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Enlaces Químicos




Enviado por omoscoso



    Indice
    1.
    Introducción

    2. Tipos De Enlace
    3. Valencia
    4. Resonancia
    5. Conclusiones
    6. Bibliografía

    1.
    Introducción

    Cuándo hacemos leche en
    polvo, o cuando le echamos azúcar
    al té, ¿desaparece la leche o el
    azúcar?
    Claro que no, uno respondería que estos se están
    disolviendo en el agua. Pero
    en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué
    sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas
    preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el
    azúcar son solutos, que serán disueltos en un
    solvente como el agua. Pero
    ¿qué es lo que en realidad sucede?
    ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas
    preguntas serán respondidas en este informe.

    Este informe habla de
    enlaces y soluciones,
    pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado
    de estas palabras, para luego poder pasar a
    un lenguaje
    más técnico. 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, tratar de parecerse al gas noble
    más cercano, para la mayoría de los elementos
    alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son
    mezclas
    homogéneas, no se distinguen sus componentes como
    separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es
    él que será disuelto, y un solvente, que es
    él que disolverá al soluto.

    ¿Qué mantiene unidos a los
    Átomos?
    Un concepto
    básico en química es el estudio
    de cómo los átomos forman compuestos. La
    mayoría de los elementos que conocemos existen en la
    naturaleza
    formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos
    tipos, enlazados entre sí.
    Todos los compuestos están constituidos por dos o
    más átomos de un o más elementos diferentes,
    unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o
    covalentes.

    2. Tipos De
    Enlace

    Si los átomos enlazados son elementos
    metálicos, el enlace se llama metálico. Los
    electrones son compartidos por los átomos, pero pueden
    moverse a través del sólido proporcionando
    conductividad térmica y eléctrica, brillo,
    maleabilidad y ductilidad. Véase Metales.

    Si los átomos enlazados son no metales e
    idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son
    compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se
    llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero
    distintos (como en el óxido nítrico, NO), los
    electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama
    covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo
    eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los
    átomos comparten los electrones, aunque sea en forma
    desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni
    tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

    Cuando una molécula de una sustancia contiene
    átomos de metales y no metales, los electrones son
    atraídos con más fuerza por los
    no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los
    metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.
    Entonces, los iones de diferente signo se atraen
    electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las
    sustancias iónicas conducen la electricidad
    cuando están en estado
    líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado
    cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes
    para moverse libremente a través del cristal.
    Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el
    enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son
    compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar;
    la transferencia de electrones proporciona enlace iónico.
    Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones
    entre un par de átomos aumenta cuanto más separados
    están en la tabla
    periódica.

    Para la formación de iones estables y enlace
    covalente, la norma más común es que cada átomo
    consiga tener el mismo número de electrones que el
    elemento de los gases nobles
    grupo 18-
    más cercano a él en la tabla
    periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y
    11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un
    electrón para formar iones con una carga positiva; los de
    los grupos 2 (o IIA)
    y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones
    con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3
    (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas
    positivas. Por la misma razón, los halógenos,
    grupo 17 (o
    VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con
    una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar
    iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la
    carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad,
    así que las cargas aparentemente mayores serían
    minimizadas compartiendo los electrones
    covalentemente.

    El enlace covalente se forma cuando ambos átomos
    carecen del número de electrones del gas noble
    más cercano. El átomo de
    cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el
    átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos
    átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo
    dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el
    número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común
    representar un par de electrones compartido por medio de un
    guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se
    escribe ClCl.

    Otros Elementos De Un
    Enlace
    Iones

    Los átomos están constituidos por el núcleo
    y la corteza y que el número de cargas positivas del
    primero es igual al número de electrones de la corteza; de
    ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro
    pierde o gana electrones se forman los llamados iones.
    Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen
    un número de electrones excesivo o deficiente para
    compensar la carga positiva del núcleo.
    En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el
    nombre de aniones, y en el segundo están cargados
    positivamente y se llaman cationes.

    Elementos
    electropositivos y electronegativos

    Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen
    tendencia a perder electrones transformándose en cationes;
    a ese
    grupo pertenecen los metales.
    Elementos electronegativos son los que toman con facilidad
    electrones transformándose en aniones; a este grupo
    pertenecen los metaloides.
    Los elementos más electropositivos están situados
    en la parte izquierda del sistema periódico;
    son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en
    cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter
    electropositivo, llegándose, finalmente, a los
    alógenos de fuerte carácter
    electronegativo.

    Electrones de
    valencia

    La unión entre los átomos se realiza mediante los
    electrones de la última capa exterior, que reciben el
    nombre de electrones de valencia.
    La unión consiste en que uno o más electrones de
    valencia de algunos de los átomos se introduce en la
    esfera electrónica del otro.
    Los gases nobles,
    poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio
    que tiene dos. Esta configuración electrónica les
    comunica inactividad química y una gran
    estabilidad.
    Todos los átomos tienen tendencia a transformar su
    sistema
    electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles,
    porque ésta es la estructura
    más estable.

    Valencia
    electroquímica

    Se llama valencia electroquímica al número de
    electrones que ha perdido o ganado un átomo para
    transformarse en ion. Si dicho número de electrones
    perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es
    monovalente, bivalente, trivalente, etc.

    Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace

    3.
    Valencia

    En la mayoría de los átomos, muchos de los
    electrones son atraídos con tal fuerza por sus
    propios núcleos que no pueden interaccionar de forma
    apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones
    del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o
    más núcleos. A éstos se les llama electrones
    de valencia.
    El número de electrones de valencia de un átomo es
    igual al número de su familia (o grupo)
    en la tabla periódica, usando sólo la antigua
    numeración romana. Así, tenemos un electrón
    de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o
    IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos
    2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos
    4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos
    los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea:
    neón, argón, criptón, xenón y
    radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos
    de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a
    reaccionar para adquirir la configuración de ocho
    electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como
    la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el
    químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
    El helio es el único que tiene una configuración de
    dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio
    tienden a adquirir una configuración de valencia de dos:
    el hidrógeno ganando un electrón, el litio
    perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El
    hidrógeno suele compartir su único electrón
    con un electrón de otro átomo formando un enlace
    simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El
    cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa
    a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse
    como: o . Las estructuras de
    N2 y CO2 se pueden expresar ahora como o y o
    . Estas estructuras de
    Lewis muestran la configuración de ocho electrones de
    valencia de los gases nobles para cada átomo.
    Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser
    representados razonablemente por las estructuras
    electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que
    contienen elementos de la parte central de la tabla
    periódica, no puede ser descrito normalmente en
    términos de estructuras de gases nobles.

    Soluciones
    Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto
    y un solvente. Las soluciones son mezclas
    homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que
    se disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre
    en mayor cantidad, excepto el
    agua.

    Conductibilidad
    Ningún solvente puro conduce la corriente
    eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la
    corriente
    eléctrica, a menos que este en estado líquido.
    Pero una solución puede conducir la corriente. Para que
    esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto
    electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces
    iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como
    el agua, lo cual
    forma una solución electrolita.
    Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO4
    (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda
    su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común
    (CH3-COOH) al disolverse en agua produce iones los
    cuales pueden conducir la electricidad, pero solo
    levemente.

    4.
    Resonancia

    Una extensión interesante de la estructura de
    Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones
    nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de
    valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga
    negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones
    para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis
    electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del
    octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que
    el átomo de nitrógeno ocupa una posición
    central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una
    estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres
    estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una
    estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que
    debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los
    experimentos
    han demostrado que los enlaces son idénticos en todos
    los sentidos,
    con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces
    simples y los dobles en otros compuestos. La teoría
    moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos
    localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y
    simetría general de la molécula más un grupo
    de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son
    compartidos por toda la molécula.

    Definiciones
    Enlace
    químico: fuerza entre los átomos que los
    mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más
    átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una
    fuerza de atracción entre los electrones de los
    átomos individuales y el núcleo de otro u otros
    átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para
    mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un
    enlace químico. Todos los enlaces
    químicos resultan de la atracción
    simultánea de uno o más electrones por más
    de un núcleo.
    Enlace iónico: concepto de
    enlace químico. Enlace iónico. Estructuras
    cristalinas de los compuestos iónicos. Límites de
    estabilidad. Energía de red. Ciclo de born-haber.
    Propiedades generales de los compuestos iónicos.
    Enlace covalente: introducción. Teoría
    de Lewis. Teoría del enlace de valencia. Carácter
    dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos.
    Resonancia. Teoría de repulsión de pares de
    electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales
    moleculares. Moléculas diatómicas homo y
    heteronucleares. Transición entre el enlace iónico
    y covalente: electronegatividad y polarización.
    Enlace metálico: propiedades generales de los metales.
    Estructuras de los metales. Teoría de enlace. Conductores
    aislantes y semiconductores.
    Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van
    del waals: orientación, inducción y dispersión. Enlaces de
    hidrógeno. Propiedades de los compuestos
    covalentes.

    Tipos de
    enlace

    En la unión o enlace de los átomos pueden
    presentarse los siguientes casos:

    1. Enlace iónico, si hay atracción
      electrostática.
    2. Enlace covalente, si comparten los
      electrones.
    3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de
      electrones es aportado solamente por uno de ellos.
    4. Enlace metálico, so los electrones de valencia
      pertenece en común a todos los
      átomos.

    5.
    Conclusiones

    Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al
    té se producen una serie de reacciones
    químicas que nunca hubiéramos imaginado. Los
    enlaces, las soluciones, la fractura de enlaces y la
    formación de otros, ¿quien lo hubiera imaginado?
    Pero ahora que sabemos todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos
    un té ya no se nos olvidara pensar en esto.

    Bueno hasta aquí llega nuestro informe, y con
    estos ejemplos de lo aprendido concluimos este
    informe:

    6.
    Bibliografía

    Enciclopedia Microsoft
    Encarta 2000
    Química II Educación Media
    Editorial Santillana
    Y en las siguientes páginas de Internet:
    http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/esteq2.htm
    http://www.ur.mx/cursos/diya/quimica/jescobed/estequio.htm

    http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm

     

     

    Autor:

    Santiago Moscoso
    Diego Rodríguez

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