Bloque 5 Enlace químico

ENLACE QUÍMICO:
El enlace químico es la unión de dos o más átomos en la que intervienen los electrones del último nivel energético de cada uno de ellos.
A los electrones del último nivel energético de un átomo se les conoce como electrones de valencia y para identificarlos se busca la posoción del elemento en la tabla periódca.
El número de familia al que pertenece, perdite determinar el número de electrones de valencia de un átomo.

Gilbert Lewis químico estadounidense  aproximadamente en 1917 explicó que la tendencia que tienen los átomos de adquirir estructuras similares a las del gas noble más cercano, explica la formación de los enlaces químicos.  Los electrones de la capa de valencia son los que participan directamente en la formación de enlaces químicos.

Propuso el nombre de Regla del Octeto enunciándola de la siguiente manera: “Los enlaces químicos se forman cuando los átomos ganan, pierden o comparten electrones, de tal manera que en la última capa de cada átomo contendrá ocho electrones, con el fin de adquirir la estructura electrónica del gas noble más cercano al elemento en el sistema periódico”.

Esta regla se aplica tanto en enlaces iónicos como en enlaces covalentes y generalmente se utiliza en elementos de los grupos “s” y “p”.   No obstante, existen muchas excepciones a esta regla, incluso en la actualidad se han logrado sintetizar  algunos compuestos de los gases nobles.

Esta ley del octeto se acepta para los átomos que están a una distancia de cuatro o menos números atómicos de un gas noble ya que alcanzan fácilmente la configuración estable de ocho electrones, aunque existen átomos que NO SIGUEN ESTA REGLA y que contienen seis, diez, doce y hasta catorce electrones en la capa de enlace.

Los electrones de la capa de valencia son los que participan directamente en la formación de los enlaces químicos para generar moléculas.

MOLÉCULA: Partícula neutra constituida por dos o más átomos. Es la parte más pequeña en la que se puede dividir un compuesto, sin que pierda sus propiedades.

La molécula del cloruro de sodio NaCl esta formada por un átomo de sodio y uno de cloro.

La molécula de Hidróxido de Aluminio Al(OH)₃  está formada por: Un átomo de aluminio, tres átomos de oxígeno y tres átomos de hidrógeno.

- La molécula de ácido sulfhírico H₂S  está formada por: Dos átomos de hidrógeno y uno de azufre.

- La molécula de Clorato de Manganeso Mn(ClO₄)₄   está formada por:  Un átomo de Manganeso, cuatro átomos de Cloro y ocho átomos de Oxígeno.

La molécula de Fluoruro de Calcio CaF₂ está formada por:          Un átomo de Calcio, y dos átomos de Flúor.

- La molécula de Dicromato de Potasio K₂Cr₂O₇ esta formada por: Dos átomos de Potasio, dos de Cromo y siete átomos de Oxígeno.

- La molécula de Fosfito de Bario Ba₃(PO₃)₂  esta formada por: Tres átomos de Bario, dos de Fósforo y seis átomos de Oxígeno

Una forma muy útil de mostrar los electrones de la capa de valencia son las Estructuras de Lewis, donde: El símbolo del elemento químico representa el núcleo atómico y las capas internas.

Los electrones de la capa de valencia se muestran por puntos, por cruces o por otro signo conveniente. (estrellas, asteriscos, etc.)

A la capacidad que tienen los elementos para ganar o perder electrones se le llama Valencia, y generalmente coincide con el grupo al que pertenece; es muy precisa para los elementos representativos con valencias como 1, 2, 3.

Sin embargo los grupos B llegan a tener más de una valencia.

Por ello es conveniente hablar del número de oxidación, determinado por el compuesto donde se encuentra el elemento químico que puede tomar un valor positivo o negativo, según el otro elemento con que se combine.

Reglas para dibujar estructuras de Lewis

Las estructuras son muy útiles para entender los enlaces en muchos compuestos y se utilizan con frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas.

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso de un anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva.
2. Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuáles de ellos están unidos entre sí y conéctelos mediante una ligadura ó enlace sencillo (recuerde que una ligadura representa DOS electrones).
3. Complete los octetos de los átomos periféricos unidos al átomo central. Recuerde que el hidrógeno solo puede tener dos electrones.
4. Coloque los electrones que sobren el átomo central, incluso si ello da lugar a más de un octeto.
5. Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con los enlaces múltiples. Utilice uno o más pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para formar dobles y triples enlaces.

1. Sumar los electrones de valencia

Estructura del Amoníaco (NH₃)     N = 5  +  H = (1 x 3) = 8 electrones en total

Estructura del agua (H₂O)              O = 6 + H = (1 x 2) = 8 electrones en total

Dibuje la estructura de Lewis para el ácido sulfúrico

 (H₂SO₄) H = (1 x 2) + S = 6 +O = (6x4)= 32

En el caso de iones, recuerde sumar  al número de electrones de valencia el número de cargas negativas (ya que éstas indican la presencia de electrones adicionales) y restar las cargas positivas (ya que éstas indican electrones de menos).
 

La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo y el número de electrones asignado en la estructura de Lewis se denomina como la carga formal del átomo. La carga formal esta dada por la siguiente ecuación:

Carga Formal: CF

CF = (número de e- de valencia del átomo) - (número total de e-  no enlazantes del átomo) – 1/2 (número de e- enlazantes del átomo).

 
Carga formal para los átomos en CO₃^-2.
Para moléculas neutras la suma de cargas formales debe ser cero.
Para cationes la suma de cargas formales debe ser igual a la carga positiva.
Para aniones la suma de cargas formales debe ser igual a la carga negativa.

Con el fin de comprender mejor cómo están distribuidos los electrones, la siguiente tabla nos muestra los electrones de valencia de algunos elementos representativos del grupo A

Enlace iónico: Se lleva acabo entre un metal y un no metal; los metales cuentan con pocos electrones en su último nivel y tienden a perder dichos electrones.

Los no metales tienen varios electrones en su última capa y atraen electrones para completar los 8 electrones en su último nivel.

De esta manera se forman iones atrayéndose por cargas opuestas, por lo que NO forman verdaderas moléculas. 

Se considera que los compuestos son electrovalentes (iónicos) cuando su porcentaje de electronegatividad es del 50% o más, la diferencia de electronegatividad es de 1.7 o más.

Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características:

Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.

Son buenos conductores del calor y la electricidad.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Son solubles en solventes polares como el agua.
No forman moléculas verdaderas sino un agregados gigantescos unidos electrostáticamente [aniones(-) y cationes(+)] 

Na 11e^–  =    2  )  8  )  1  )          Formación de Enlace Iónico          Na  –  1e–  = Na⁺ 

Cl 17e^–  =   2  )  8  )  7  )                                                                Cl  +   1e–  = Cl^–

      Na⁺ + Cl^– = NaCl  8 electrones última capa

 En la siguiente imagen se puede observar la forma en que están dispuestos los iones de los átomos de sodio y cloro para formar la sal de mesa, la forma como se comercializa y los cristales como se encuentran en la naturaleza.

El cloruro de sodio es un sólido cristalino de forma cúbica que tiene un punto de fusión de 801 °C

Enlace covalente:  En este tipo de enlace ni se pierden electrones ni se ganan, solo se comparten los electrones. El enlace se lleva acabo entre no metales, formando verdaderas moléculas.

H tiene 1e-
O tiene 6e-
H tiene 1e-
Total = 8 e-

Existe un gran número de compuestos químicos, entre ellos el agua, el azúcar, el gas butano, que presentan enlace covalente, es decir, comparten sus electrones al formar el enlace.

El porcentaje de electrovalencia es menor al 50% y la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7

- Los compuestos covalentes NO conducen la corriente eléctrica

- El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los compuestos electrovalentes.

- Al disolverse no forman iones, por ello no se comportan como electrolitos.

- Pueden presentarse en cualquier estado de agregación.

- Sus puntos de ebullición generalmente son bajos.

- Se disuelven en solventes polares o no plares, dependiendo del compuesto si contiene enlaces cpvalente polar o no polar respectivamente.

Se pueden clasificar como:  

Enlace covalente puro (o no polar) que se forma entre dos átomos de la misma especie y tienen un porcentaje de electrovalencia y deferencia de electronegatividad igual a CERO.

Enlace covalente polar tiene una deferencia de electronegatividad menor a 1.7

Enlace covalente coordinado al igual que el polar tiene una deferencia de electronegatividad menor a 1.7; aunque se caracteriza porque un átomo comparte un par de electrones, mientras que el otro simplemente lo acepta y acomoda.

Diferencia de electronegatividad	Tipo de enlace
1.7 ó más	Iónico ó (electrovalente)
0 (cero)	Covalente NO polar
menor de  1.7	Covalente  polar

 

Enlace metálico: Se forma entre átomos de metales y tiene características muy específicas. Consiste en un conjunto gigantesco formado por millones de átomos unidos entre sí. Los electrones se encuentran distribuidos entre los núcleos y de alguna manera se encuentran moviéndose con entera libertad entre ellos. 

Precisamente esto es lo que explica por qué los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.

Para entender lo que es el enlace metálico existen dos teorías: 

La teoría del "mar de electrones" que considera un arreglo ordenado tridimensional de cationes no metálicos inmersos en el mar de electrones que permite la unión entre átomos metálicos y l mismo tiempo explica la conductividad eléctrica y térmica.

 La teoría de bandas es una teoría mecánico cuántica que postula la formación del enlace metálico por la combinación de los orbitales atómicos de todos los átomos en una red cristalina, generando zonas energéticas llamadas "bandas de energía".  La última banda ocupada por los electrones es nla "banda de valencia" porque contiene los electrones que reaccionan químicamente y la primera banda sin electrones se le conoce como "banda de conducción" ya que es la zona energética donde pueden "saltar" los electrones permitiendo la conducción eléctric y térmica.

FUERZAS INTERMOLECULARES: 

Son las fuerzas nque unen entre sí a las moléculas, con estos enlaces se pueden explicar las fuerzas de cohesión en los líquidos y en los gases.  Reciben el nombre genérico de "FUERZAS DE VAN DER WAALS" son débiles atracciones de caracter electrostático entre las moléculas.
Las propiedades físicas de los compuestos dependen de éstas fuerzas.

La magnitud de las fuerzas intermoleculares depende del número de electrones, del tamaño de la molécula y la forma de la misma. Pueden ser de tres tipos:

1. Atracción dipolo-dipolo.- Se originan entre moléculas que foman dipolos permanentes; la parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo.  Algunos compuestos que las presentan son:  SO₂,  H₂O,  HCl,  CHCl₃, entre otras.

2. Atracción dipolo- dipolo inducido.- Se produce cuando una molécula polar distorciona la nube electrónica de otra molécula, generalmente no polar. Esta atracción es mucho más débil ya que solo existen cargas parciales sobre los extremos de los dipolos y transportan cargas similares.
3. Dipolos instantáneos o fuerzas de London.- Se deben al movimiento de los electrones al rededor de un átomo. Estas atracciones pueden llegar a ser muy fuertes, sin embargo, su breve duración mitiga su efecto y la atracción promedio es generalmente pequeña.

ENLACE POR PUENTES DE HIDRÓGENO.- Es una clase de interacción dipolo-dipolo que posee entre el 5 y el 10% del enlace coovalente ordinrio. Es la unión entre moléculas en las que un átomo de hidrógeno actúa como "puente" entre dos átomos altamente electro como el negativos como el F, O, N los cuales se encuentran unidos al átomo de hidrógeno mediante un enlace covalente altamente polarizado.
Los electrones del enlace covalente se encuentran más desplazados hacia el átomo más electronegativo, que resuta con un exceso de carga negativa .

El enlace de hidrógeno es una fuerza de Van der Waals dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno tiene una magnitud intermedia entre un enlace covalente y una simple atracción electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas (como el agua) y en moléculas orgánicas (como el DNA).

El puente de hidrógeno que se establece, hace que las moléculas de agua adopten una estructura que deja huecos hexagonales que forman una especie de canales a través de la red tridimensional.

 

El enlace por puente de hidrógeno intermolecular es el responsable de muchas de las cualidades del agua.  Por ejemplo, los puntos de ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos.  Cada molécula de agua puede estar unida con cuatro moléculas más, mediante puentes de hidrógeno, ya  que cada oxígeno puede formar, mediante su par libre de electrones,  dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la molécula forman dos puentes más. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es lo que brinda cualidades especiales al agua.  El puewnte de hidrógeno se forma y se rompe con facilidad, además desempeña un papel muy importante en biología ya que se encuentra en muchas estructuras moleculares de los seres vivos. Ejemplo: las proteínas.