ENLACES QUÍMICOS ACTIVIDAD

ENLACES QUÍMICOS

INTRODUCCIÓN

En la elaboración de este trabajo se verán contenidos acerca de lo que son los enlaces químicos, los cuales se conocen en tres tipos diferentes de enlaces los cuales son, enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Además de que se explicara su aplicación así como sus propiedades, características y la comparación que existe entre estos, (enlaces químicos). También se abarcara lo que es la ley de octetos de Lewis, configuración electrónica, electronegatividad.

El termino enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles, grupo 8A).

Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.

Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo metálico esta unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos originan propiedades metálicas típicas como son la elevada conductividad eléctrica y el lustre.

SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS

El desarrollo de la tabla periódica y el concepto de  configuración electrónica les dio a los químicos los fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos. Una explicación, formulada por Gilbert Lewis, es que los átomos se combinan con el fin de alcanzar una configuración electrónica más estables. La estabilidad máxima se produce cuando un átomo es isoelectronico con un gas noble.

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los electrones de valencia. Para distinguir los electrones de valencia y asegurarse que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo del elemento.

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Fig. 1. Los elementos de un mismo grupo, tienen los mismos electrones de valencia, por lo que tienen la misma representación de la estructura de Lewis y un comportamiento químico parecido.

EL ENLACE IÓNICO

Los elementos con más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos son los metales alcalinos y los alcalinotérreos, y los más adecuados para formar aniones son los alógenos y el oxigeno. En consecuencia, una gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo 1A o 2A y un halógeno u oxigeno. Un enlace iónico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

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Fig. 2. Ejemplo de un enlace iónico.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales anti simetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.

El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración del argón).

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