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UNIDAD 2: Uniones Químicas - Fuerzas
Intermoleculares
CONTENIDOS: Enlaces químicos. Tipos de enlaces: iónica, covalente, metálico. Estructuras de Lewis. Clasificación el enlace covalente. Interacciones intermoleculares: ión-dipolo, fuerzas de Van Der Walls (dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido, fuerzas de London). Puente hidrógeno: importancia en los sistemas biológicos. Interacciones intermoleculares en gases, líquidos y sólidos. Relación estructura-propiedades. ENLACES QUÍMICOS Un enlace químico es una asociación de átomos o iones, que se unen fuertemente entre ellos para formar una especie o compuesto determinado con propiedades mensurables (que se pueden medir) y diferentes de las de los átomos que le dieron origen. Según Lewis, los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. Por ejemplo, la molécula del agua H2O está formada por hidrógeno y oxígeno, pero no es exactamente ni hidrógeno ni oxígeno. Esa asociación tiene que permitir formar una sustancia nueva con propiedades propias y diferentes. Existen tres tipos generales de enlaces químicos: enlace metálico, enlace iónico y enlace covalente. En estos tres tipos de enlaces participan fuerzas intramoleculares, las cuales mantienen juntos los átomos o iones de una molécula. Estas fuerzas estabilizan las moléculas individuales, influyen en la forma molecular, las energías de enlace y muchos aspectos del comportamiento químico. ESTRUCTURA DE LEWIS
Lewis desarrolló muchos de los modelos que hoy seguimos utilizando para entender el enlace químico. El desarrollo de la tabla periódica y el concepto de configuración electrónica otorgaron fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos iónicos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuando estudiamos los enlaces químicos consideramos sobre todo los electrones de valencia de los átomos, es decir, aquellos electrones que participan de los enlaces químicos. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química se utiliza el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un Símbolo de Puntos de Lewis consiste en el símbolo químico del elemento y un punto por cada electrón de valencia que tiene el átomo. Este sistema sirve para abreviar la estructura de los átomos y entender de manera simplificada como se unen o enlazan los átomos de una molécula o compuesto. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo químico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Cada lado puede contener dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes y la colocación de dos electrones en un lado o de uno a cada lado es arbitraria. A excepción del Helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número de grupo del elemento, por lo tanto, los elementos de un mismo grupo al poseer configuraciones electrónicas externas similares también presentan símbolos de puntos de Lewis similares. Por otra parte, los elementos de transición al tener capas internas incompletas, en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos.
cationes metálicos y los electrones deslocalizados. Los núcleos de los cationes se juntan tanto que comienzan a compartir sus electrones de valencia, estos mismos, permanecen distribuidos uniformemente alrededor del conjunto de núcleos como una especie de mar o nube de electrones, libres y sueltos que se encuentran en permanente movimiento. Ningún electrón individual está confinado a algún catión metálico en particular, por lo que tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional del metal Propiedades del enlace metálico: El modelo de mar de electrones del enlace metálico explica algunas de las características más importantes de los metales. La gran conductividad eléctrica y térmica de los metales, se debe a la libertad de los electrones externos para moverse por el metal, este flujo de electrones permite que la electricidad y el calor se transfiera fácilmente por todo el sólido. La gran conductividad térmica de los metales produce al tacto una sensación fría característica. Casi todos los metales son maleables, lo que significa que se pueden martillar para formar hojas delgadas, y dúctiles, lo que significa que se pueden estirar para formar alambres. Estas propiedades indican que los cationes metálicos son capaces de deslizarse fácilmente unos sobre otros en varias direcciones. Esta capacidad de deformación de los metales (su maleabilidad y ductilidad) se debe a que los cationes metálicos forman enlaces con muchos cationes vecinos. Una redistribución de los electrones permite que el metal se adapte a los cambios de posición de los cationes, resultado de la nueva forma del metal. Casi todos los metales son sólidos a temperatura y presión ambiente, presentando altos puntos de fusión y elevadas densidades, y tienen gran solidez y dureza, debido a que ese mar de electrones mantiene firmemente unidos a los cationes metálicos, por lo que por lo que es necesario otorgar bastante energía (temperatura) al sistema para separar esos iones y romper ese enlace, y así conseguir el cambio de estado. Los metales presentan un brillo propio y lustre característico también está asociado al movimiento de electrones.
Por ende, cuando los metales se calientan a ebullición, sus vapores no presentan un brillo metálico ni conducen la electricidad, ya que esos enlaces metálicos dejan de existir. ENLACE IÓNICO: La electronegatividad de los átomos implicados es muy distinta. Uno es muy electronegativo y el otro no. Su diferencia de electronegatividad es grande. El enlace iónico se forma por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Debido a esta transferencia de electrones los átomos se convierten en iones. Generalmente, los compuestos iónicos resultan de la combinación de un metal del grupo I A o II A y un halógeno u oxígeno. Cuando reaccionan metales con no metales, los electrones se transfieren de los átomos del metal a los átomos del no metal, y se forman iones con cargas opuestas. Por ejemplo, cuando el sodio metálico (Na) y el cloro gaseoso (Cl) se ponen en contacto ocurre una reacción violenta que produce cloruro de sodio (NaCl), dando como resultado la formación de iones. Por un lado, el átomo de sodio cede su único electrón de valencia, convirtiéndose en un catión (carga positiva). Por otro lado, el átomo de cloro atrae el electrón del sodio, convirtiéndose en un anión (carga negativa). Esta transferencia de electrones sucede debido a la baja electronegatividad del sodio y la alta electronegatividad del cloro. Ambos elementos forman un compuesto iónico muy estable debido a la atracción electrostática que hay entre los iones (Na+ y el Cl-) con cargas opuestas. Esta atracción mantiene unidos a los iones, liberando energía y ocasionando que los iones formen una especie de arreglo sólido o red
La formación de enlaces iónicos puede representarse por medio de la Estructura de Lewis. Se deben colocar los símbolos químicos de los elementos implicados en el compuesto. Cada símbolo debe estar encerrado en corchetes junto a los electrones de valencia (puntos) que tiene el ión una vez que se haya combinado. Por fuera de los corchetes y a la derecha de los símbolos químicos, se debe indicar la cantidad de cargas eléctricas que presenta cada ión y en el caso de que el compuesto posea más de un átomo del mismo elemento se debe indicar la cantidad con un número a la izquierda del símbolo químico. Por ejemplo, la formación de NaCl a partir de un átomo de Na y un átomo de Cl, puede representarse de la siguiente manera: la flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro, dando lugar a la formación de iones (catión de sodio y anión de cloro). Se colocan los corchetes alrededor del anión de cloro indicando que 8 electrones se localizan en este anión. Se coloca el signo + indicando que el catión de sodio tiene una carga positiva y el signo – indicando que el anión de cloro tiene una carga negativa. Por ejemplo, la formación de MgCl 2 a partir de un átomo de Mg y dos átomos de Cl, puede representarse de la siguiente manera: la flecha indica la transferencia de un electrón del átomo de magnesio a cada átomo de cloro, dando lugar a la formación de iones (catión de magnesio y aniones de cloro). Debido a que hay dos átomos de cloro en el compuesto, se coloca un número 2 a la izquierda del símbolo y por fuera de los corchetes. Se colocan los corchetes alrededor del anión de cloro indicando que 8 electrones se localizan en cada
anión. Se coloca el signo 2+ indicando que el catión de magnesio tiene dos cargas positivas y el signo – indicando que los aniones de cloro tienen una carga negativa cada uno. ENLACE COVALENTE: La electronegatividad de los átomos implicados es alta y similar. Su diferencia de electronegatividad es pequeña o nula. El enlace covalente se forma por la compartición de un par o pares de electrones entre los átomos. Debido a esta compartición de electrones no hay formación de iones, ya que no existe la transferencia de electrones. Generalmente, los compuestos covalentes resultan de la combinación de no metales entre sí. Cuando reaccionan no metales entre sí, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Por ejemplo, cuando dos átomos de hidrógeno se ponen en contacto ocurre una reacción que produce una molécula diatómica de hidrógeno (H 2 ), dando como resultado la compartición de un par de electrones. Los dos núcleos con carga positiva y los dos electrones con carga negativa se repelen mutuamente, mientras que los núcleos y los electrones se atraen. Cuando las fuerzas de atracción logran exceder a las fuerzas de repulsión genera que los electrones (densidad electrónica) se concentren entre los núcleos, haciendo que los núcleos se sientan atraídos electrostáticamente hacia la concentración de carga negativa que se encuentra entre ellos. Este par compartido de electrones en estos átomos y en cualquier enlace covalente actúa como una especie de “pegamento” que los mantiene unidos como en la molécula de H 2. En estos enlaces también se cumple con la Regla del Octeto, ya que el átomo del hidrógeno al combinarse con otro átomo de hidrógeno, terminan compartiendo un par de electrones y así sus configuraciones electrónicas se asemejan a la del gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica, el Helio
implicados en el compuesto. Cada par de electrones de valencia compartido entre los átomos debe mostrarse con una línea, y aquellos pares libres, es decir, pares de electrones de valencia que no participan en la formación del enlace covalente se deben mostrar como puntos. Por ejemplo, la formación de una molécula diatómica de F 2 a partir de dos átomos de F, puede representarse de la siguiente manera: La flecha indica la compartición de un par de electrones de valencia entre los dos átomos de F. Tipos de enlace covalente:
- Según el tipo de átomos: a. Homonuclear: Átomos del mismo elemento químico (igual cantidad de protones). b. Heteronuclear: Átomos de diferentes elementos químicos (distinta cantidad de protones).
- Según el número de enlaces: Por regla general, la distancia entre los átomos enlazados disminuye al aumentar el número de pares de electrones compartidos. a. Simple o Sencillo: Es cuando dos átomos se unen por medio de 1 par de electrones. b. Doble: Es cuando dos átomos se unen por medio de 2 pares de electrones. Es más estable que el enlace simple. c. Triple: Es cuando dos átomos se unen por medio de 3 pares de electrones. Es más estable que el enlace simple.
- Según la diferencia de electronegatividad: a. Polar: Hay una diferente electronegatividad entre los átomos implicados. En un enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones de enlace que el otro, por lo que los electrones se comparten de manera desigual entre los dos átomos. Esto deja una carga negativa parcial en el átomo más electronegativo y una carga positiva parcial en el átomo menos electronegativo. Si la diferencia de electronegatividad (la capacidad de atraer electrones) es muy grande entre los átomos implicados, se forma un enlace iónico. b. Apolar o No Polar: Hay una misma electronegatividad entre los átomos implicados. En un enlace covalente apolar, los dos átomos ejercen la misma atracción por igual sobre los electrones de enlace, por lo que los electrones se comparten de manera equitativa entre los dos átomos.
IÓN - IÓN:
Es la atracción electrostática que se presenta entre una molécula que haya quedado con carga positiva y otra molécula que haya quedado con carga negativa. Por lo que se ven atraídas con una alta intensidad, siendo un enlace muy fuerte. IÓN - DIPOLO: Es la atracción electrostática que se presenta entre un ión (un catión o un anión) y la carga parcial de un extremo de un dipolo. Los dipolos son moléculas polares, ya que tienen un extremo positivo y uno negativo. De este modo, los iones positivos son atraídos hacia el extremo con carga negativa de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo con carga positiva. La intensidad de esta fuerza depende de la carga y el tamaño del ión, así como la polaridad y el tamaño del dipolo. Esta fuerza aumenta al incrementarse la carga del ion o la polaridad del dipolo. Las cargas en los cationes están más concentradas porque estos iones suelen ser más pequeños que los aniones. Por ende, con una carga de igual magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos que un anión. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial importancia en las disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares.
FUERZAS DE VAN DER WAALS: Se dividen en tres tipos de fuerzas. DIPOLO o IÓN - DIPOLO INDUCIDO (provocado, fabricado, promovido): Es la atracción electrostática que se presenta entre un dipolo permanente o un ión, y un dipolo que originalmente no lo es, es decir, que fue una molécula no polar. Cuando un dipolo o ión se acerca a una molécula no polar, la distribución electrónica de esta se distorsiona, debido a la fuerza ejercida por el dipolo o ión que repele a los electrones de la molécula no polar. Esto produce una clase de dipolo, denominado dipolo inducido porque la separación de sus cargas positiva y negativa se debe a la proximidad de una molécula polar o un ión. Por un lado, el dipolo temporal va a orientar su extremo con carga positiva hacia el extremo con carga negativa del dipolo permanente. La atracción entre una molécula polar y el dipolo inducido se conoce como interacción dipolo-dipolo inducido. Por otro lado, el dipolo temporal va a orientar su extremo con carga positiva hacia un anión (ión con carga negativa) o va a orientar su extremo con carga negativa hacia un catión (ión con carga positiva). La atracción entre un ión y el dipolo inducido se conoce como interacción ión-dipolo inducido. La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no sólo de la carga del ión o de la fuerza del dipolo, sino también de la polarizabilidad de la
moléculas. Esto explica la atracción entre moléculas no polares. Las fuerzas de dispersión de London también dependen de la polarizabilidad de las moléculas o átomos que rodean al dipolo instantáneo, ya que a mayor polarizabilidad existe mayor probabilidad de que el dipolo instantáneo pueda inducir un momento dipolar en las moléculas o átomos vecinos. A su vez, esto depende del tamaño molecular o atómico, ya que las moléculas o átomos más grandes suelen tener más electrones, lo que implica que será más fácil alterar su distribución electrónica, debido a que el núcleo atrae con menos fuerza a los electrones externos. Por ende, es correcto decir que las fuerzas de dispersión y el punto de fusión aumentan con el número de electrones. Por último, la forma molecular también influye en la magnitud de las fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas son muy suaves y débiles, y presentan un tiempo de duración sumamente escaso, ya que duran el tiempo en que están en contacto y cuando el movimiento continúa, se separan y vuelven a ser nuevamente no polares. Generalmente, las fuerzas de dispersión son similares o incluso mayores que las fuerzas dipolo-dipolo que existen entre las moléculas polares. Las fuerzas de dispersión existen entre todas las moléculas, sean polares o no polares. Las moléculas polares experimentan fuerzas dipolo-dipolo, pero también experimentan fuerzas de dispersión al mismo tiempo. De hecho, las fuerzas de dispersión entre las moléculas polares suelen contribuir más a las atracciones intermoleculares que las fuerzas dipolo-dipolo. DIPOLO - DIPOLO: Es la atracción electrostática que se presenta entre dipolos, es decir entre moléculas polares neutras y permanentes, que poseen un extremo positivo y uno negativo.
De este modo, los dipolos se atraen cuando el extremo con carga positiva de uno de ellos está cerca del extremo con carga negativa de otro dipolo, o viceversa. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, por lo que a veces están en orientaciones atractivas y a veces en orientaciones repulsivas. Por ende, deben ser capaces de acercarse entre sí en la orientación correcta. Dos moléculas que se atraen pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen, por lo que el efecto global es una atracción neta. La intensidad de esta fuerza depende de la polaridad y volúmenes moleculares de los dipolos. Esta fuerza aumenta al incrementarse la polaridad y al disminuir el volumen de los dipolos. Este tipo de fuerzas son eficaces cuando los dipolos están muy juntos y generalmente son más débiles que las fuerzas ion-dipolo. PUENTE DE HIDRÓGENO Es un tipo de atracción electrostática dipolo-dipolo única que se presenta entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (particularmente un enlace de H -- F, H -- O o H -- N) y un par (dos) de electrones libres de un ión o átomo electronegativo, pequeño y cercano de O, N o F de otra molécula. El enlace por Puente de Hidrógeno es un tipo especial de atracción
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL AGUA
El agua participa en todos los procesos vitales y es un magnífico disolvente para muchos compuestos iónicos, así como para otras sustancias que son capaces de formar puentes de hidrógeno con el agua. Esta misma, tiene un calor específico elevado, ya que para elevar la temperatura del agua, es decir, para aumentar la energía cinética promedio de sus moléculas, primero se deben romper muchos puentes de hidrógeno intermoleculares. A pesar de que un puente de hidrógeno es más débil que un enlace covalente, en conjunto, tienen una fuerza considerable, haciendo que las moléculas se aferren estrechamente. Por ende, es capaz de absorber una gran cantidad de calor mientras que su temperatura sólo aumenta ligeramente. Además, el agua es capaz de proporcionar una gran cantidad de calor mientras que su temperatura sólo disminuye ligeramente. Por este motivo, los lagos y océanos moderan de manera eficaz el clima de las zonas circundantes al absorber calor en el verano y proporcionar calor en invierno, únicamente mediante pequeños cambios en su temperatura. La propiedad más sobresaliente del agua es que su forma sólida es menos densa que su forma líquida, por lo que el hielo flota en la superficie del agua líquida. Esta característica se debe a la estructura de la molécula de H 2 O, ya que en el átomo de Oxígeno hay dos pares de electrones no enlazantes, o dos pares sin compartir. Aunque muchos compuestos pueden formar puentes de hidrógeno intermoleculares, lo que hace diferente al H 2 O de otras moléculas polares, como NH 3 y HF, es que cada átomo de Oxígeno tiene la capacidad de
formar dos enlaces por puente de hidrógeno, el mismo número de pares libres de electrones no enlazantes que posee este átomo. De este modo, las moléculas de agua se enlazan en una extensa red tridimensional donde cada átomo de Oxígeno forma casi un tetraedro con cuatro átomos de Hidrógeno, dos átomos de Hidrógeno unidos por enlaces covalentes y dos átomos de Hidrógeno unidos por puentes de hidrógeno. Esta igualdad en el número de átomos de Hidrógeno y de pares libres no es típica de ninguna otra molécula que sea capaz de formar puentes de hidrógeno, por lo que las moléculas de agua forman estructuras tridimensionales. El agua sólida (hielo) presenta una estructura tridimensional tan ordenada que evita que las moléculas de agua se acerquen demasiado entre ellas, generando espacios vacíos, lo que explica la baja densidad del hielo. Cada átomo de Hidrógeno de una molécula de H2O está orientado hacia un par libre de electrones de una molécula de H 2 O adyacente. El resultado es que el hielo tiene una disposición hexagonal abierta de moléculas de H 2 O.
