UNIDAD 2. ENLACES QUIMICOS Y ESTADO SOLIDO CRISTALINO INTRODUCCION

2.2. CONCEPTOS DE ENLACE QUIMICO

Enlace químico

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes del electromagnetismo.

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 propiedades químicas). 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 sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

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, 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.

Enlace covalente, uno o más electrones (frecuentemente un par de electrones) 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.

Enlace iónico, el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido. En este el electrón de enlace no es compartido, sino que es transferido 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) 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. 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. 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 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 atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza. 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 átomos 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, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:

Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente.

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 hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+.1.

Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de 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),

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), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto 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 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.2 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. 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.

EN UN ENLACE COVALENTE LOS SOLIDOS FORMAN CRISTALES COVALENTES POR EJEMPLO:

GASES:N2, CI2, NH3, CH4.

LIQUIDOS: H2O, CH3, OH, GASOLINA.

SOLIDOS: AZUCAR, NAFTALINA.

ENLACES IONICOS: FORMAN CRISTALES IONICOS EJEMPLOS: SALES, OXIDOS, HIDROXIDOS. CINa, CaO, Fe2O3, NaOH.

EN ENLACE METALICOS FORMAN CRISTALES MATELICOS POR EJEMPLO: Fe, Cu, Au, Ni.

Enlace iónico características: está formado por metal y no metal, no forman moléculas verdaderas existe como un agregado de aniones y cationes los metales ceden electrones formando por aniones y los no metálicos aceptan electrones formando aniones.

Los compuestos formados por  enlaces iónicos tienen la sig. Características:

·         Son sólidos a temperatura ambiente ninguno es liquido o gas.

·         Son buenos conductores de calor y la electricidad.

·         Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

·         Son solubles en solventes polares como en agua.

Enlace covalente sus características son:

·         Está basado en el compartir electrones.

·         Estos forman elementos no metálicos, pueden ser 2 o 3 metales.

·         Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples según de los elementos que se unen.

Las características de los compuestos formados por unidos por enlaces covalentes son

·         Se pueden presentar en solido, líquido o gaseoso.

·         Son malos conductores de calor y electricidad.

·         Tienen punto de ebullición y fusión. Son solubles en solventes polares como benceno.

·         Insolubles con solventes de polares como el agua.

Tipos de enlaces covalentes:

·         Covalentes polares

·         Covalentes no polares

·         Covalentes coordinado

2.3. CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS

Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de cómo estos interactúan entre sí.

En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren pérdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.

Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Languor, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.

En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente.

En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la molécula de H₂ se podría explicar mediante la mecánica cuántica.

La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho más difícil de formular y los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.

Hoy en día, los químicos disponen de métodos de cálculo y de técnicas experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones de las moléculas.

CONCEPTO: El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.

PRINCIPIO FUNDAMENTAL: Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa.

Veamos la formación de la molécula de HCl

La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.

2.4. SIMBOLOS LEWIS Y REGLA DEL OCTETO

La estructura de Lewis también llamada  diagrama de punta, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación grafica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir el diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomo mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo la molécula y el átomo.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determina molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que suenen entre sí. En ocasiones para representar cada enlace se usan pares de puntos envés de líneas. Los electrones desapartados se representan mediante una línea o un par de puntos y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenecen.

A los diferentes átomos se les pone un punto o una cruz alrededor de su símbolo por cada electrón de la capa de valencia. Como la cantidad máxima de electrones posibles son ocho, se colocan por parejas: uno en la parte superior, otra en la inferior, un par a la izquierda y otro a la derecha.

Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno solo de otro elemento diferente, este último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferente elemento el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrogeno. Por ejemplo en el di cloruro de tionilo, el átomo centra el azufre.

REGLA DEL OCTETO

Según la regla del octeto, los átomos son más estable cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente.

Sin embargo hay algunas excepciones. Por ejemplo: el hidrogeno tiene un solo orbital con solo un átomo  formando un solo enlace. Los átomos no metálicos a partir del tercer periodo pueden formar “octetos expandidos” es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia.

2.5. ENLACE IONICO

La atracción electrostática entre átomos de diferente carga eléctrica genera un tipo de enlace conocido como enlace iónico. Es necesario que para que pueda darse dicho enlace uno de los átomos pueda ceder electrones y por el contrario el otro pueda ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan a ser cationes y aniones. Este tipo de enlace generalmente se produce entre un elemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo).  

Un ejemplo típico de este tipo de enlace lo  es  el cristal iónico cloruro de sodio ( NaCl )  sal común. En este enlace tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro, como se observa a continuación:

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),
Resultando en... un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na^{+  y} Cl^- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico.

Los compuestos iónicos  comparten muchas características en común:

• Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
• Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
• Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,
• En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
• Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.

Cristal de Cloruro de Sodio
 

Cl-1	Na+1	Cl-1	Na+1	Cl-1
Na+1	Cl-1	Na+1	Cl-1	Na+1
Cl-1	Na+1	Cl-1	Na+1	Cl-1
Na+1	Cl-1	Na+1	Cl-1	Na+1

Esquema de Cristal NaCl

Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de las fuerzas repulsivas eléctricas, las fuerzas que mantienen la estructura con el índice de ordenación indicado es debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, lo cual permite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal iónico se hace necesario deshacer la red cristalina, es decir separar los iones.

         

2.6.- Elementos Que Forman Compuestos Iónicos

Generalmente, un elemento alcalino o del Grupo I A  ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr )  y  un  elemento halógeno o del Grupo VII A  ( F, Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. Algunos de los compuestos que mantienen enlaces iónicos se encuentran  NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, CaO, MgO, BeO, MgS, BaS, RbSe. (Como se puede observar el enlace se da entre un metal y un no metal)

Primero da nombre al anión y luego al catión. Recuerda que el catión se escribe primero en la fórmula. Los cationes monoatómicos utilizan el nombre del elemento. Los aniones monoatómicos toman su nombre de la raíz del nombre del elemento más el sufijo – uro.

Ej. El compuesto CsBr contiene el anión bromuro.

 Para diferenciar entre múltiples números de oxidación del mismo elemento, el nombre de la fórmula química debe indicar el número de oxidación del catión. Este se expresa en números romanos dentro de paréntesis después del nombre del catión. Ejemplo: Fe+² y O ¯² tiene la fórmula FeO y se llama óxido de hierro. Fe+³ y O¯² tiene la fórmula Fe 2 O 3 se llama óxido de hierro (III)

Si el compuesto tiene un ión poli atómico, simplemente nombra el ión. Ejemplo: NaOH Hidróxido de sodio.

2.7. PROPIEDADES FISICAS y compuestos iónicos

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS

Punto de ebullición: Si ponemos al fuego un recipiente con agua, como el fuego está a mayor temperatura que el agua, le cede calor y la temperatura del agua va aumentando, lo que podemos comprobar si ponemos un termómetro en el agua. Cuando el agua llega a 100 °C, empieza a hervir, convirtiéndose en vapor de agua, y deja de aumentar su temperatura, pese a que el fuego sigue suministrándole calor: al pasar de agua a vapor de agua todo el calor se usa en cambiar de líquido a gas, sin variar la temperatura.

La temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas se llama punto de ebullición y es una propiedad característica de cada sustancia, así, el punto de ebullición del agua es de 100 °C, el del alcohol de 78 °C y el hierro hierve a 2750 °C.

Punto de fusión: Si sacas unos cubitos de hielo del congelador y los colocas en un vaso con un termómetro verás que toman calor del aire de la cocina y aumentan su temperatura. En un principio su temperatura estará cercana a -20 °C (depende del tipo de congelador) y ascenderá rápidamente hasta 0 °C, se empezará a formar agua líquida y la temperatura que permanecerá constante hasta que todo el hielo desaparezca.

Igual que en el punto de ebullición, se produce un cambio de estado, el agua pasa del estado sólido (hielo) al estado líquido (agua) y todo el calor se invierte en ese cambio de estado, no variando la temperatura, que recibe el nombre de punto de fusión. SE trata de una temperatura característica de cada sustancia: el punto de fusión del agua es de 0 °C, el alcohol funde a -117 °C y el hierro a 1539 °C.

Sustancia	Punto de fusión (°C)	Punto de ebullición (°C)
Agua Alcohol Hierro Cobre Aluminio Plomo Mercurio	0 -117 1539 1083 660 328 -39	100 78 2750 2600 2400

sólidos duros y quebradizos.

Poseen altos puntos de fusión.

Baja conductividad térmica.

Son malos conductores de la electricidad en estado sólido.

2.8. ENLACE COVALENTE

El enlace covalente se debe  la compartición de electrones que experimentan simultáneamente atracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos  o más átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistema resultante sea más estable que los átomos por separado.

Toda la teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentales del mismo

Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el número total de átomos de esta.

La geometría de la molécula.

La energía de la molécula.

Solo mediante teorías cuánticas es posible abordar de manera satisfactoria el estudio del enlace covalente, porque la disminución de energía por formación del mismo es debida fundamentalmente a que es imposible localizar un cierto electrón en un determinado sitio lo que origina el concepto de compartición de electrones. Las atracciones electrostáticas también intervienen en el enlace, pero en mucha menor medida.

Propiedades del enlace covalente

ORDEN DE ENLACE: El orden de enlace O.E es., un intento de estimar del numero de enlaces entre pares de átomos en la molécula y de establecer una relación con la descripción de Lewis.

LONGITUD  DE ENLACE: La longitud de enlace es la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que están enlazados de manera covalente, compartiendo uno o más pares de electrones. La longitud de enlace está muy relacionado con la energía de enlace, debido a que dos átomos se unirán covalentemente sólo si estando unidos su estado de energía es menor que estando separados.

FUERZA DE ENLACE: La fuerza de enlace es directamente proporcional al orden de enlace e inversamente proporcional a la longitud de éste. Además, a mayor fuerza de enlace, mayor será la energía del mismo, y mayor la energía necesaria para disociar dicho enlace. Estos últimos dos parámetros, energía de enlace y energía de disociación de enlace son los que se utilizan para medir la fuerza del mismo.


Aida Santiago Martinez
Ruth Mancilla Rosa
Arnoldo Hernandez Cavazos
Julio cesar hernandez 

Presentacion 3 from arnoldo14