ENLACES QUÍMICOS
Estefanía Ponce S.
La naturaleza del enlace químico.
Está claro que la descripción íntima de un enlace químico debe ser esencialmente electrónica. El comportamiento y la distribución de los electrones en torno del núcleo es lo que da el carácter fundamental de un átomo; lo mismo debe de ser para las moléculas. Por ello, en cierto sentido, la descripción de los enlaces en cualquier molécula es, simplemente, la descripción de su distribución electrónica. Se produce enlace entre dos átomos o entre dos grupos de átomos cuando existe una fuerza que los atrae uno hacia el otro, y les permite formar un conjunto suficientemente estable para ser observable mediante técnicas experimentales.
CRÉDITOS
Director:
Redacción:
Estefanía Ponce S.
Willman Ponce L.
Diseño y Diagramación:
Coordinación:
Diseño Original:
Willman Ponce L. Estefanía Ponce S.
Estefanía Ponce S. Willman Ponce L.
Armendaris 1 QUIMICA General Para Bachillerato, primer premio Municipio de Quito
Fotos: MAYA Ediciones Cía. Ltda.
Copyright ©2010 MAYA Ediciones Cía. Ltda. Av. 6 de Diciembre y los Granados
Estefanía Ponce Salcedo UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR FACULTAD DE MEDICINA QUITO 2014
INDICE
10.3 ENLACES INTERMOLECULARES………..……………………..…….……….4 10.3.1 Enlace iónico, electrovalente…………..…………….….……….4 10.3.2 Covalencia simétrica o no polar………...……………..……….5 10.3.3 Traslape o superposición de orbitales………………….…….7 10.3.4 Enlace covalente semipolar……………………………..…….….8 10.3.5 Enlace covalente coordinativo………………………..……..….9 10.3.6 Enlace metálico……………………………….…….………….…….10 10.3.7 Enlaces intermoleculares…….………..………….…….….…….11
10.3. ENLACES INTERMOLECULARES 10.3.1 ENLACE ENLACE IÓNICO, IÓNICO, ELECTROVALENTE ELECTROVALENTE 10.3.1 Este tipo de enlace se realiza en moléculas de cuerpos inorgánicos, especialmente con metales de bajo valor de electronegatividad y no metales de alto valor de electronegatividad. Este enlace comunica a las moléculas las siguientes propiedades: 1. Tienen puntos de fusión elevados. 2. Conducen la corriente el éctrica. 3. Son duros. 4. Se disuelven en solventes inorgánicos (agua, ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, etc.). Las propiedades 1 y 3 se deben a que tienen una malla cristalográfica estrecha. La electrovalencia consiste en la transferencia de electrones, esto es, que un átomo pierde y otro gana electrones, a fin de completar 8 electrones y transformarse en ion. Por ejemplo, la formación de cloruro de sodio.
ENLACE COVALENTE TRASLAPE DE ORBITALES Existen dos tipos de unión covalente: simétrica y asimétrica.
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10.3.2.COVALENCIA COVALENCIASIMÉTRICA SIMÉTRICAO ONO NOPOLAR POLAR 10.3.2. Este tipo de unión se realiza en las moléculas gaseosas y orgánicas, por lo cual tienen propiedades contrarias a las sustancias inorgánicas, así: no son electrólitos, no conducen la corriente eléctrica, tienen puntos de fusión bajos, son suaves, se disuelven en solventes orgánicos La covalencia simétrica se realiza entre átomos iguales o entre átomos que tengan el mismo valor de electronegatividad y consiste en una participación mutua de electrones, esto es, que cada átomo puede participar con un electrón para formar un enlace simple; con dos electrones para formar un enlace doble o con tres para un enlace triple. No hay ganancia ni pérdida de electrones, solo compartición. En la covalencia simétrica los electrones que están entre los átomos se encuentran a la misma distancia entre los dos núcleos atómicos, por lo cual ningún átomo adquiere carga eléctrica Igualmente, solo participan los electrones de valencia. Ejemplo: (ver valores de electronegatividad de los mos participantes).
Enlace triple 6 e? compartidos
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Enlace simple H – H
Enlace doble O = O
Enlace triple N = N
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En el caso de la molécula de hidrógeno cada átomo está rodeado de 2 electrones semejantes al helio. En el caso del oxígeno los 4 electrones de unión lo comparten los dos átomos, cada uno está rodeado de 8 electrónes: cuatro del enlace más cuatro libres. El nitrógeno forma la molécula compartiendo tres pares de electrónes para adquirir la configuración del gas noble
10.3.3. TRASLAPE OO SUPERPOSICIÓN DE ORBITAES 10.3.3. TRASLAPE SUPERPOSICIÓN DE ORBITAES
Es conveniente indicar que la participación mutua de los electrones significa una mezcla o traslape de orbitales, como se puede ver en la molécula de hidrógeno, en donde cada uno de los átomos comparte un electrón 1s1; estos electrones se mueven alrededor de ambos núcleos, de tal manera que cada átomo tiene lleno su orbital 1s.
La fuerza del enlace covalente se debe a la atracción de tos núcleos positivos del H hacia la nube electrónica de enlace.
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10.3.4. ENLACE ENLACE COVALENTE SEMIPOLAR 10.3.4. COVALENTE SEMIPOLAR
El mecanismo de formación de moléculas es el mismo que el anterior, con la única diferencia que intervienen átomos diferentes, es decir, átomos con diferente valor de electronegatívidad. Por ejemplo, cuando intervienen el hidrógeno (2, 1) y el cloro (3, 0),
Estado a. Se va a formar la covalencia con la intervención de 1 electrón del hidrógeno y un electrón del cloro. Estado b. Se ha formado la covalencia con enlace sim ple, el par electrónico se encuentra equidistante de H y del Cl, es un estado inestable. Estado c. El par electrónico se ha desplazado hacia el cloro debido a su mayor valor de electronegatividad, esto origina que se formen cargas eléctricas incompletas que se designan con las letras griegas a+ y a-, es decir es un semipolo. El hidrógeno se hace parcialmente positivo y el cloro parcialmente negativo. Esta es la covalencia asimétrica o semipolar y que corresponde al estado gaseoso del cloruro de hidrógeno. Estado d. Cuando el gas cloruro de hidrógeno del estado c se disuelve en el agua, el electrón del hidrógeno gana definitivamente el cloro, es decir, que de covalencia asimétrica se transforma en electrovalencia y por ello existen cargas completas + y -.
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10.3.5 ENLACE 10.3.5. ENLACECOVALENTE COVALENTECOORDINATIVO COORDINATIVO
Se fundamenta en que un sólo átomo llamado donante, proporciona dos electrones para formar el enlace simple, con otro átomo llamado receptor que no aporta con ningún electrón. Este mecanismo origina que el donante adquiera la carga positiva +1 y el receptor adquiere la carga negativa -1. En el caso de la formación de la molécula de cloruro de amonio, el nitrógeno del amoníaco dispone de dos electrones libres o no compartidos; está dispuesto a recibir al átomo de hidrógeno que se desliga de la molécula de ácido clorhídrico dejando su electrón en el cloro, produciéndose la unión coordinativa. El ión amonio adquiere carga positiva y el ión cloro adquiere carga negativa.
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El nitrógeno es el donante y el hidrógeno es el aceptor. El amoníaco, aunque no dispone de iones OH, tiene carácter básico, de acuerdo con el concepto de Lewis: Bases son aquellas moléculas que tienen electrones libres, esto es, sin compartir. El amoníaco dispone de 2 electrones libres que son los responsables de la alcalinidad. La unión coordinativa se observa también en el ácido sulfúrico H2SO4. Los 2 átomos de oxígeno que están por encima y por debajo del azufre están unidos por coordinovalencia, pues, solamente el S es el que proporciona los 2 electrones para que cada ox ígeno se cargue negativamente y el azufre adquiera 2 cargas positivas.
10.3.6. ENLACE METÁLICO 10.3.6. ENLACE METÁLICO
Consideremos un alambre de cobre donde hay millones de átomos de Cu los mismos que no se encuentran unidos por ninguno de los enlaces indicados anteriormente. El enlace metálico que une átomos metálicos se explica diciendo que existe una red rígida de elementos positivos que están dentro de una nube de electrones libres. Los electrones libres empujan a los núcleos de los metales impidiendo que se acerquen y se repelan entre sí. Esto permite explicar algunas de las propiedades de los metales. Por ejemplo: 1. Los metales conducen la corriente eléctrica (electrones que corren), mecanismo que consiste en un desplazamiento de electrones a través del alambre porque existen electrones libres, que no pertenecen a ninguno de los átomos del metal; quiz á están en exceso. 2. Los metales pueden estirarse en hilos o en plan chas, es decir si los electrones están en hileras, entonces se deslizan, se reacomodan por acción del martillo o estiramiento. 10
3. Los metales se funden a altas temperaturas, porque el enlace metálico es fuerte.
* Fuerzas de Van der Waalls. Provocan una débil unión entre las moléculas, de manera que se requiere poca cantidad de energía para separar las moléculas. Las fuerzas de unión entre moléculas propuestas por Van der Waalls son de tipo eléctrico y se debe a la atracción dipolo - dipolo.
10.3.7. ENLACES INTERMOLECULARE 10.3.7. ENLACES INTERMOLECULARES
Se han estudiado diversos mecanismos que permiten que se unan átomos entre sí. Ahora se estudiará cómo es posible que las moléculas permanezcan unidas. Al hablar de los estados físicos de los cuerpos, se indicó la existencia de las fuerzas: la de repulsi ón y la de cohesión o atracción, éstas son el resultado de los enlaces que mantienen unidos a los átomos. Las principales fuerzas que actúan sobre las moléculas son: Significa que la parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa de otro dipolo. También se observa esto en una solución de cloruro de sodio en agua; el sodio positivo atrae a las moléculas de agua mediante el átomo de oxígeno negativo. En tanto el cloro negativo producirá atracción a moléculas de agua por el lado del hidrógeno que es positivo. * Puente de hidrógeno. Si tomamos una sola molécula de agua (H2O) esta sería gaseosa y tendría un punto de ebullición menos que 0°C; pero 11
esto no sucede. En realidad en el agua hay que considerar millones de moléculas (h2O)", por ello es líquida y hierve a 100°C. Lo que ocurre es que aquellas moléculas covalentes, que llevan átomos de oxígeno o nitrógeno y que son altamente electronegativas (en forma de OH o NH), forman un puente de unión entre molécula y molécula. Al analizar la molécula de agua, el átomo de oxígeno atrae al par de electrones que forma con el hidrógeno O ; H, por lo que el hidrógeno se carga positivamente y se asociará con el oxígeno negativo de la otra molécula.
Se puede ver que el hidrógeno se une a su molécula de H2O por enlace covalente simple, en tanto que el mismo hidrógeno se une al oxígeno de la otra molécula de agua, por enlace coordinativo. NOTA: El puente de hidrógeno se representa por puntos sucesivos.
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