EL ENLACE QUÍMICO

Solo los gases nobles se presentan como átomos separados, en los materiales de nuestra vida diaria en su mayoría los elementos están unidos por enlaces químicos .Un enlace químico es representado por líneas entre átomos ó palos conectando esferas, pero en términos químicos es el efecto que causan dos átomos lo suficientemente cerca para estar a mas baja energía que cuando ellos están a otra distancia y es del orden de 100 kj por mol. Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los elementos que conforman un compuesto, se explican por la interacción de los electrones que ocupan los orbitales más exteriores de ellos. Las propiedades periódicas como la energía de ionización y la afinidad electrónica, predicen la transferencia directa de electrones entre elementos y conformar enlaces de tipo iónico ó compartir los electrones de los niveles mas externos para conformar configuraciones más estables (de gas noble)y formar enlaces de tipo covalente. Las propiedades físicas y químicas para la gran mayoría de los compuestos se explican por las diferencias que presentan los tipos de enlace entre los elementos. El resultado de estas atracciones permite definir las moléculas como agregados de átomos con propiedades distintas y distinguibles; de hecho las moléculas pueden ser muy estables o altamente reactivas

El enlace iónico

Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico, existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina, como es el caso del sodio y la el cloro que por sus distribuciones electrónicas buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de cloro.

Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la distribución del neón Na[Ne]3s¹ ®Na⁺ [Ne]+ e^-

Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la distribución del argón Cl[Ne]3s²3p⁵ + e^- ®Cl^- [Ar]

®

La reacción entre el sodio sólido y el cloro gaseoso es espontánea, la transferencia de electrones entre el metal y el no metal esta asociada a un calor de formación del NaCl (s) y presenta las etapas de cambio del sodio de sólido a gas con un cambio de = 92kJ por la nergia necesaria para el cambio de estado , luego en el proceso existe un paso de moléculas de cloro a átomos de cloro y para romper dicho enlace se requieren = 121 kJ ; la ionización del sodio al pasar de sodio gaseoso a ion sodio gaseoso Na⁺ requiere de = 496 kJ ( energía de ioniozación) y la adición de un electrón al cloro gaseoso requiere de = -349 kJ (afinidad electrónica). La combinación final de los iones tiene un cambio de = -771.

Balanceando termoquímicamente este proceso para la formación del cloruro de sodio tenemos:

Tranformación , kJ

Na (s)® Na (g) 92

½Cl₂(g) ®Cl(g) 121

Na (s)® Na⁺ (g) + e^- 496

Cl (g) +e^-®Cl^- -349

Na⁺(s)+ Cl^-(g) ® NaCl(s) -771

-----------------------------------------------------

Na (s) +½ Cl₂(g) ® -441

Este ciclo de cambios se denomina Borh-Haber y se aplican en la kley de Hess, la energia del NaCl(s) corresponde a 771kJ y se conoce como la energía de la red cristalina y por norma general entre mas alta sea la energía de la red mayor es el punto de fusión y la dureza del sólido formado. Así, mismo al aumentar la carga de los iones manteniendo el mismo tamaño la energía de la red se incrementa por ejemplo como se muestra en la tabla siguiente al comparar la energía del cloruro de litio LiCl y el cloruro de magnesio MgCl₂ el compuesto de magnesio presenta mas altos valores de fusión y de dureza.

Compuesto	LiCl	NaCl	KCl	NaBr	Na2O	Na2S	MgCl2	MgO
Energía de red kJ	843	769	701	732	2481	2192	2326	3795

El enlace covalente

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los iónicos. Los enlaces pueden ser simple, doble y triple, según la forma de compartir uno, dos o tres electrones.

La energía de las fuerzas de atracción o repulsión entre los elementos que conforman un enlace iónico es función de la distancia internuclear llegando a una distancia mínima donde se compensa las fuerzas de atracción y de repulsión, la cual se denomina distancia de enlace.

®

La energía potencial de un sistemas de dos átomos, presenta un comportamiento donde a grandes distancias no hay interacción, a distancia de varios diámetros atómicos predomina la atracción y distancias muy cercanas predomina la repulsión, causando que la energía potencial aumente . Las energías de atracción y repulsión se equilibran en el mínimo punto de la curva; a dicha distancia los átomos son estables y se dice que el enlace químico existe entre ellos.

Las estructuras de Lewis.

Son formulas electrónicas propuestas por Gilbert Lewis en 1916 para los enlaces covalentes, se presenta en forma de puntos el números de electrones de los niveles de valencia o sea los electrones químicamente importantes, y en especial para los elementos del grupo A que tratan de tener la configuración de gas noble, como el cloro donde se predice la formación de un enlace covalente, en el oxigeno y azufre dos enlaces covalente, en el nitrógeno y fósforo se predicen tres en laces covalentes y en el carbono cuatro enlaces covalentes. Debido al gran numero de puntos esta representación no es muy útil en los elementos de transición. Para las formulas de Lewis todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de los niveles más externos.

Como primera aproximación para la estructura de los enlaces las formulas de Lewis y solo muestra los, electrones de valencia y además, no permite mostrar las formas tridimensionales de las moléculas ó de iones poliatómicos

Las estructuras de Lewis

Átomos

Se dibujan los electrones externos en los grupos y se maximizan los electrones no pareados por ejemplo:

Iones simples

Los átomos pierden o ganan electrons para adquirir la configuración de gas noble. Por los tanto no hay puntos en las estructuras. Ejemplo:

La estructura de puntos para Na⁺¹ es [Na⁺¹] .

La estructura de puntos del O^-2 es [O^-2].

El grupo 1 pierde 1 electrón y el 6 puede ganar 2 electrones.

Compuestos iónicos

1. Asegura que es ionico. El MgO y el CaCl₂ son ionicos ; N₂O₃ y el ClF no lo son.
2. Determine las cargas de los iones en los grupos d la tabla periódica así:

Grupo	IA	IIA	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA	VIIA
carga	+1	+2	+3	-4	-3	-2	-1	0

3. Asegúrese que la suma de las cargas de los iones es cero.

En el Al₂O₃, el Al, esta en el grupo 3, será +3 y el oxigeno O, en el grupo 6, será -2.

La SUMA = 2(+3) + 3(-2) = 0.

formula	CaCl2	MgO	Mg3N2
Estructuras de Lewis	Ca^+2 + 2 Cl^-1	Mg^+2 + O^-2.	3 Mg^+2 + 2 N^-3.

Practica

atomos: N, C, Al, Mg, F, As
iones: Cs⁺¹ , F^-1 , Mg⁺² , O^-2 , P^-3 , Si^-4 , B⁺³
compuestos iónicos: MgS, Ca₃P₂, NaCl, Na₄Si, Fr₂Se, Al₂O₃, Na₃N

Moléculas covalentes simples

Un enlace covalente es un par de electrones (usualmente uno de cada átomo) compartidos entre dos núcleos, el H siempre llega hasta 2 electrones externos y los otros átomos adquieren 8 electrones.

Ejemplos

H2	CH3CH2CH2OH	CF4

Practica

Covalente simple : CH₄, H₂O, NH₃, CH₃CH₃, CH₃CH₂Cl, CH₃CH(NH₂)CH₂OH, CH₂OH(CHOH)CH₂OH, (CH₂)₄

B, H₂O, MgF₂, Se^-2, CH₃CHOHCH₂F, NF₃, Mg₃N₂

Moléculas covalentes con varios enlaces

Para completar la configuración de gas noble, algunos elementos comparten mas deun ar de electrones en regiones intermoleculares par hacer en laces dobles o triples.

Ejemplos

O2	N2	CO2
CH3COOH	CH3CHCH2	NO

Practica

En lace multiple covalente : SiO₂, P₂, C₂H₄, C₂H₂, CH₃COOH, CH₃COCH₃, CH₃CCH, CO, NO, CH₂CCH₂, HCN

Ne, CH₃COCH₃, Cl₂, SrF₂, SrO, P₂, KCN, B⁺³, CH₂CH₂, NaOH

Radicales

Son iones que tienen atoms unidos en forma covalente pero que se atraen iónicamente con otros átomos o radicals.

Radicales comunes

NH4^+1 amonio	PO4^-3 fosfato	SO4^-2 sulfato	SO3^-2 sulfito
ClO3^-1 clorato	CO3^-2 carbonato	OH^-1 hydroxilo	NO3^-1 nitrato
NO2^-1 nitrito	HCO3^-1 carbonato ácido

Ejemplo

SO4^-2	NH4^+1	CO3^-2

Practica

radicales: NH₄⁺¹ , PO₄^-3 , SO₄^-2 , SO₃^-2 , ClO₃^-1 , CO₃^-2 , OH^-1 , NO₃^-1 , NO₂^-1 , HCO₃^-1: O, F^-1, Sr₃P₂, CF₄, H₂CO, NH₄⁺¹ , Al₂O₃ , CF₃CH₂I , KCN , SO₄^-2 , CO₃^-2

EN LACES COVALENTES POLARES Y NO POLARES :

Los átomos similares que comparten electrones poseen una distribución de cargas simétricas permitiendo definir propiedades isotrópicas en las moléculas es decir no tiene regiones preferenciales de electronegatividad como es el caso de los compuestos de cloro y los de hidrógeno gaseoso. este tipo de en lace se denomina no polar o apolar en función de la diferencia de electronegatividades DE = 0.

Los enlaces donde el par de electrones nose comparten por igual dejando una región carga eléctricamente forman moléculas asimétricas , como es el caso del cloruro de hidrógeno, estos modelos de densidad electrónica permiten definir la polaridad de las moléculas y predicen la distribución de la nube de cargas electrónicas o dipolo , la mínima densidad esta en el hidrógeno y la máxima en el cloro y las distribuciones se realizan resolviendo la ecuación de Schrödinger.

Para el agua el modelo presentado a continuación de la densidad electrónica en el agua , el oxigeno tiene gran densidad electrónica, y los hidrógenos baja por lo tanto el oxigeno esta cargado y los hidrógenos tiene carga parcial . La afinidad electrónica del oxigeno es de 141 jJ/mol y el oxigeno solo 73 kJ/mol. La energía de ionización del O es de 1314 kJ/mol, mas o menos la del hidrógeno qure es de 1312 kJ/mol.