que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Enlaces Polares y No-Polares, En realidad, hay dos subtipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dosátomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno – oxígeno en la molécula de agua.
Molecule-H2O spanish caption2 Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
La polaridad química o sólo polaridad: es una propiedad de las químicas y físicas como la punto de fusión, punto de ebullición, fuerza intermolecular, etc.
Al formarse una molécula de forma covalente el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor carga nuclear (más número de protones). Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza (establecida por la Ley de Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar.
Pero un enlace polar no requiere siempre una molécula polar, para averiguar si una molécula es polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del producto de la carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección es la recta que las une, y cuyo sentido va de la carga negativa a la positiva. Esta magnitud es, por tanto, un vector; y la polaridad será la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.
De esta manera una molécula que sólo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida. Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en V se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin electrones.
La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). También es importante en disoluciones ya que un disolvente polar solo disuelve otras sustancias polares y un disolvente apolar solo disuelve sustancias apolares ("Semejante disuelve a semejante"). Por último la polaridad influye en el estado de agregación de las sustancias así como en termodinámica, ya que las moléculas polares ofrecen fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o fuerza de London.
Momento dipolar: Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como el producto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico:
Usualmente se encuentra expresado en Debies (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puede interpretarse como el grado de compartición de la carga, es decir, según las diferencias de electronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente está desplazada hacia la carga en cuestión. Dicho de otro modo, q representa que parte de 1 electrón está siendo "sentida" de más o de menos por las cargas en cuestión.
En carga a través de una cadena de átomos en una electrostática (principalmente, definición de la IUPAC) o por la presencia de un medio polar (e. i. dinámico). El efecto polar neto ejercido por un sustituyente es una combinación de este efecto inductivo y el efecto mesomérico.
Es polar aquella distribución de las carácter dipolar de ciertas moléculas depende de la presencia de enlaces polares en su estructura, aunque pueden existir moléculas con enlaces polares pero que sin embargo no tengan momento dipolar neto debido a una distribución simétrica de las cargas, caso del metano. Es necesaria cierta asimetría para que los componentes de los momentos dipolares generadas en cada uno de los enlaces polares no se cancelen y por ende exista polaridad. El carácter polar de una molécula, es medido por el momento dipolar, el cual es igual a la suma de cada uno de los momentos dipolares originados en cada uno de los enlaces polares de la molécula.
Las moléculas polares se disuelven fácilmente en disolventes polares y no lo hacen sin embargo en disolventes no polares. El disolvente polar por excelencia es el agua, así que las sustancias polares son hidrosolubles o hidrófilas, mientras las no polares son hidrófobas.
La polaridad eléctrica es un factor esencial de la organización de las moléculas biológicas en estructuras supramoleculares, como las membranas de bicapa, estructuradas por moléculas de lípidos que tienen una parte polar y otra no polar (moléculas anfipáticas).
4. Punto de ebullición y fusión de las moléculas polares y no polares
El punto de ebullición de un temperatura que debe alcanzar éste para pasar del estado líquido al estado proceso inverso se denomina punto de condensación. La definición exacta del punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión atmosférica. Por ejemplo, a nivel del mar la presión atmosférica es de 1 atm. o 760 mmHg, el punto de ebullición del agua a esta presión será de 100°C porque a esa temperatura la presión de vapor alcanza una presión de 1 atm.
La temperatura de una sustancia o cuerpo es una medida de la moléculas. A temperaturas inferiores al punto de ebullición, sólo una pequeña fracción de las moléculas en la superficie tiene energía suficiente para romper la tensión superficial y escapar.
Al llegar al punto de ebullición la mayoría de las moléculas es capaz de escapar desde todas partes del cuerpo, no solo la superficie. Sin embargo, para la creación de burbujas
en todo el volumen del líquido se necesitan imperfecciones o movimiento, precisamente por el fenómeno de la tensión superficial.
La temperatura se mantiene constante durante todo el proceso de ebullición, y el aporte de más energía sólo produce que aumente el número de moléculas que escapan del líquido. Este hecho se aprovecha en la definición de la escala de temperatura en grados centígrados.
Un líquido puede calentarse pasado su punto de ebullición. En ese caso se dice que es un líquido sobrecalentado. En un líquido súpercalentado, una pequeña perturbación provocará una ebullición explosiva. Esto puede ocurrir, por ejemplo, al calentar agua en un recipiente liso (por ejemplo microondas. Al echar azúcar en esta agua sobrecalentada, el contenido completo puede ebullir en la cara del usuario, causando quemaduras.
El punto de ebullición depende de la masa molecular de la sustancia y de el tipo de las fuerzas intermoleculares de esta sustancia. Para ello se debe determinar si la sustancia es covalente polar, covalente no polar, y determinar el tipo de enlaces (dipolo inducido – puentes de hidrógeno)
En el agua, el punto de ebullición se alcanza cuando la presión atmosférica se iguala a la presión de vapor, generando ebullición
El punto de fusión es la estado sólido y el equilibrio térmico, a una presión de 1 atmósfera.
Por lo tanto, el punto de fusión no es el pasaje sino el punto de equilibrio entre los estados sólido y líquido de una sustancia dada. Al pasaje se lo conoce como derretimiento.
En la mayoría de las sustancias, el punto de fusión y de congelación, son iguales. Pero esto no siempre es así: por ejemplo, el agar se derrite a los 85 °C (185 °F) y se solidifica a partir de los 31 °C a 40 °C (87.8 °F a 104 °F); este proceso se conoce como histéresis.
5. Que son fuerza de Van Der Waals
Las fuerzas de Van Der Waals son fuerzas de estabilización enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.
- Fuerzas de dispersión
Todos los dipolos debidos al giro de los torno al núcleo (véase átomo). La presencia de este dipolo transitorio hace que los átomos contiguos también se polaricen, de tal manera que se producen pequeñas fuerzas de atracción electrostática entre los dipolos que forman todos los átomos. Lo que se denomina la relación dipolo instantáneo – dipolo inducido.
2. Repulsión electrostática
A estas fuerzas de dispersión se opone la repulsión electrostática entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos.
La resultante de estas fuerzas opuestas es una distancia mínima permitida entre los núcleos de dos átomos contiguos. Distancia que se conoce como radio de van der Waals.
Es ésta una fuerza muy importante en biología, porque es uno de los enlaces no covalentes que estabilizan la conformación de las proteínas.
La energía del enlace de van der Waals es de 1 a 2 kcal/mol.
Las fuerzas de van der Waals conforman el tipo más débil de fuerza intermolecular que puede darse en la naturaleza, necesitándose un aporte energético de 0,1 a 35 kJ/mol para romper dicha interacción. Distinguimos tres clases de enlace de van der Waals:
- Orientación: interacción dipolo permanente-dipolo permanente. Tienen lugar entre moléculas polares como el HCl por ejemplo, produciéndose una atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas contiguas, pero no así el solapamiento de los átomos interactuantes al ser de mayor tamaño que en el puente de hidrógeno.(Recordemos que el solapamiento sólo se produce en el enlace de hidrógeno, donde el N, el O y el F son especies más pequeñas). Cuanto mayor sea la polaridad de la molécula (diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman), más fuerte será la interacción.
- Inducción: interacción dipolo permanente-dipolo inducido. Se produce entre una molécula polar y otra apolar. En este tipo de interacción, el dipolo permanente de la molécula polar provoca una deformación en la nube electrónica de la molécula apolar que se aproxima (el polo negativo de la molécula polar induce el desplazamiento de lo electrones de la molécula polar hacia el polo opuesto, apareciendo un dipolo). De este modo, se establece una atracción eléctrica entre polos opuestos.
Este tipo de enlace también se conoce como polarización, siendo tanto más intenso cuanto mayor sea la polarización de la molécula apolar. La intensidad de este fenómeno dependerá de la mayor o menor polaridad (diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la molécula polarizante; la polar) así como del tamaño de la
molécula polarizada (a mayor número de electrones, más desigualdad de disposición puede existir).
- Dispersión (Fuerzas de London): dipolo instantáneo-dipolo instantáneo. Aparecen en todos los compuestos moleculares, siendo la única fuerza intermolecular que aparece entre moléculas apolares. Se produce por la aparición de una distribución asimétrica de la carga en una molécula (dado el movimiento continuo de los electrones). Este fenómeno induce la aparición de un dipolo instantáneo en la molécula que se aproxima, estableciéndose una interacción muy débil e instantánea.
La intensidad de esta interacción depende del tamaño de la molécula (a mayor número de electrones, mayor posibilidad de la aparición de un dipolo instantáneo).
6. Formación de puentes de hidrogeno
Los puentes de hidrógeno son enlaces débiles que atraen moléculas de agua una con otra o con otros grupos.
Un efecto de la polaridad es la formación de puentes de hidrógeno, enlaces débiles entre átomos polarizados positiva y negativamente en diferentes moléculas. El agua es muy polar, y las moléculas de agua forman puentes de hidrógeno con muchas moléculas biológicas, dándoles, dando como resultado la solubilidad.
Los puentes de hidrógeno generalmente se producen por la atracción electrostática entre átomos electronegativos (como el O o el N) y un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un segundo átomo electronegativo (como el O o el N). Por ejemplo:
-O-H | |
-N-H | |
-O-H |
Los puentes de hidrógeno en los ejemplos de arriba, están indicados por lineas de puntos. No todas las valencias son mostradas
La animación muestra a moléculas de agua y su habilidad para formar puentes de hidrógeno.
Solvatación
La solvatación es el proceso de interacción entre las moléculas de un solvente y las de un soluto formando agregados. Algunos de estos agregados son estables y tienen un número determinado de moléculas de solvente y otras no.
Soluciones en agua
Cuando el solvente es el agua, al proceso se le llama hidratación. Cualquier soluto covalente polar puede interactuar con solventes polares. Cuando un cristal de un compuesto iónico como el fuerza de atracción entre las moléculas de agua y los iones superficiales del cloruro de sodio es suficientemente intensa para causar que los iones abandonen sus posiciones en el cristal y que se muevan a situarse entre moléculas de agua, a tal proceso se le llama solvatación de ambos iones. La naturaleza polar de las moléculas de agua es importante cuando se usa como solvente. El agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos debido a la hidratación de los iones. Un ion hidratado es un agregado formado por un ion y una o más moléculas de agua.
Ejemplo:
![begin{matrix} CuCl_2 bullet 4H_2O ; xrightarrow[{Delta}_{(calor)}]{qquad qquad qquad} ; CuCl_2 + 4H_2O / text{cloruro de cobre(II) tetrahidratado} qquad qquad text{cloruro de cobre(II) anhidro + agua} end{matrix} ,!](https://res.edu.red/assets/jpg/B5F81B9706DC61D01C1A996C08FF03C9.jpg)
Otros ejemplos de hidratos son:
cloruro de magnesio(II) hexahidratado.
sulfato de cobre(II) pentahidratado.
sulfato de calcio dihidratado o yeso.
El sulfato de cobre(II) pentahidratado de color azul, al calentarlo se deshidrata formando el sulfato de cobre(II) anhídro que es color blanco.
Unión POLAR
En este tipo de unión química, las moléculas presentan una distribución
NO UNIFORME de carga eléctrica.
H-Cl
Los dos átomos comparten un par de electrones, pero como sus electronegatividades son diferentes (cloro= 3, hidrógeno= 2,1) el par electrónico está desigualmente atraido, y se encuentra más próximo al cloro que al hidrógeno. El cloro adquiere cierta carga negativa, al mismo tiempo que el hidrógeno cierta carga positiva, hecho que se indica colocando las letras d+ y d- sobre los símbolos de los elementos
Si el enlace se da entre dos átomos diferentes, los electrones de enlace son atraídos de modo diferente por los dos núcleos y la molécula presenta una zona de carga negativa sobre el átomo que los atrae más fuertemente y una zona cargada positivamente sobre el otro.
Se forma, entonces, un dipolo (las dos cargas eléctricas (+ y -) en una distancia muy pequeña) y la molécula recibe el nombre de "polar".
Simetría en química
En química la simetría geométrica de las moléculas es muy importante, ya que permite clasificar las moléculas. Además propiedades como su momento dipolar y las transiciones espectroscópicas permitidas (basadas en reglas de selección como la regla de Laporte) pueden predecirse o ser explicadas a partir de la simetría de la molécula. Las simetrías que aparecen en química están asociadas a grupos finitos de concreto son grupos puntuales de transformaciones de isometría.
Ejemplo:
- Una rotación en el espacio euclídeo es una isometría del espacio euclídeo tridimensional.
- El operador de evolución temporal
, que describe el movimiento de un sólido rígido S es un grupo uniparamétrico de isometrías del espacio euclídeo tridimensional. - Cada operador unitario
que da la evolución de un sistema cuántico cuyo hamiltoniano es 
es una isometría sobre un espacio de Hilbert de dimensión infinita.
Conclusión
Las moléculas polares se disuelven fácilmente en disolventes polares y no lo hacen sin embargo en disolventes no polares. El disolvente polar por excelencia es el agua, así que las sustancias polares son hidrosolubles o hidrófilas, mientras las no polares son hidrófobas.
La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar).
En el efecto inductivo es entonces, el efecto de un sustitúyete debido a la polarización permanente de un enlace; es decir, si en una molécula establece un dipolo, su acción se transmite a través de la cadena carbonada. Se representa con una fecha cuya punta va dirigida hacia el átomo más electronegativo
Bibliografía
- Química General Moderna. Autor Joseph A. Babor y José Ibarz Aznárez. Editorial Marin.
- Internet Explorer.
www.google.com.ve
es.wikipedia.org
www.iac.es
Autor:
Astrix
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