo cabe señalar que en condiciones especiales se ha logrado compuestos químicos de algunos de estos elementos especialmente con el xenón.

2.- ¿Cómo se da la unión entre átomos?

Como se conoce de la Física elemental la corriente eléctrica que pasa a través de un circuito cerrado crea un campo magnético dirigido por la “regla del tornillo”.

En forma análoga se comporta el electrón que gira en órbitas alrededor del núcleo. Además tiene lugar el giro del propio electrón alrededor de su propio eje – llamado espín. Por cuanto el electrón tiene ciertas medidas aunque sean mínimas, su movimiento genera un pequeño campo magnético.

Pero, dos campos magnéticos se atraen por sus polos opuestos, se entrelazan y alcanzan estabilidad. Para separarlos es necesario gastar cierta energía.
 

 

Al girar el electrón alrededor de su propio eje genera un pequeñísimo campo magnético (el espín). Cuando dos átomos se aproximan los electrones desapareados de uno de ellos se unen a los electrones desapareados del otro formándose los pares electrónicos.

Tal cosa sucede en cada orbital en el interior de cada átomo, por ello la estabilidad de los átomos de los gases nobles que tienen en cada capa todos sus orbitales posibles saturados con número par de electrones. En Química se conoce con el nombre de números mágicos a los números 2, 8, 18 que son los números de electrones a los que los átomos alcanzan la máxima estabilidad.

El número de electrones con los que un átomo, en tal o cual compuesto, participa en la formación de pares electrónicos se denomina VALENCIA de un elemento.