Propiedad de los materiales con enlaces; iónicos, covalentes, polares y sus características”

Introducción

Las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos se llaman enlaces químicos.

Existen 2 tipos generales de enlaces entre los átomos de un compuesto uno se llama enlaces iónicos y el otro enlaces covalentes de este salen los polares y los no polares lo cual en este documento descubriremos como distinguir uno del otro y sus principales características además de las propiedades de algunos materiales y/o compuestos, encontraremos material visual del tema. etc.

Enlace iónico

Un enlace iónico es la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Estos iones de carga opuesta se forman con la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Por lo tanto, uno de los átomos es un ion con carga positiva mientras que el otro es un anión con carga negativa. Como establece la ley de electroestáticas, las partículas con cargas diferentes se atraen y las partículas con cargas iguales se repelen, ejemplo la sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) se forma cuando un átomo de sodio se combina con un átomo de cloro. El átomo de sodio tiene un electrón de valencia, y el átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia. El átomo de sodio sede su electrón de valencia al átomo de cloro. Este enlace iónico se cumple la regla del octeto tanto para el ion sodio positivo como para el ion cloro negativo.

Figura 1.1 cuando dos sustancias reaccionan (sodio metálico + cloro gaseoso) para formar un enlace iónico, por lo general el producto (cloruro de sodio blanco) tiene un aspecto muy diferente. (Seese., 2005.)

1.1 Propiedades de los materiales en los enlaces iónicos

(Véase la figura 1.1) El sodio es un sólido metálico activo y suave que se puede cortar con un cuchillo. El cloro es un gas verdoso que tiene un olor fuerte e irritante. El cloruro de sodio es un sólido cristalino blanco, el cloruro de sodio es comestible, pero el sodio metálico y el gas cloro son venenosos. El sodio reacciona con el agua en forma explosiva; pero el cloruro de sodio se disuelve en agua. En la formación de los enlaces se desprende energía, durante la formación de 1 gramo de cloruro de sodio a partir a partir de los átomos constituyentes (Na y Cl), se liberan 7.06 kJ o 1.69kcal de energía.

Por lo tanto, para "romper" este enlace iónico se necesita la misma energía.

Tabla 1.1 (Seese., 2005.)

Enlace covalente

Cuando los electrones son compartidos por los dos núcleos, (Zumdahl, McGRaw-hill) es un enlace covalente. Sustancias como el hidrógeno, cloro, cloruro de hidrógeno, el dióxido de carbono, el agua o el azúcar. Esas sustancias solo tienen enlaces covalentes.

Se desprende energía cuando se forma un enlace entre dos átomos. Es consecuencia, la misma cantidad de energía es la que necesita para romper ese enlace.

Se necesitan 436KJ para romper los enlaces entre los átomos de hidrógeno en un mol de moléculas de hidrógeno. La energía que se requiere para romper un enlace covalente se llama energía de disociación de enlace. (Hein., 1993)

Los compuestos covalentes tienes puntos de fusión relativamente inferiores (menos de 300°C) y no conduce la corriente eléctrica como lo hacen los compuestos iónicos en las soluciones liquidas o acuosas.

2.1 Rasgos característicos de los compuestos con enlaces covalentes

Los átomos de hidrógeno individuales son tan inestables que solo existen separados durante un tiempo muy corto. Es por esto que cuando escribimos la fórmula de una molécula de hidrógeno, debemos escribirla como H2 (Dos átomos de H y una molécula diatómica).

Los dos núcleos positivos atraen a los dos electrones para producir una molécula más estable que los átomos separados,

Durante el proceso de formación de enlace covalente se libera energía, en este caso se liberaron 218KJ o 52.0 kcal de energía durante la formación de 1.00g de gas hidrógeno H2. Por lo tanto, para "romper" se necesita la misma fuerza.

Además del H2, y Cl2 otros 5 elementos se escriben solo como moléculas diatómicas. F2, Br2, I2, O2 y N2. Dada la cantidad de electrones que se encuentra en los niveles de energía de valencia de estos átomos, ninguno es estable a menos que se acople con otro. Estas moléculas que comparten sus electrones por igual se llaman moléculas no polares. (Seese., 2005.)

Una molécula del H2 alcanza su estabilidad máxima (tiene la energía potencial más baja) cuando la distancia entre los núcleos es 74 pm (0,074 nm). En este punto las fuerzas electroestáticas de atracción y repulsión se equilibran.

Cuando los núcleos de H están a 74pm uno del otro, se requieren 436 KJ de energía para separar átomos de H de un mol de H2 gaseoso para dar átomos de H aislados. (JHON W. MOORE, 2000)

Tabla 2.1 (Chang, 2010)

*el calor molar de fusión y el calor molar de vaporación son las cantidades necesarias para fundir 1 mol de sólido y para vaporizar 1 mol de líquido, respectivamente

2.3.1 enlace covalente no polar

El par de electrones compartidos esta igualmente atraído por los dos átomos. Los enlaces covalentes no polares se forman entre el mismo tipo de átomos. Por ejemplo, el enlace covalente en una molécula de hidrógeno o en una de cloro es no polar porque la diferencia en electronegatividad de dos átomos idénticos es cero

2.3.2 enlace covalente polar

Este se da entre dos tipos de átomos diferentes tiene un carácter parcialmente iónico y se debe a que los dos átomos diferentes tienen diferente electronegatividad.

Cuando se tiene un enlace covalente polar o polar en una molécula diatómica, como el HCl, la molécula es polar. Por polar se entiende una distribución desigual de la carga eléctrica, la molécula de HCl es neutra por que la carga negativa parcial del átomo de cloro esta compensada exactamente por la carga parcial positiva en el átomo de hidrógeno (Hein., 1993)

Figura 2.1 compuestos no polares, covalentes polares, y iónicos (Hein., 1993)

2.5 Propiedad para distinguir un enlace covalente polar de un no polar

Una propiedad útil para distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar es la electronegatividad (es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico).

Un átomo como el flúor, que tiene la mayor afinidad electrónica (tiende a tomar electrones fácilmente) y una energía de ionización alta (no pierde electrones con facilidad), tiene electronegatividad alta. Por el contrario, el sodio tiene baja afinidad electrónica, baja energía de ionización y baja electronegatividad (Chang, 2010)

Figura 2.2 el enlace polar es el punto intermedio entre la forma equitativa de compartir los electrones

y el enlace iónico. Cuando la diferencia en las electronegatividades de los átomos

es suficientemente grande, el átomo máselectronegativo toma posición del par de electrones

compartidos y resulta un enlace iónico

(Seese., 2005.)

Conclusión

Como resultado de la presente investigación es posible concluir que cada enlace tiene sus propiedades y características sumamente diferentes, se vieron explicados detalladamente cada enlace por lo cual surge que los enlaces iónicos son la fuerza de atracción entre los iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico, mientras tanto podemos mencionar que los enlaces covalentes son cuando los electrones son compartidos por los dos núcleos, con esto ya establecido sabemos que los enlaces polares y no polares son derivaciones del enlace covalente, por lo tanto decimos que un enlace polar se da entre dos tipos de átomos diferentes y el no polar podemos establecer que se forman entre el mismo tipo de átomos.

Después de poder comprender las diferencias entre cada enlace, podemos llegar a decir que las propiedades y características son sumamente diferentes.

Ya para finalizar, debemos mencionar que gracias a la realización de este trabajo logramos comprender cada enlace y sus características por lo cual nos sentimos satisfechos con los resultados de la investigación obtenidos.

Bibliografía

Chang, R. (2010). quimica 10a. edición . México, D.F: McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES.

Hein., M. (1993). Quimica. Mexico DF.: Iberoamèricana. .

JHON W. MOORE, J. C. (2000). El mundo de la quimica: conceptos y aplicaciones segunda edicion. MEXICO: ADDISON WESLEY LONGMAN, MEXICO, 2000.

Seese., G. W. (2005.). Quimica octava edicion. Mexico.: Pearson Education.

Zumdahl, S. S. (McGRaw-hill). fundamentos de química . Edo. de México: McGRaw-hill/interamericana de méxico.

Autor:

Alejandro Leyton Grajeda

Javier Villagrán Bañuelos

Ricardo Robles Aguirre

Materia: QUÍMICA

Nombre del profesor: Pedro Zambrano Bojórquez

Instituto Tecnológico de Chihuahua