QUÍMICA 3º EVALUACIÓN. ENLACE QUÍMICO.

QUÍMICA 3º EVALUACIÓN.
ENLACE QUÍMICO.
El enlace químico es cualquiera de los mecanismos de ligadura o unión química entre átomos. La formación
de enlace se produce por un balance favorable de energía.
En la naturaleza existen 3 tipos de enlaces:
• Enlace iónico: debido a la atracción electroestática entre iones.
• Enlace covalente: unión entre elementos no metálicos y se debe a la compartición de pares de
electrones entre átomos contiguos.
• Enlace metálico: es típico de los metales y se comparten electrones, pero de una forma colectiva.
TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE QUÍMICO.
Naturaleza electrónica del enlace químico.
Los elementos químicamente más activos tienen átomos que, o desprenden electrones con facilidad o los
capturan. Los gases nobles son químicamente inerte, gracias a que son muy estables.
Principios de la teoría de Lewis.
La teoría de Lewis consiste en dividir a los electrones en dos grupos, internos y de valencia. Es la explicación
más simple del enlace químico y esta basada en los siguientes principios:
• Se transfieren electrones de un átomo a otro formándose iones positivos y negativos que se atraen por
fuerzas electroestáticos originando el enlace iónico.
• Se comparten uno o más pares de electrones dando lugar a la formación del enlace covalente.
• Los electrones transferidos mejoran su configuración electrónica puesto que se parecen a los gases
nobles con 8 electrones en su capa de valencia.
Especies diatómicas y triatómicas.
En las especias diatómicas los átomos que intervienen son necesariamente terminales. H−H; Cl−Cl...
En las especies triatómicas la estructura suele ser de tipo cadena y no de forma triangular y para ello debemos
saber que átomo ocupa la posición central de la cadena.
Especies tetratómicas y superiores.
Cuando hay 4 o más átomos debemos optar, por una estructura de cadena o con átomo central.
LIMITACIONES Y MEJORAS DE LA TEORÍA DE LEWIS
La regla del octeto es du mucha utlidad para describir los enlaces de moléculas orgánicas, pero no es una regla
de validez. Los elementos de transición cuando forman enlaces iónicos y covalentes incumple de forma
sistemática esta regla.
Octeto incompleto: hipovalencia.
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Algunos elementos ligeros tienen tendencia a quedar hipovalentes, es decir, con una estructura electrónica que
no llega a la de gas noble. Incumplen la regla del octeto por defecto.
Octeto expandido: hipervalencia.
El átomo central incumple la regla del octeto por exceso ya que el octeto está expandido. Se trataría pues de
un átomo hipervalente. La hipervalencia solo es posible en átomos de tercer periodo.
Especies con número impar de electrones.
Si una molécula tiene un número impar de electrones, ninguna estructura puede cumplir la regla del octeto.
Las moléculas con un electrón desapareado son muy poco frecuentes y son paramagnéticas.
Resonancia.
Debido a los dobles o triple enlaces la estructura de una misma molécula se puede interpretar de diferentes
formas siendo esto la resanancia pero la correcta posición de la molécula es una intermedia.
La resonancia no es una oscilación y conviene resaltar que el orden de un enlace dado es el promedio del valor
que tiene entre las formulas resonantes
TEORIAS CUÁNTICAS DEL ENLACE COVALENTE.
Las teorías cuánticas mas importantes son la teoría de orbitales moleculares (TOM) y la teoría del enlace de
valencia (TEV).
La TOM estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones. Así se obtienen orbitales moleculares,
que nos indican las regiones del espacio donde es más probable encontrar a los electrones de la molécula.
Teoría del enlace de valencia (TEV)
En la TEV la molécula es entendida como un conjunto de átomos enlazados, es pues, el desarrollo cuántico
natural de la teoría de Lewis.
Los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos y los OA que solapan
especialmente han de tener electrones desapareados y con espines opuestos.
Simetría de los orbitales moleculares:
En la TEV existen don tipos de simeptria para que se solapen las moléculas:
• Enlace tipo sigma: la línea que une los núcleos actúa como un eje de simetría para el OM. La rotación
en torno a ese eje no produce ningún cambio. Se da cuando los orbitales se solapan frontalmente.
• Enlace tipo pi: ocurre cuando los OA solapan lateralmente
Enlaces múltiples en la TEV.
Se precisan varios OA de un átomo se solapen simultáneamente con otros tantos OA de un segundo átomo,
pero la forma y el tamaño hacen que no puedan haber mas de un solapamiento frontal. Este solapamiento
origina 1 OM tipo y varios OM tipo ðð
Enlace covalente coordinado.
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Se dice que un enlace es covalente coordinado cuan el par de electrones compartido ha sido aportado por uno
solo de los átomos. La diferencia entre el enlace covalente normal y el coordinado es que muchas veces no es
real, sino conceptual, es decir, depende de cómo nos imaginemos que se ha formado el enlace.
Este enlace adquiere especial importancia en varios casos. Uno de ellos es en los procesos ácido−base según
la teoría de Lewis.
Formación de moléculas.
Los atomos unidos por enlace covalente se agrupan muchas veces en moléculas o iones moleculares.
PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE.
Energía de enlace.
La energía de disociación de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en
especies gaseosas. Es una magnitud muy importante ya que revela la fortaleza de cada enlace.
PROPIEDAD DEL ENLACE COVALENTE Y ELECTRONEGATIVIDAD.
En los enlaces covalentes homopolares, los átomos que se enlazan son idénticos y los electrones son
comportados de forma equilibrada.
Si los átomos que se unen no son iguales, los electrones pueden no ser compartidos de forma equilibrada.
Si la nube electrónica se deforma, los polos son eléctricos y decimos que el enlace covalente es polar. El
átomo que atrae al par o pares de elctrones queda con exceso de carga.
La electronegatividad de cada elemento nos permite predecir si un enlace covalente va a ser polar o no. Si los
átomos que se unen tienen electronegatividades similares, el enlace es polar; pero si existe una apreciable
diferencia de electronegatividad, el enlace será polar.
EL ENLACE IÓNICO.
El enlace iónico es la unión química formada por la atracción electroestática entre iones de carga opuesta.
FORMACIÓN DE PARES IÓNICOS.
Si se combinan elementos con una gran diferencia de electrnegatividad, se produce transferencia electónica
desde el átomo mas electropositiva. La formación del anion consume mas energía que la generada en la
fromación del anión.
ENERGÍA RETICULAR Y CICLO DE BORN−HAVER
En condiciones normales no existen moléculas iónicas, el enlace iónico es colectivo.
La energía de cohesión es la energía que mantiene unidas a las particulas que lo componen. En el caso de los
solidos iónicos se denomina energñia de red o reticular.
La energía debe aportarse para disgregar un mol del cristal iónico y transformarlo en iones en fase gaseosa.
La energía reticular es la magnitud fundamental que indica la fortaleza de un cristal iónico y de ella dependen
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las principales propiedades de los solidos iónicos. Esto se debe calcular mediante el ciclo de Born−Haver.
Suma de todas las energías.
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN SU ENLACE.
COMPUESTOS IÓNICOS:
En los compuestos iónicos no hay moléculas, son cristales y se sujetan por fuerzas electricas.
• Presentan puntos de fusión y de ebullición medios y altos pero no como los cristales covalentes.
• Son duros pero quebradizos debido a que se provocan repulsiones electroestáticas.
• En estado sólido son aislantes eléctricos y malos conductores del calor pero fundidos conducen la
corriente.
• Se disuelven el líquidos muy polares.
METALES:
Son debidas a la estructura compacta de los cationes y al gas de electrones libres.
• Expulsan electrones cuando son calentados, muy conductores de la electricidad y del calor.
• La dureza es media o baja y tienen grandes propiedades mecánicas.
• Puntos de fusión generalmente altos.
• No se disuelven.
SUSTANCIAS COVALENTES.
Algunas de las sustancias covalentes no tienen moléculas y los átomos están unidos por una red
tridimensional que se llama cristal covalente. En estas sustancias no hay electrones libres, ya que los
electrones de valencia están compartidos en los fuertes enlaces covalentes localizados que unen a los átomos:
• Son sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión y ebullición muy altos.
• Los que tienen redes tridimensionales son muy duros
• Son muy rígidos.
• Buenos aislantes eléctricos y malos conductores del calor.
• Son insolubles en todo tipo de disolventes.
MOLÉCULAS Y FUERZAS MOLECULARES.
LAS MOLÉCULAS:
Las moléculas son agregados de estructura fija y permanente formados por un numero definido de átomos,
unidos entre sí por enlaces covalentes, que tienen existencia y dependencia estable.
Las moléculas están constituidas por un conjunto de núcleos y electrones
• Los electrones internos: se consideran propios del átomo que los aporta exclusivamente
• Los electrones de valencia: se dividen en 2 categorias.
• No compartidos con otros átomos.
• Compartidos con otros átomos a través del enlace.
La geometría molecular es el resultado de la distribución tridimensional de los atomos en la molécula y viene
definida por la disposición espacial de núcleos atómicos.
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Las nubes electrónicas de los pares de electrones de la capa de valencia que rodean al átomo central se repelen
entre si, adoptando una disposición espacial que minimiza la repulsión eléctrica.
FUERZAS INTERMOLECULARES.
Se llama fuerza intermolecular a cualquier tipo de interacción entre moléculas que no implique enlace
químico.
INTENSIDAD DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES.
Todas la fuerzas tienen en común el ser débiles y atractivas porque todas la moléculas se atraen entre si. Para
separar los átomos se necesita el enlace químico y para separar moléculas fuerzas intermoleculares.
TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES.
• Fuerzas de dispersión o de london: están presentes en todas las moléculas sean o no polares. No prevé
ningún mecanismo de atracción eléctrica entre 2 cuerpos neutros que carecen de polos en su interior.
Explicado por la mecánica cuántica contempla la existencia de dipolos instantáneos en cualquier
átomo o molécula. Las de dispersión se deben a atracciones entre dipolos instantáneos y dipolos
inducidos y aumentan con el tamaño de las moléculas (masa y volumen)
• Fuerzas entre dipolos permanentes: afecta a las sustancia cuanto mas polares sean, hace que una
sustancia siga siendo sólida y líquida a temperaturas superiores de las que cabría esperar por su
tamaño
• Fuerzas entre dipolos permanentes y dipolos inducidos: la presencia de moléculas polares provoca la
aparición de dipolos inducidos en las moléculas inicialmente apolares, así se produce una fuerza
intermolecular adicional. Este tipo de interaccion justifica la pequeña solubilidad en agua de
disolventes orgánicos apolares.
ENLACE DE HIDRÓGENO.
Es un tipo especial de fuerza intermolecular. Es el caso extremo de interaccion dipolar que se da entre
moléculas polares solo cuando se cumple:
• tiene que haber átomos de hidrógeno unidos a elementos químicos con átomos pequeños de carácter
muy electronegativo.
• Simultáneamente se precisa que haya ortos átomos pequeños y muy electronegativos que tengan pares
de electrones no enlazados.
Cuando las moléculas se unen mediante enlaces de hidrógeno, las sustancias muestran puntos de ebullición
anormalmente altos (agua)
Propiedades.
• altos puntos de fusión y ebullición.
• Elevada entalpía de vaporización.
• Elevada capacidad calorífica.
PRPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS MOLECULARES.
Propiedades de los solodos moleculares:
• una baja densidad
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• son blandos y frágiles
• conductores de la electricidad y el calor.
Propiedades de los líquidos moleculares.
• tensión superficial y viscosidad.
• Los liquidos polares (agua) son capaces de disolver a los sólidos iónicos y producir electrolitos.
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