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Enlaces químicos

Estructura atómica

Cada elemento químico está constituido por unidades más pequeñas denominadas átomos. Cada átomo está formado por un núcleo central y lo más capas de electrones. Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga positiva) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).

El número de protones del núcleo es característico de cada elemento y es llamado número atómico, Ej: Hidrógeno: 1, Carbono: 6, Fósforo : 15. Sin embargo, diferentes átomos de un mismo elemento pueden tener distinto número de neutrones en el núcleo, llamándose isótopos.

Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas, los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones, el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo. Debido a su repulsión mutua, solo un determinado número de electrones puede ocupar el espacio cercano al núcleo, la capa más cercana solo puede tener dos electrones, la segunda capa puede tener hasta 8 e- en varios orbitales.

Así como los átomos son las menores partículas de un elemento, una molécula es la menor partícula de un compuesto; consta de dos o más átomos, iguales o diferentes, que se mantienen unidos mediante las interacciones o enlaces de los electrones de las capas mas

externas. Los principios básicos de la reactividad atómica son:

 un átomo es estable (no reaccionará con otros) cuando su capa externa de electrones esté completamente ocupada o completamente vacía

 un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones externa solo está parcialmente llena, y puede lograr estabilidad al perder electrones, al ganarlos o compartirlos con otro átomo, esto da como resultado fuerzas llamadas enlaces químicos que mantiene juntos los átomos en la molécula. Los enlaces pueden ser iónicos o covalente

Estructuras de Lewis, regla del octeto.

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.

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.

Por ello se consideró que el anillo externo con ocho electrones es la configuración más estable de cada átomo Enlace químico

Fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

Son fuerzas que permiten la unión entre átomos (interatómicos) o entre moléculas (intermoleculares).Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.

Tipos de enlace

• Enlace metálico

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Enlaces iónicos:

Este enlace se produce entre un metal y un no metal, y se caracteriza por la transferencia de electrones,

donde el metal tiende a ceder electrones y el no metal tiende a recibirlos hasta completar 8 electrones en la última capa, por la regla del octeto.Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las

configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:

sodio (en la izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

Características:

 Son solubles en agua.

 Se ioizan al ponerse en contacto con el agua y conducen la corriente eléctrica.

 Cuando están fundidos a elevadas temperaturas también conducen la corriente eléctrica.

 Son los enlaces más fuertes que existen.

Electronegatividad:

 Es la capacidad que tiene un elemento para ganar electrones. Esta electronegatividad aumenta en la Tabla periódica en los periodos de abajo hacia arriba y en los grupos de izquierda a derecha.

 Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a 1.7 es un enlace iónico y si es menor o igual que 1.7, entonces es un enlace covalente.

 Si el carácter iónico porcentual es mayor que el 50% será enlace iónico, y si el carácter iónico porcentual es menor que el 50% será enlace covalente.

Enlace Covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo.

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Se debe generalmente a la coparticipación de electrones entre los distintos átomos. Enlace covalente coordinado o dativo

Es una variante de la unión covalente. Se presenta cuando en lugar de contribuir cada átomo con 1 electrón para formar el doblete o par electrónico, es un solo átomo quién completa el octeto del otro cediéndole un par electrónico. Llamándose respectivamente átomo dador y receptor

Se produce entre dos no metales y solamente uno de ellos aporta con el par de electrones, pero los dos lo comparten. Enlace Múltiple

Es propio de compuestos que tienen enlace simple, doble y triple

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

 La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

 La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

Enlace Metálico

El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata c redes tridimensionales muy compactas.

Es propio de los metales y de sus aleaciones, y se caracteriza por la presencia de un enrejado cristalino que tiene nodos cargados positivamente y una nube electrónica permite la conducción de la corriente eléctrica y del calor.

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PROPIEDADES DE LOS ENLACES.

A. Propiedades de las sustancias iónicas:

• Las sustancias jónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por lo tanto son sólidas.

• Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. • Son solubles en disolventes polares como el agua.

• Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta. B. Propiedades de los compuestos covalentes.

• Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.

• La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.

• Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

C. Los enlaces metálicos:

• Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. • Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

• Presentan brillo metálico. • Son dúctiles y maleables.

• Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

Valencia

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