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CREADO POR : AGUAS VERA JOSUE


INTRODUCCIÓN 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.

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ENLACES QUIMICOS es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, moléculas y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poli atómicos. atómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica. cuántica Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales,, y gases diatómicos -o o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodearodea está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia. 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 igual a ocho,, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, nte, 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, covalente, 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 positivas de ambos núcleos,, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a la repulsión entre los dos núcleos positivamente 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,

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el orbital atómico 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 (Más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva 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 p positiva, ositiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en ((iones)) (( de carga 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 polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la (TREPEV) teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Existen teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares,, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas. Las primeras eras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química. En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace enla atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "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 os por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que: Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en 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 la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomoss combinantes. A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales,, 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, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones,

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en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, electrón enlace simple, enlace 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 pertenezca pert a uno 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 regla de 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 + 1 hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2 . 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 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 Hitler-London forma la base de lo que ahora se denominateoría teoría del enlace de valencia. valencia En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares,, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2(flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno), ), a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de 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 perfección matemática (esto es, analíticamente), analíticamente pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto tan las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del 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 distancia 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 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

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ENLACE COVALENTE Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, 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 laces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no 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, 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 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 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 respectivamente. En la representación de Lewis, Lewis estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos

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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 bajas. En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos 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: Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos,, que tienen estas propiedades: Elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Son sólidos . Son sustancias muy duras (excepto el grafito). Son aislantes (excepto el grafito) . Son insolubles . Son neocloridas.

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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 (→).

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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.

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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.

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CARACTERISTICAS Algunas características de este tipo de enlace son: Ruptura de núcleo masivo. Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico. Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición. 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 disoluciones disol acuosas. Una vez en solución acuosa,, son excelentes conductores de electricidad. En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito circuit en 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 iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de lapila del circuito y por ello éste funciona.

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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+). 12


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+OEsta 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.

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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 3electrones 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.

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