Enlace Químico

ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:Existe entre dos átomos cuando uno de ellos (X) pierde

un electrón quedando cargado positivamente (X+), y el otro (Y) gana un electrón resultando ser cargado negativamente (Y-); éstos átomos se atraen por fuerzas electrostáticas y forman compuestos iónicos (X+;Y-).

Esto es debido a las atracciones electrostáticas entre partículas químicas iónicas:

Cationes(+) : Partículas químicas cargados electropositivamente.

Aniones(-) : Partículas químicas cargadas electronegativamente.

Molécula Iónica del Cloruro de Sodio

Neutro

enteElectricam

SodiodeAtomo

spssNaNe

1622011 3221:

SodioIon

pssNaNe

622

11 221:

neutroenteelectricam

clorurodeÁtomo

pspssCl 52622017 33221:

cloruroion

pspssClAr

62622

7 33221:

sodiodeclorurode

iónicaMoleculacloruroionsodioion

NaClClNa

ESTRUCTURA DE LEWIS:Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ejm:Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado:

REGLA DEL OCTETO:Es una forma de afirmar la estabilidad de valencia, pueden alcanzar esta constitución ganando electrones hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un ion positivo. Ejm.

6252 3;33;3 psNeClepsNeCl

eNaNa

eNeNasNeNa0

10 3

Como lo muestra los electrones que intervienen en las uniones químicas son los del último nivel. Por lo tanto, para abreviar, sólo trabajaremos con éste último nivel, con cada átomo que tengamos que unir. Cuando es necesario debemos agregar otro átomo que nos permita completar la unión química como lo indica la REGLA DEL OCTETO.

ENLACE COVALENTE:

Se producen cuando dos átomos enlazados comparten 1, 2 y hasta 3 pares de electrones de enlace. Es producto del comportamiento de uno o más electrones entre dos átomos, debido a la poca diferencia de su electronegatividad, por lo que forma que cada uno alcance su configuración electrónica. En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes.

ENLACE COVALENTE COORDINADO.- Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ejm. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H

GEOMETRÍA MOLECULAR Y REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS:

La forma geométrica u organización tridimensional de los átomos de las moléculas tiene efecto sobre las propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc.) y propiedades químicas (tipo de reacciones, velocidad de reacción) de los compuestos.

Los electrones de valencia enlazados y no enlazados de cada átomo se repelen entre si, produciendo que los átomos a los cuales están enlazados se mantengan separados.

Las formas moleculares son tales que las repulsiones sean mínimas.

El modelo de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) está basado en estos hechos:

Las fuerzas de repulsión entre los pares de electrones enlazantes y pares no enlazantes siguen el siguiente orden, de mayor a menor:

Par no enlazanteVs.

par no enlazante>

Par no enlazanteVs.

par enlazante>

Par enlazanteVs.

par enlazante

Los enlaces dobles y triples deben ser tratados como si fuesen enlaces simples.

Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas.

Cuando las moléculas tienen enlaces polares, las formas geométricas tienen cargas positivas y negativas que tornan la molécula un dipolo, siendo la polaridad medida por el momento dipolar , siendo Q la cantidad de carga de cada polo en Coulomb y r la distancia entre las cargas en metros.

Ejemplos:

El fluoruro de hidrógeno, HF                          El agua, H2O

Geometría de moléculas con átomo central sin pares de electrones libres:

TIPO: AB2 GEOMETRIA: lineal EJEMPLOS: BeCl2, HgCl2B-A-B

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB3 GEOMETRIA: plana trigonal EJEMPLOS: BF3,AlCl3

ESTRUCTURA DE LEWIS::

TIPO: AB4 GEOMETRIA: tetraédrica EJEMPLOS: NH4+, CH4.

ESTRUCTURA DE LEWIS:

  

Geometría de moléculas con átomo central con uno o más pares libres:

TIPO: AB2E GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: SO2

ESTRUCTURA DE LEWIS::

   

TIPO: AB2E2 GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: H2O, H2S

ESTRUCTURA DE LEWIS:

 

TIPO: AB3E GEOMETRIA: pirámide trigonal EJEMPLOS: NH3

ESTRUCTURA DE LEWIS:

                                             

b.1. ENLACE SIGMA(s)Se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos, un electrón al par electrónico de enlace. Las uniones químicas también se clasifican de acuerdo al tipo de orbitales participantes en el enlace, así como a su orientación en: enlace sigma, y enlace pi, . En el enlace sigma se conocen tres tipos.

Enlace sigma “s” ( s ). se manifiesta cuando se recubren

dos orbitales “s”

+

Enlace sigmaorbitales "s"

s s

Enlace sigma “sp” ( sp ).- ocurre cuando se une un orbital

“s” y un orbital “p”.

+

Enlace sigma

orbitales"s" "p"

Enlace sigma “p” ( p ).- se observa cuado dos orbitales “p” se

recubren en forma longitudinal.

+

orbitales

"p" "p"

Enlace sigma

+

orbitales

"p" "p"

Enlace pi

Enlace Pi (p).- Se forma después del enlace sigma; es el segundo o tercer enlace formado entre dos átomos, debido a la superposición lateral de los orbitales “p”. Sus electrones se encuentran en constante movimiento.

Enlace Doble y Triple

ENLACE COVALENTE POLAR:Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; la propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares.Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares. Ejm:

Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares

Los compuestos diatómicos, de acuerdo a carácter iónico porcentual se clasifican en:

% TIPO DE ENLACE

0 a 18 Covalente Apolar

18 a 51 Covalente Polar

> a 51 Iónico

El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.

Si     D electronegatividad   <  0.4   enlace covalente

Si  D 0.5 electronegatividad <  1.8 enlace polar

Si    D electronegatividad   > 1.9 enlace iónico

KF, la diferencia de electronegatividad del enlace es:(4,0-0,8) = 3,2 , por lo que el compuesto es iónico.

HF, la diferencia de electronegatividad del enlace es:(4,0-2,1) = 1,9 ; el compuesto es polar.

CO, la diferencia de electronegatividad del enlace es:(3,5-2,5) = 1,0 ; el monóxido de carbono es un compuesto polar.

H2O, la diferencia de electronegatividad de cada enlace OH es:(3,5-2,1) = 1,4 ; el agua es un compuesto polar.