QUIMICA

Enviado por laya-crispina

Indice1. Introducción 2. Definición de enlace químico. 4. Fórmulas de lewis para moléculas e iones poliatómicos. 5. Geometría electrónica y molecular. 6. Teoría de enlace de valencia. 7. Estado de la materia 8. Glosario 9. Conclusión 10. Bibliografía

1. Introducción

Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones más externas. En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al compuesto. Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia. La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis. También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros elementos. Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras definidas; esto es, los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas uno con el otro en un espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado El Momento Dipolo. El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia basado en las estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo para predecir las geométricas moleculares. La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría del enlace de valencia y la teoría de orbítales moleculares, ambas emplean los métodos de la mecánica cuántica pero hacen diferentes suposiciones y simplificaciones.

2. Definición de enlace químico.

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; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

Enlace iónico: El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

Características del enlace iónico.

Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.

Formación de los compuestos iónicos. Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión. NaCl

Enlace Covalente: Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.

Características del enlace covalente.

Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C

Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña. El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: O-H Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).

Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo (figura b).

Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos. (figura c):

Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2. Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más próximo).

Enlaces covalentes polares y no polares: Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo. Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar,  se define como el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas: Q x r Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que  siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es: 1 D = 3,33 x 10-30 C m (Donde C es Coulomb y m es metro) Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares. Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos aumentan. Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de todos los dipolos de enlace de las moléculas. El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

3. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de Pauling.

La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades. Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las electronegatividades de los átomos unidos. Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor, por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el carbono y el oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.

4. Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos.

Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.

Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos: En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir. Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La formula Lewis para el ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un electrón menos que los átomo originales.

Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos.

Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octeto para la formula de Lewis. Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales pueden completar sus octetos. La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis. Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p. 1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be. 2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA. 3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia. 4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6. Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario. Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central. Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas por ejemplo, los compuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia (limitación 1 de arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba) frecuentemente reaccionan con otras especies que suministran pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un par de electrones para compartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una especie que puede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar productos que sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO para formar N2O2 y del NO2 para formar N2O4.

5. Geometría electrónica y molecular.

Geometría molecular. Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar. La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula. Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertad pares de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos, luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación, cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

BeCl2 La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como ejemplos comencemos con la molécula BeCl2 que tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que hay dos pares de electrones alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles, formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2. BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan e- libres, todos en los enlaces y produce una conformación lineal CO2 Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.

BF3 La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones. La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero. NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante el procedimiento referidos a la figura de la izquierda PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún sobre la verdadera geometría. PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica.

PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra a continuación PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos. Colocando los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal. Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. La Tabla a continuación muestra todos estos casos.

Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas. XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis se muestra a la derecha. Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12 electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura que acompaña.

La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y los enlaces se ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casos a , b a la derecha y, obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta. En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares de electrones solitarios. La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular

Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4. Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es

y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas.

Enlaces múltiples en VSEPR Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para saber como manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la estructura del ion NO3- para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes

Además, el ion NO3- se sabe que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta estructura planar es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo central. Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en la descripción de la geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer " dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a no ser independientes" En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo

Moléculas que no contienen un átomo central. Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la estructura de Lewis se muestra a la derecha y donde se observa que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O forman parte del centro molecular. La geometría se puede predecir investigando previamente como se ordenan los pares solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no son de los extremos, esto es, C y O Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que lo obligan a adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomos H y el átomo O que proviene del grupo OH.

Ahora bien, recordemos que el átomo O en el H2O dispone de 2 pares solitarios sin compartir, que hacen que adopten una geometría angular. En la molécula metanol, una posición del agua está ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando la forma angular, como lo muestra la figura a la derecha. La geometría final se logra conocer juntando ambas formas desarrolladas para cada fragmento y se observa claramente que el H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al que corresponde al agua. La última la figura a la izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol, con un entorno tetraédrico alrededor del átomo C y una forma angular alrededor del átomo O.

I-3 : ion azida. La estructura electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la figura a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo central acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso, como átomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los otros tres deben agruparse de modo que la repulsión electrónica sea mínima.

La estructura a describe el caso en que dos de los pares solitarios salen perpendicular al plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° con el tercer par solitario (en el plano de los tres átomos de Iodo). La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que también forman 90° entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando 120° entre sí logrando la mínima repulsión. La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I-3 es lineal. Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central. Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones.

6. Teoría de enlace de valencia.

La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de electrones o covalente con la mecánica cuántica.

Teoría básica. De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma un enlace entre dos átomos cuando se satisfacen las condiciones siguientes:

Un orbital de en un átomo viene a ocupar una porción de la misma región del espacio que ocupa un orbital del otro átomo. Se dice que los dos orbítales se traslapan. Esto se explica ya que a medida que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los electrones en orbítales comienzan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la unión.
El número total de electrones en ambos orbítales no es mayor a dos. Lo dos orbítales no pueden contener más de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo pueden estar dos electrones (esto ocurre siempre y cuando si los espines de los electrones son opuestos).

A medida que el orbital de un átomo se traslapa con el orbital de otro, los electrones en los orbítales empiezan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones son atraídos a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la unión. Los dos orbítales no pueden contener mas de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines de los electrones son opuestos).

Importancia del enlace químico. El enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal. La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el agua del mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico, una sustancia muy diferente de los elementos que la componen. Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, átomos con carga eléctrica. Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se realiza mediante enlaces químicos.

7. Estado de la materia

Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio, en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada con poca libertad de movimiento. En un líquido las moléculas están unida, pero no en una posición tan rígida y se puede mover libremente. En un gas, las moléculas están separadas por distancias que son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas. Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se fundirá por calentamiento y formará un líquido (agua). (La temperatura a la cual se da esta transición de denomina punto de fusión). El calentamiento anterior convertirá el líquido en un gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) por otro lado el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aun más se congelará y se formará un sólido. El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su presencia en el universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertemente ionizada en la cual, como consecuencia de temperaturas extremadamente elevadas, los átomos se han visto despojados de su envoltura de electrones y coexisten con los núcleos atómicos en un estado de agitación intensa. Las estrellas, durante una parte importante de su vida, están constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de los choques entre núcleos, en tales condiciones se producen reacciones de síntesis de núcleos nuevos con una considerable liberación de energía. El Sol es esencialmente una enorme esfera de plasma.

8. Glosario

Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que participan en el enlace.
Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados en el enlace químico.
Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de átomos ó moléculas.
Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o moléculas.
Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que se unen.
Enlace pi, enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos que están unidos.
Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados.
Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para describir el enlace en una molécula o ion.
Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos.
Orbítales Híbridos: son orbítales atómicos que se que se obtienen cuando dos o más orbítales no equivalentes, del mismo átomo, se combinan preparándose para la formación del enlace covalente.
Orbítales moleculares. Orbítales producto de las interacciones de los orbítales atómicos de los átomos que se unen.
Solapamientos de Orbítales. Interacción de orbítales de átomos diferentes en la misma región del espacio.
Plana Trigonal. Ocurre si hay tres pares de electrones en la capa de valencia de un átomo, el cual tienden a estar acomodados en un plano, dirigidos hacia los vértices de un triángulo de lados iguales (triángulo equilátero), las regiones del espacio ocupadas por pares electrónicos están dirigidas a ángulos de 120º uno al otro.
Plana Cuadrada. Termino usado para describir las moléculas e iones poliatómicas que poseen un átomo en el centro y cuatro átomos en las esquinas de un cuadrado.
Plasma. Mezcla de iones y electrones, como en una descarga eléctrica. En ocasiones el plasma se ha considerado el cuarto estado de la materia.
Hielo cuántico. El hielo cuántico es un estado en el que la materia está tan próxima al cero absoluto (0 ºK) que el movimiento atómico disminuye: Todos los núcleos se colapsan en un "superátomo" alrededor del cual giran todos los electrones. Se ha considerado el quinto estado de la materia.

9. Conclusión

Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas iguales al número de grupos. Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes. La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, en particular para los compuestos covalentes de berilio, para los elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer periodo y subsecuentes de la tabla periódica. Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad) permite distinguir el enlace covalente polar del enlace covalente no polar. Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de la capa de valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicar reglas sencillas para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formula de Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto, no son poco comunes las excepciones a esta regla. Se pueden obtener las formulas de Lewis al seguir las reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con frecuencia ayudara a decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de una molécula o ion. La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central. La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica cuántica en el cual se forman orbítales híbridos mediante la combinación y reacomodo de los orbítales de un mismo átomo. Todos los orbítales híbridos tienen la misma energía y densidad electrónica y el número de orbítales híbridos es igual al número de orbítales atómicos puros que se combinan. La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso (aunque se habla de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico respectivamente).

10. Bibliografía

BROWN, T. L., H.E. Y BURSTEN, B.E. (1993) . Química la ciencia central. México: Prentice-Hail. Hispanoamericana. Quinta Edición. Chang, Raymond. (1998). Química. México: McGraw-Hill. Sexta Edición. Ebbing, Darrell D. (1996). Química General. México. McGraw-Hill. Quinta edición Whitten, K. W., Davis R.E. y Peck, M. L. (1998). Química General. España: McGraw-Hill. Quinta edición Petrucci, R. H. (1977). Química general. México: Fondo Educativo Interamericano

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Autor:

Laya Crispina