Enlaces químicos unidad 3, Apuntes de Química

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INVESTIGACION

UNIDAD III

Daniel García Pérez

NC: 24380077

Ruiz Zavala José Raúl

Química,

Ingeniería Civil

Clase 12-13 p.m

INDICE

3.1 Introducción.

3.1.1 Concepto de enlace químico.

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.

3.1.3 Aplicaciones de símbolos y estructuras de Lewis y

limitaciones de la Regla del Octeto.

3.2 Enlace Covalente.

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus

alcances.

3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.

3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.

3.2.1.4 Enlaces covalentes, simples, dobles, triples,

covalentes coordinado o dónate.

3.3 Enlace iónico.

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos

iónicos.

3.3.2 Redes cristalinas.

3.3.2.1 Estructura cristalina

3.3.2.2 Energía reticular.

3.4 Enlace metálico

3.4.1 Teoría de bandas

3.4.2 Propiedades enlaces metálicos

3.4.3 Materiales conductores, semiconductores y

aislantes.

3.5 Fuerza Intermoleculares

3.5.1 Fuerzas de vander waals.

3.5.2 Fuerzas dipolo-dipolo

3.5.3 Puente de Hidrogeno

CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUIMICOS Enlace iónico Es aquella que sucede cuando la unión que se realiza se produce entre átomos de cargas distintas, es decir, se produce la unión de los átomos con carga positiva (o conocida en la química como no electronegativa) y los átomos con carga negativa (o bien llamados en el argot de la ciencia como átomos electronegativos). Enlace covalente Son aquellos que se reducen al intercambio de electrones, si bien en los enlaces iónicos existe atracción por opuesto, aquí la atracción puede ser por iguales, solo pudiendo ser posible la unión por medio de la pérdida o bien supresión de electrones. O lo que equivale decir a la pérdida de uno de sus componentes, lo que hace que ante tal caristia el enlace con otros igual permita complementarlas. Enlaces metálicos Son aquellos que suceden de la unión de los átomos con los electrones, dando a lugar a uno de los enlaces más consistente y resistentes, que de hecho es considerado por la propia química en uno de los enlaces más atrayentes, pudiendo conformarse por distintos átomos a la vez. APLICACIONES DE SIMBOLOS Y ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LIMITACIONES DE LA REGLA DE OCTETO La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto. Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis. Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p. 1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA. 3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia. 4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6. Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario. Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central.

TEORIAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SU ALCANCE Normal: Se define de la siguiente manera: "Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten". Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono. Cada doblete de electrones (representado por el signo :) Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura. En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones. Coordinado: Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA En química, la teoría del enlace de valencia explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular. Una estructura de enlace de valencia es similar a una estructura de Lewis, sin embargo, pueden escribirse varias estructuras de enlace de valencia donde no puede escribirse sólo una estructura de Lewis. Cada una de estas estructuras de EV representa a una estructura de Lewis específica. La combinación de las estructuras de enlace de valencia es el punto principal de la teoría de resonancia. La teoría del enlace de valencia considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos participantes formando un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal. La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados. La teoría del enlace de valencia ve las propiedades de aromaticidad en las moléculas que la presentan como debidas a la resonancia entre las estructuras de Kekulé, Dewar y posiblemente iónicas, mientras que la teoría de orbitales moleculares las ve como la deslocalización de los electrones π. Las matemáticas subyacentes también son algo más complicadas, limitando el tratamiento por medio de la teoría de enlace de valencia a moléculas relativamente pequeñas. Por otra parte, la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y iones. 8

TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación al estudio del enlace covalente, y la más ampliamente empleada para explicar la estructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partida consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la distancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y que presentan características similares, como se verá más adelante. Esta analogía es de tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posible resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevo hay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funciones de onda que representen los mencionados orbitales moleculares Según la teoría del orbital molecular (TOM) los orbitales de los átomos que se enlazan se solapan dando lugar a una serie de orbitales extendidos a toda la molécula (orbitales moleculares). El proceso de solapamiento, por tanto, no sólo afecta a la capa de valencia sino a todas las capas de los átomos enlazados. Al igual que en la teoría del enlace de valencia, la extensión del solapamiento está relacionada con la intensidad del enlace y, además, dependiendo de que se produzca frontal o lateralmente, se formarán orbitales moleculares de tipo sigma o pi. Cada pareja de orbitales atómicos que se solapen formará una pareja de orbitales moleculares, uno enlazante y otro antienlazante, que pueden contener hasta dos electrones con espines opuestos. El orden de enlace se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazante y no enlazante y dividiendo por dos.

ENLACES COVALENTES: SIMPLES, DOBLES, TRIPLES, COVALENTES CORDINADOS O DONATE En las sustancias covalentes, los átomos que conforman las moléculas pueden compartir entre sí uno, dos, tres o más pares de electrones para alcanzar una configuración electrónica estable. Dependiendo del número de pares de electrones que se comparten entre dos átomos, el enlace covalente puede ser simple, doble o triple. Enlace covalente simple: es el que se forma cuando los átomos que se unen comparten un par de electrones y cada uno aporta un electrón, como en el caso del Cl2. Se representa con una línea corta. Enlace covalente doble: es el que se forma cuando los átomos que se unen comparten dos pares de electrones y cada átomo aporta un par. Se representa por dos líneas cortas. Por ejemplo, en la molécula de oxígeno, cada átomo tiene seis electrones de valencia, de modo que le faltan dos para completar la regla del octeto, lo que logra compartiendo dos pares de electrones. Enlace covalente triple : es el que se forma cuando se comparten tres pares de electrones. Se representa por tres líneas cortas. Por ejemplo, en la molécula de nitrógeno (N2), cada átomo de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia; al compartir tres pares electrones, completan el octeto. Coordinado: Se define de la siguiente forma: "Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado. El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.

FORMACION Y PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS 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 fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. Gracias a esto se forma un compuesto quimico simple. 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. El metal dona uno o más electronesformando iones con carga positiva o cationes con una configuración 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 laestructura de Lewis adquieren 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 tambien es menol y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.

REDES CRISTALINAS La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuídas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad. El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

• Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida eni espacio de la red.
• Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electroneutralidad

ENERGIA RETICULAR La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos. Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar (∆Hº), es decir KJ/mol, aunque de signo opuesto. La energía reticular es imposible de medir de forma directa, sin embargo, conociendo la estructura y la composición que tenga el compuesto iónico que queramos estudiar, podemos calcular o al menos aproximarnos a ella mediante una ecuación que da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entre otras. También existe la posibilidad de calcular la energía reticular de manera indirecta mediante los ciclos termodinámicos. El modelo iónico es aquel que se encuentra formado por cationes y aniones a través de fuerzas electrostáticas, siempre que estemos hablando del estado sólido. Este caso concreto es válido solamente si existe bastante diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el compuesto. En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizados en los correspondientes iones, estando bajo la influencia solamente de sus respectivos núcleos. No hay deslocalización de los electrones como podría ocurrir en el caso de los sólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición de electrones como en el caso de los sólidos de tipo covalente. La localización de los electrones tiene como consecuencia la no conducción de la corriente eléctrica para los sólidos iónicos, pero si son aislantes.

ENLACE METALICO Los enlaces metálicos son, como su nombre lo indica, un tipo de unión química que se produce únicamente entre los átomos de un mismo elemento metálico. Gracias a este tipo de enlace los metales logran estructuras moleculares sumamente compactas, sólidas y resistentes, dado que los núcleos de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de valencia. En el caso de los enlaces metálicos, lo que ocurre con los electrones de valencia es que abandonan sus órbitas alrededor del núcleo atómico cuando éste se junta con otro, y permanecen alrededor de ambos núcleos como una especie de nube electrónica. De esta manera las cargas positivas y negativas mantienen su atracción, sujetando firmemente al conjunto atómico y alcanzando márgenes importantes de dureza, compactación y durabilidad, que son típicas de los metales en barra. Podemos decir que el enlace metálico constituye un vínculo atómico muy fuerte, propio de átomos metálicos de la misma especie. Es importante no confundir el enlace metálico con las aleaciones, que son mezclas homogéneas de distintos metales, o de metales y otros elementos. Tampoco debe confundirse a este tipo de enlaces con los enlaces iónicos (metal-no metal) o los covalentes (no metal-no metal), si bien comparten con estos últimos ciertos rasgos funcionales, ya que los átomos involucrados intercambian los electrones de su capa de valencia.

Conductores: Son aquellos materiales por los cuales la corriente eléctrica fluye con mayor facilidad, gracias a que poseen entre uno y tres electrones libres en la capa electrónica más externa, fáciles de movilizar con poca energía. Ejemplos: Cobre, Aluminio, Oro, Plata, Agua de mar (no metal), Hierro, Grafito y grafeno (no metales), Estaño, Wolframio, Bronce (aleación de cobre y estaño), Latón (aleación de cobre y zinc), Acero recubierto de aluminio. Semiconductores: Los semiconductores se comportan como conductores o como aislantes, dependiendo de ciertas condiciones de temperatura, exposición a los campos electromagnéticos, presión y otros factores. Ejemplos: -Oxígeno, Cadmio, Azufre, Selenio, Arseniuro de galio, Fósforo, Compuestos de Indio (sulfuro, arseniuro, antimonurio y fosfuro) Aislantes: Son los materiales a través de los cuales la corriente eléctrica no fluye fácilmente. Por regla general, tampoco conducen bien el calor, aunque hay excepciones como el diamante, que es excelente conductor de calor, pero no de la electricidad (salvo cuando sufre deformaciones a muy pequeña escala: la nanoescala, según revelan estudios recientes). Ejemplos: Plástico, Mica, Madera, Corcho, Papel, Celulosa, Aceite, Fibras como seda y algodón, Caucho (natural y sintético), Cuarzo, Vidrio, pyrex y porcelana, Amianto, Mármol, Resinas, Poliestireno, Aire (a temperatura ambiente) MATERIALES CONDUCTORES, SEMICONDUCTORES Y AISLANTES

Las fuerzas intermoleculares son un conjunto de interacciones que tienen lugar entre las moléculas, sean de un mismo compuesto químico o no, y que las mantienen unidas. Gracias a estas fuerzas las moléculas logran agruparse y definir un sólido, líquido o gas; es decir, son responsables de las propiedades físicas de las sustancias. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos tipos: electrostáticas o de Van der Waals. Las electrostáticas son todas aquellas donde tenemos iones, los cuales son átomos o moléculas cargados eléctricamente (+ o -). Mientras, las de Van der Waals involucran átomos o moléculas neutros, que por fluctuaciones en su distribución electrónica se polarizan y se atraen o repelen entre sí. Las fuerzas intermoleculares pueden compararse a la unión existente entre distintas piezas de Legos. Dependiendo de sus formas y orientaciones, sus uniones se vuelven más débiles o fuertes, al igual que cambian el diseño y las dimensiones finales de la construcción. Cuanto más fuerte sean estas fuerzas, más difícil será separar las piezas de Legos o, en el caso de la química, las moléculas. Esto también significa que habrá mayor compactación y que, por lo tanto, las moléculas definirán líquidos más viscosos, gases más pesados o sólidos más densos. FUERZA INTERMOLECULARES