Enlaces

Químicos

Clasificación de los enlaces:

Ideas preliminares: Gases nobles aislados en el universo. Mayoría de los elementos enlazados. Los átomos se enlazan para formar

agregados con propiedades distintas de los elementos aislados. Ej: C, H, y O forman tanto sacarosa como etanol.

Porqué se unen los átomos?

La fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos son de naturaleza eléctrica.

Los electrones externos de los átomos se colocan en la zona entre los núcleos donde las fuerzas de atracción superan a la repulsión.

Los electrones enlazantes pueden estar:Mas cerca de un núcleo que del otro.Entre ambos núcleos.Deslocalizados y distribuidos uniformemente

dentro de un conjunto de más de dos núcleos.

Electronegatividad Es una medida de la capacidad de un átomo para

atraer hacia sí los electrones de un enlace. Es una medida de la afinidad de un átomo por los

electrones. La escala de Pauling presenta un valor mínimo para

Cs de 0.7 y máximo para F de 4. En la Tabla Periódica aumenta de izquierda a derecha

en el período y de abajo hacia arriba en un grupo. Los no metales tienen valores mayores que los

metales. Permite predecir el tipo de enlace que se presenta

atendiendo a la diferencia entre los átomos involucrados.

Tipos de enlaces de acuerdo a la diferencia de electronegatividad

Enlace Iónico: Diferencia mayor de 1.9 Lo forman gralmente. metal y no metal. Presentan altos ptos de fusión, son duros y

quebradizos, no conducen calor ni electricidad.

Presentan estructuras cristalinas ordenadas. Fundidos o en solución son buenos

conductores de la electricidad. Ejemplos: LiF, NaCl,Na2O.

Enlace Covalente Diferencia menor que 1.9 Generalmente entre no metales. Puntos de fusión y ebullición muy variados. Aislantes térmicos y eléctricos. Forman moléculas con geometrías

definidas. Ejemplos: CH4, NH3, C6H6, F2, H2O.

Enlace metálico Menor que 1.9 Formado por metales. Sólidos, con puntos de fusión altos. Elevada densidad, brillantes, dúctiles y

maleables. Excelentes conductores del calor y la

electricidad debido a la deslocalización de sus electrones.

Ejemplos: Fe, Na, Au y aleaciones.

Relaciones con otras propiedades periódicas: Energía de ionización: crece hacia la derecha de la

tabla idem electronegatividad. Es más fácil ionizar los elementos de grupo I que de grupo VII porque tiene mayor tendencia a perder sus electrones al enlazarse.

Radio atómico decrece hacia arriba y a la derecha. Un átomo pequeño atrae más facil los electrones de otro, si éstos están más alejados de su propio núcleo.

Un átomo será más electronegativo mientras más difícil sea ionizarlo y más pequeño sea, pues atraerá más fácilmente los electrones

de otros átomos en un enlace.

Enlaces y configuración electrónica

La estabilidad de los gases nobles es debida a los ocho electrones en su nivel más externo (excepto el He)

Por lo general, aunque no solamente, los átomos al enlazarse tienden a adquirir la configuración electrónica más estable del gas noble más próximo.

Como adquieren ocho electrones de valencia esto se conoce como regla del octeto.

Como toda regla tiene excepciones.

Enlace Ionico Se produce entre elementos de grupos I y II con

elementos de grupo VI y VII. Se produce transferencia total de electrones con

formación de iones, los cationes y aniones correspondientes.

El metal de baja electronegatividad y elevada energía de ionización cede electrones y se transforma en catión.

El no metal de alta electonegatividad y baja energía de ionización recibe electrones y se transforma en anión.

Ejemplo: Na → Na+ + e- Cl + e- → Cl-

Los iones formados se mantienen unidos por atracción electrostática de acuerdo a la ley de Coulomb.

Algunos iones importantes:

La alúmina Al2O3 es iónico y se encuentra como mineral corundum al que sólo el diamante supera en dureza. Se utiliza en abrasivos (pastas dentales) materiales cerámicos y aislantes eléctricos (bujías de automóviles). Sus cristales presentan agujeros ocupados ocasionalmente por otros iones.( Cr3+:rubí , Ti4+: zafiro y si están ambos iones amatista.

Na+ es el principal catión extracelular mientras que el K+ es intracelular y se encargan de mantener la osmolaridad y el impulso nervioso.

Ca2+en huesos y dientes. Mg2+ en funcionamiento de músculos y nervios además

de enzimas y en la fotosíntesis. Fe2+en Hemoglobina que transporta el oxígeno. Co2+ y Co3+ en vitamina B12

Enlace Covalente

Se comparten electrones. Se forman moléculas.

Enlace covalente puro o apolar: Se produce entre átomos iguales. Ejemplo:

H· + H· → H : H F2, Cl2, Br2, O2, N2

O O

O O

 

Enlace covalente polar: Entre átomos diferentes. Los electrones se comparten

asimétricamente por la diferencia de electronegatividad.

La distribución de cargas asimétrica determina la formación de dipolos.

Ejemplos HF

H2O

Enlace covalente coordinado: Uno de los átomos aporta los dos

electrones del enlace y el otro solo ofrece el espacio para acomodarlos.

Ejemplo: Ion Hidronio H3O+

Ion Amonio NH4+

Enlace metálico Las propiedades típicas de los metales son

debidas a los enlaces que presentan. El enlace no es entre átomos sino mas bien

entre cationes metálicos y los que fueron sus electrones.

Los electrones se comparten entre todos los núcleos que poseen igual electronegatividad.