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.
Monovalentes positivos los cationes: Na+, K +, H +. etc.
Monovalentes negativos los cationes: F , CI , Br , etc.
Divalentes positivos los cationes: Ca++, Sr++, Ba++. Etc.
Divalentes negativos los cationes: O=, S=, Se=, Etc
Trivalentes positivos los cationes: Al+++, Fe+++; Cr+++
Trivalentes negativos los cationes: N , P , As , etc.
TIPOS DE ENLACE
En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:
1. Enlace iónico: es cuando si hay atracción electrostática.
2. Enlace covalente: cuando si comparten los electrones.
3. Enlace covalente coordinado: cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
4. Enlace metálico: son los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La definición es la siguiente:
"Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos."
Exceptuando solamente los gases nobles todos los elementos al combinarse tienden a adquirir la misma estructura electrónica que el gas noble más cercano. El átomo que cede electrones se transforma en ion positivo (catión), en tanto que el que los gana origina el ion negativo (anión). Para interpretar los enlaces atómicos, lewis suele interpretar los átomos escribiendo sus símbolos rodeados tanto que el que los gana origina el ion negativo anion.
PROPIEDADES GENERALES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de ebullición y fusión muy altos, pues para separarlos en moléculas hay que deshacer todo el edificio cristalino, el cual presenta una elevada energía reticular.
ENLACE COVALENTE NORMAL
Es el fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los comparten. Es decir se refiere a aquellos enlaces ya sea simples, dobles o triples donde cada uno de los átomos enlazados aportan un electrón para formar el enlace covalente. Y se representa mediante guiones (-).
Un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo.
Cada par de electrones comunes a dos átomos se llama doblete electrónico. Esta clase de enlace químico se llama covalente, y se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en la mayoría de compuestos de carbono.
Cada doblete de electrones (representado por el signo 🙂 Intercalado entre los símbolos de los átomos, indica un enlace covalente sencillo y equivale al guión de las fórmulas de estructura.
En enlace covalente puede ser: sencillo, doble o triple, según se compartan uno, dos o tres pares de electrones.
ENLACE COVALENTE COORDINADO
Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados. En este caso el enlace se llama covalente dativo o coordinado.
El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor.
Cuando queremos simplificar la formula electrónica se pone una flecha que va del donante al aceptor.
PROPIEDADES GENERALES DE ION COMPUESTOS HOMOPOLARES
El enlace por covalencia es mas fuerte que el iónica; los átomos de una molécula unidos por covalencia forman un todo muy estable y están mas próximos entre si que los iones de electrovalencia.
Las sustancias homopolares son gases en su mayoría de puertos bajos de fusión y ebullición, poco solubles en agua y malos conductores del calor y la electricidad
Los cristales de las sustancia homopolares, como el yodo, tienen en los nudos de la red los centros de gravedad de las moléculas.
Sus redes cristalinas son moleculares, no iónicas.
CARGA FORMAL DE UN ATOMO
Cuando un átomo forma enlaces covalentes, el tiene completa posesión de los electrones no compartidos mas la mitad de los compartidos.
La formula electrónica del acido nitratito es:
O
H O N O
El átomo de nitrógeno no tiene electrones compartidos, pero posee 8 compartidos, lo que equivale a 4 electrones (O + 8. ½ = 4).
Como el átomo de nitrógeno posee 5 electrones de Valencia, se observa un déficit de una electrón y adquiere por ello una carga frontal de + 1.
La formula electrónica del acido de sulfuro es:
O
H O S O H
El átomo de azufre comparte todos sus electrones, pero posee 8 compartidos lo que equivale a 4 electrones (O + 8. ½ = 4).
Como el átomo de azufre posee 6 electrones de Valencia, se observa un déficit de 2 electrones y por ello tiene una carga formal de + 2 y los átomos de oxigeno superior e inferior de la misma formula, una carga de -1. Las cargas están indicadas en las formulas C y E.
ORBITALES MOLECULARES
Los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que describen los estados que pueden tener los electrones en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos.
Cuando se forma un enlace hay evolución de energía. La cantidad de energía (por mol) que se desprende cuando se forma un enlace, o la cantidad de energía que nenecita para romper un enlace, se denomina energía de enlace
FORMACIÓN DE LA MOLÉCULA DE HIDROGENO
Como ejemplo simple, es ilustrativa la molécula de dihidrógeno H2, con dos átomos etiquetados H' y H".
Los orbitales atómicos más bajos en energía, 1s' y 1s", no se transforman de acuerdo con la simetría de la molécula.
En general, la combinación simétrica (llamada orbital enlazante) está más baja en energía que los orbitales originales, y la combinación antisimétrica (llamada orbital antienlazante) está más alta.
Como la molécula de dihidrógeno H2 tiene dos electrones, los dos pueden ser descritos por el orbital enlazante, de forma que el sistema tiene una energía más baja (por tanto, es más estable) que dos átomos de hidrógenos libres. Esto se conoce como enlace covalente.
ENLACE COVALENTE: ANGULO DE ENLACE
ORBITALES HÍBRIDOS
En la formación de la molécula del metano, CH4, el carbono tiene un electrón sin aparecer en dos de sus orbitales p, por lo tanto nosotros esperamos que se combine con dios hidrógenos para formar el compuesto CH2. Pero la formación de emplaces es un proceso de desprendimiento de energía y tendencia es de forma cuantos enlaces sean posibles.
De esta forma el carbono promueve un electrón del orbital 2p. Cuando el carbono reacciona usa un orbital 3 y tres orbitales p, por esto se llaman orbitarles sp3, estos son una clase de orbitales híbridos. La interpretación de los orbitales sp3 con un orbital es del hidrógeno origina la formación de la molécula del metano CH4.
ENLACE PI (enlaces p)
Son enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital electrónico se traslapan con dos lóbulos del otro orbital electrónico involucrado. Sólo uno de los planos modales de los orbitales pasa a través de los núcleos involucrados.
La letra griega p en su nombre se refiere a los orbitales p, dado que la simetría de los orbitales de los enlaces pi es la misma de la de los orbitales p. Generalmente, los orbitales p están involucrados en este tipo de enlace. Se asume que los orbitales d también participan en el enlace pi, pero esto no es necesariamente el caso en la realidad, aunque el concepto de enlace por medio de orbitales d explica bien la hipervalencia.
ANEXOS
DOS ORBITALES
CONCLUSIÓN
El enlace entre dos átomos nunca se corresponde exactamente con una de las siguientes categorías. Sin embargo, son útiles para clasificar muchas de las propiedades y reactividad química de una gran variedad de compuestos Enlace iónico: Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades distintas, con una diferencia igual o mayor a 1.67, en este tipo de enlace ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo menos electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió electrones queda con carga positiva y el que captó electrones queda con carga negativa.
En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas) que describen los estados que pueden tener los electrones en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos.
BIBLIOGRAFÍA
Hptt:
DR. H Moreno González, química orgánica, 5º año, ediciones CO-BO Caracas
Autor:
Merwill del Valle Uzcátegui Rodríguez
Profesor: Isiris Moya
Puerto La Cruz, 5 de marzo de 2009
REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA
MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA EDUCACIÓN
U.E.T.I. "MANUEL PLÁCIDO MANEIRO"
2° AÑO DE PETRÓLEO
PUERTO LA CRUZ – EDO. ANZOÁTEGUI
CÁTEDRA: ANÁLISIS QUÍMICO
| Página siguiente |