enlaces quimicos
DESCRIPTION
revista persona de enlaces quimicosTRANSCRIPT
CREADO POR : AGUAS VERA JOSUE
2
INTRODUCCIÓNINTRODUCCIÓNINTRODUCCIÓNINTRODUCCIÓN
En el presente trabajo se han desarrollado puntos importantes de la química, en este caso acerca de los enlaces químicos; primero se debe tomar en cuenta que enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, del mismo modo, se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; y formar moléculas estables. En este sentido, el trabajo antes descrito, se ha realizado con el fin de apreciar de una mejor manera el tema en cuestión y servir de apoyo a trabajos posteriores que tengan relación.
ENLACES QUIMICOSes el proceso químico responsable de las interacciones los compuestos químicos diatómicos y poli atómicos
está descrita por las leyes de la química cuántica
Sin embargo, en la práctica, los químicos
menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (verquímico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de
Las moléculas, cristales, y gases diatómicos
enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas
Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable
(de menor entalpía) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de
electrones que poseen los átomos en su último nivel es
que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los
positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan
mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente
llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positiv
cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio
relativamente fija, aunque aún
vibrarán en la posición de
equilibrio. En resumen, el enlace covalente involucra la
compartición de electrones en
los que los núcleos
positivamente cargados de dos
o más átomos atraen simultáneamente a los
electrones negativamente
cargados que están siendo
compartidos. En un enlace
covalente polar, uno o más electrones son compartidos
inequitativamente entre dos
núcleos.
En una visión simplificada de
un enlace iónico, el electrón de
enlace no es compartido, sino
que es transferido. En este tipo
de enlace,
ENLACES QUIMICOSresponsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas
poli atómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que
química cuántica.
químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son
menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (verquímico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.
, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea
propiedades físicas y químicas de la materia.
tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable
) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de
átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los
que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los
nte, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan
enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un
llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas , en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positiv
cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio
3
ENLACES QUIMICOS moléculas, y que confiere estabilidad a
. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que
o en descripciones cualitativas que son
menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace entre los átomos participantes.
o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por
tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable
) que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de
, estructura que coincide con la de los gases nobles ya
protones en el núcleo lo están
nte, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan
, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) son
llevados al espacio entre los dos núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las cargas , en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente
cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de equilibrio
el orbital atómico más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la
electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía
(Más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva
consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta
transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta p
Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les
permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y
(TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la
más externo de un átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más electrones. Estos
electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un estado de menor energía
carga nuclear efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En
consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta
transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa.
resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les
permiten a los químicos predecir la fuerza de enlace, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La
(TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos.
Existen teorías más sofisticadas, como la
valencia, que incluye la hibridación de orbitales
método de combinación lineal de orbitales atómicos
de los orbitales moleculares, que incluye a la
ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del
químico son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban
de afinidad química.
En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enla
31" de su Opticks, donde los átomos"fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías
populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir
unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados
unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes",
Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna
contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas
desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no
lejos de las partículas.
En 1819, a raíz de la invención de laBerzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo
indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los
átomos combinantes. A mediados del siglos XIX,
F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y
la teoría de radicales, desarrollaron lallamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía
unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916,
el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de
electrones,
4
adición de uno o más electrones. Estos
) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En
consecuencia, un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro núcleo. Esta
ositiva, y que el otro asuma una carga neta negativa.
resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) de carga
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les
de los enlaces. La regla del octeto y la
son dos ejemplos.
Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de
hibridación de orbitales y la resonancia, y el
combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría
, que incluye a la teoría del campo de los
es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
eras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace
son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que estaban unidas entre sí por un tipo
esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query
átomos se unen unos a otros por alguna ". Específicamente, después de investigar varias teorías
populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir
unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados
os por movimientos conspirantes",
Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en
excesivamente grande, a distancias pequeñas
desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no
En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo
indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los
s combinantes. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland,
F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando
, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía
unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo. En 1916,
desarrolló el concepto de enlace de par de
en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el
doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pert
simplemente o exclusivamente.
El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una
transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel
estructuraron sus modelos de enlace a partir de la
Abegg (1904).
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera
descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace
químico simple, el producido por un electrón en el ion de
hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1
la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos
matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que
contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica,
aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año
por Walter Hitler y Fritz London. El método de la base de lo que ahora se denominateoría del enlace de valencia
En 1929, Sir John Lennard-Jones
de combinación lineal de orbitales atómicos
la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos
para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F
y las moléculas de O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular
covalente como un orbital formado por combinación de los
orbitales atómicos de la mecánica cuántica de
solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con
perfección matemática (esto es, analíticamenteresultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en
orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la
funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos
los cálculos previos que usaban funciones sólo de la d
que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.
resultado muy cercano al resultado experimental para la energía
hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, est
teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes
en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pert
lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una
completa de electrones entre los átomos, con lo que . Tanto Lewis y Kossel
estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de
En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera
descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace
químico simple, el producido por un electrón en el ion de
Este trabajo mostró que
la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos
matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que
más de un electrón. Una aproximación más práctica,
aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año
. El método de Hitler-London forma teoría del enlace de valencia.
introdujo el método
combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de
, sugiriendo también métodos
para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2(flúor)
), a partir de principios cuánticos orbital molecular representó un enlace
covalente como un orbital formado por combinación de los
orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos
solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con
analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tan
orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la
, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos
los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones
que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones. Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el
resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron
hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la
teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes
5
enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno
lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una
que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos
solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con
las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y moderna usan tanto las teorías de
orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del
En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos
istancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones
Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el
de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron
hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica a aproximación no tiene relación física con la
teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes
ENLACE COVALENTEUn enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para
comparten electrones del último nivel. La diferencia
de electronegatividades entre los átomos no es
suficiente
De esta forma, los dos átomos comparten uno o
más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital,
denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes
se suelen producir entre elementos gaseosos o
metales.
El Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos
comparten electrones para estabilizar la unión.
A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico
donde se produce la transferencia de electrones de
un átomo a otro; en el enlace covalente, los
electrones de enlace son compartidos por amb
átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no
metálicos comparten uno o más electrones, es decir
se unen a través de sus electrones en el último
orbital, el cual depende del número atómico
cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse
uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar
a la formación de un enlace simple, doble o triple
respectivamente. En la representación de Lewis
estos enlaces pueden representarse por una pequeña
línea entre los átomos
ENLACE COVALENTEentre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para
La diferencia
de electronegatividades entre los átomos no es
De esta forma, los dos átomos comparten uno o
en un nuevo tipo de orbital,
laces covalentes
se suelen producir entre elementos gaseosos o no
El Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos
comparten electrones para estabilizar la unión.
enlace iónico, en
donde se produce la transferencia de electrones de
un átomo a otro; en el enlace covalente, los
electrones de enlace son compartidos por ambos
átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no
metálicos comparten uno o más electrones, es decir
se unen a través de sus electrones en el último
número atómico en
cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse
uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar
a la formación de un enlace simple, doble o triple
representación de Lewis,
estos enlaces pueden representarse por una pequeña
6
ENLACE COVALENTE entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable,
TIPOS DE SUSTANCIAS COVALENTES
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
� Temperaturas de fusión y ebullición� En condiciones normales de presión y temperatura� Son blandos en estado sólido. � Son aislantes de corriente eléctrica y calor.� Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en
disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
Redes o Sustancias covalentes reticulares:los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
� Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.� Son sólidos . � Son sustancias muy duras (excepto el� Son aislantes (excepto el grafito) . � Son insolubles . � Son neocloridas.
TIPOS DE SUSTANCIAS COVALENTES
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes
ebullición bajas. condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
Son aislantes de corriente eléctrica y calor. : las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en
disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
reticulares: Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a , que tienen estas propiedades:
Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
Son sustancias muy duras (excepto el grafito).
7
TIPOS DE SUSTANCIAS
los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes
aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en
Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a
8
ENLACE COVALENTE POLAR
Cuando un mismo átomo aporta el par de electrones, se dice que el enlace covalente es polarizado. Aunque las
propiedades de enlace covalente polarizado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos
los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los
electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un
ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.
Características del enlace covalente polar
� Enlace sencillo: se comparten 2 electrones de la capa de valencia.
� Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia.
� Enlace triple: se comparten 6 electrones de la capa de valencia en 3 pares.
� Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de la capa de valencia en 4 pares .
� Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de la capa de valencia en 5 pares.
En general cuando un átomo comparte los dos electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se
suele representar con una flecha (→).
9
TIPO DE ENLACE Y REACTIVIDAD DE UNA
SUSTANCIA
En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones (reacciones químicas):
� Sustitución, donde un átomo es sustituido por otro. Lo reemplaza.
� Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un enlace
pi.
Sobre los enlaces pi ocurre la adición, donde se agregan por lo general dos átomos y se forman dos enlaces
sigma. En el ejemplo se muestra la adición de un sólo átomo:
� Los enlaces sigma no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y para fines prácticos podemos
considerarlos inertes.
� Los enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más reactivos, por el efecto del
enlace pi.
� Los enlaces sigma polares son no reactivos.
� Los enlaces pi son reactivos.
10
ENLACE IONICO un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre
los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro
fuertementeelectronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de losátomos capta electrones
del otro.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre
un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro
formándose iones de diferente signo. Elmetal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con
unaconfiguración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado
negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del
octeto o por la estructura de Lewisadquieren 8 electrones en su capa más exterior(capa de valencia), aunque ésto no es del
todo cierto ya que contamos con dos excepciones, la del Hidrógeno (H) que se rodea tan sólo de 1 electron y el Boro (B)
que se rodea de seis. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen
un compuesto.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas.
Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos
cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de
fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia
de electronegatividad de ∆EN = 2 o mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por Walther Kossel en 1916.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo más electropositivo y pasa a formar parte de
la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se
combinan sodio ycloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:
NaCl → Na+Cl-
De esta manera forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La
diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos
que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán
electrones.
En una solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por
eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como: Na+ + Cl-, mientras que los cristales de
cloruro de sodio se marcan:Na+Cl- o simplemente NaCl.
CARACTERISTICASAlgunas características de este tipo de enlace son:
� Ruptura de núcleo masivo.
� Son sólidos de estructura cristalina
� Altos puntos de fusión (entre 300 °C
� Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos
VI y VII.
� Son solubles en agua y otras disol
� Una vez en solución acuosa, son excelentes conductores de
� En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de
lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de
un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se
encenderá. Esto se debe a que los
signo) de lapila del circuito y por ello éste funciona.
CARACTERISTICASAlgunas características de este tipo de enlace son:
cristalina en el sistema cúbico.
°C o 1000 °C)2 y ebullición.
interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos
y otras disoluciones acuosas.
, son excelentes conductores de electricidad.
no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuit
lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de
, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se
encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su
del circuito y por ello éste funciona.
11
CARACTERISTICAS
interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos
como parte de un circuito en
lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de
, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se
disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su
12
CLASIFICACION Los iones se clasifican en dos tipos: a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de
electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la carga)
� F(-) fluoruro.
� Cl(-) cloruro.
� Br(-) bromuro.
� I(-) yoduro.
� S(2-) sulfuro.
� SO4(2-) sulfato.
� NO3(-) nitrato.
� PO4(3-) fosfato.
� ClO(-) hipoclorito.
� ClO2(-) clorito.
� ClO3(-) clorato.
� ClO4(-) perclorato.
� CO3(2-) carbonato.
� BO3(3-) borato.
� MnO4(-) permanganato.
� CrO4(2-) cromato.
b) Catión: es un ion con eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales, pero hay ciertos
cationes formados con no metales.
� Na(+) sodio.
� K(+) potasio.
� Ca(2+) calcio.
� Ba(2+) bario.
� Mg(2+) magnesio.
� Al(3+) aluminio.
� Pb(2+) plomo(II) o plumboso.
� Zn(2+) zinc (ó cinc).
� Fe(2+) hierro(II) o ferroso.
� Fe(3+) hierro(III) o férrico.
� Cu(+) cobre(I) o cuproso (aunque en verdad, este ion es Cu2(2+).
� Cu(2+) cobre(II) o cúprico.
� Hg(+) mercurio(I) o mercurioso (aunque en verdad, este ion es Hg2(2+).
13
ENLACE COVALENTE COORDINADO
El enlace de coordinación, igual conocido como enlace covalente dativo o enlace dipolar, es un enlace coordinado el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que
aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. Típicamente un enlace de coordinación se forma cuando una base de Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis. Esta
descripción de enlace es característica de la teoría del enlace de valencia y no tiene cabida en lateoría de orbitales moleculares o en la teoría del campo de ligandos de los complejos de coordinación.
Ejemplo:
R3N→O
La flecha → indica que los dos electrones del enlace se originan en el grupo amina. En un enlace covalente
normal, cada uno de los átomos contribuye al enlace con un electrón. Por lo tanto, una descripción alternativa es
que el grupo amina cede un electrón al átomo de oxígeno, el cual es luego utilizado para crear el enlace. El
proceso de transferencia de electrones desde el nitrógeno hacia el oxígeno crea una diferencia de carga formal, por lo que la estructura electrónica puede también ser descrita como:
R3N+O-
Esta estructura electrónica es un dipolo eléctrico, por eso el nombre de enlace dipolar. En realidad cada uno de
los átomos posee una carga fraccionaria, el átomo más electronegativode los dos posee una carga fraccionaria
negativa.
Un ejemplo de enlace covalente dativo es el que se da por la interacción entre una molécula de amoníaco, que
es una base de Lewis con un par solitario de electrones, y el trifluoruro de boro, un ácido de Lewis debido a que
el átomo de boro posee un octeto incompleto de electrones. Al formarse el aducto el boro adquiere una
configuración de octeto completo.
La estructura electrónica de los complejos de cooordinación puede ser descrita en términos de un grupo de ligandos cada uno de los cuales es capaz de donar un par de electrones al núcleo de coordinación. Por
ejemplo, en el cloruro de hexaamincobalto (III), cada uno de los ligandos amoníaco dona un par solitario de
electrones al ion cobalto (III). En este caso, los enlaces formados son descritos como enlaces coordinados.
En cualquier caso un enlace coordinado es un enlace covalente. El calificativo de dipolar, dativo o coordinado
simplemente sirve para describir el origen de los electrones utilizados para formar el enlace.
14
ENLACE DE UNO Y TRES ELECTRONES
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar
de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno
molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2
electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso
del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta
excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y
puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón
está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro
ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es
el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-
electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es
estable entre átomos con electronegatividades similares.