Quimica - Enlace químico

Enlace químico: 

Entre dos o más átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos conducen a la formación de una entidad estable, que puede ir desde agrupaciones con un número discreto de átomos, las moléculas, hasta estructuras gigantes de millones y millones de átomos ordenados regularmente en el espacio, redes cristalinas.

Parámetros del enlace químico: La f que mantiene unidos a los átomos es la resultante de las complejas interacciones de atracción y repulsión electroestática que se dan entre los núcleos y las cortezas electrónicas de los átomos implicados.

Cuando los átomos se aproximan para formar un enlace los e- se redistribuyen  para conseguir que las fuerzas de atracción superen las fuerzas de repulsión.

Distancia o longitud de enlace: Define la posición de equilibrio del núcleo.

[pic 1]

Valor mínimo de E        E del enlace  la aproximación o separación del núcleo requerirá un aporte de E.[pic 2]

Enlace Iónico    ∆Ɛ>1,7

Se forma por las fuerzas de atracción entre iones con cargas eléctricas opuestas

Se establece por transferencia de e- de un átomo metálico a un no metálico. El átomo que pierde e- se convierte en un catión y el átomo que los gano en un anión, quedando los iones con cargas opuesta unidos por atracción electroestática.

 La formación de iones se facilita cuando más baja sea la E de ionización del metal

Cristal Iónico

Como cada ion atrae los iones de signo contrario y repele los de igual signo, cada anión rodeara a los cationes y estos a su vez a los aniones. Este proceso se hace de forma ordenada en el espacio y da lugar a una estructura tridimensional gigante                 Cristal Iónico[pic 3]

Formula empírica: Solo indica la proporción de los átomos combinados, ya que los compuestos iónicos son estructuras cristalinas constituidas por un incalculable número de iones

Propiedades de los compuestos iónicos

Estado de agregación: Solidos, duros con temperaturas de fusión elevadas por la gran intensidad de las fuerzas de atracción electroestática.

+energía reticular del compuesto + temperatura de fusión

Fragilidad: La disposición alterada de iones de signo opuesto explica la fragilidad de las sustancias.

La aplicación de una fuerza sobre un cristal produce el desplazamiento de una capa de iones sobre otra poniéndose en contacto iones de igual signo. La repulsión electroestática hace que se rompa el cristal.

Solubilidad: Variable, Para disolver un cristal hay que disgregarlo y para ellos se debe vencer la E reticular.

La E requerida puede venir de la E de hidratación (E desprendida al rodearse los iones de moléculas de agua).

Si el solvente no es agua se habla de E de solvatación.

Si la E reticular no es muy elevada y la E de hidratación la compensa, la sustancia será soluble.

Conductividad eléctrica: No conducen en estado sólido, si fundidos o en disolución.

Para que se dé es necesario que haya cargas eléctricas libres (electrones o iones). Si está en estado sólido el compuesto, no se pueden mover sus iones

Enlace Covalente

Se forma cuando dos o más átomos necesitan ganar e- para así alcanzar una configuración más estable y para conseguirlo comparten dos o más pares de e- de valencia.

1916: Lewis propone un modelo de enlace covalente por comparación de electrones para explicar la formación de moléculas por la unión de átomos de elementos no metálicos.

Tipos        Simples: ente dos átomos se comparte 1 par de e-[pic 4][pic 5]

        Múltiples átomos comparten + de un par de e-[pic 6][pic 7]

        Doble: enlace que se comparten 2 pares de e-  O2 (O       O)[pic 8][pic 9]

        Triple: Se comparten 3 pares de e-   N2 (N       N)[pic 10][pic 11][pic 12]

Enlace Dativo: El par de e- compartido es aportado por 1 solo átomo

Resonancia: Capacidad que tienen los e- de estar a un lado o al otro del átomo.

Se dice que una estructura tiene resonancia si puede representarse por más de una estructura de Lewis.

Limitaciones de las estructuras de Lewis[pic 13][pic 14]

Regla del octeto tiene excepciones         de e-[pic 15][pic 16]

Octeto expandido: elementos que pueden rodearse por mas de ocho e- porque disponen de orbitales d que pueden participar del enlace  (elementos a partir del 3er periodo) PCl5

Octeto incompleto: el átomo se rodea de un número inferior a 8 e-. ej: H, Li, Be, B.

Geometría molecular:

Se la relaciona con la posición que toman los átomos para formar una molécula. Es de importancia para ver las propiedades de un compuesto.

Se basa en la teoría de repulsión de los pares de electrones de valencia en la cual supone que los e-  compartidos y no compartidos se repelen entre si y tienden a moverse lo más alejado posible.

Los e- de valencia determinan la geometría electrónica de un átomo que puede tomar 3 formas básicas:[pic 17][pic 18][pic 19][pic 20]

                   [pic 21][pic 22][pic 23][pic 24][pic 25][pic 26][pic 27][pic 28]

     Lineal                         Triangular                           Tetraédrica

Estas geometrías electrónicas determinan diversas geometrías moleculares que se relaciona con la distribución de los átomos enlazados en el espacio y la cantidad de e- compartidos y no compartidos que intervienen.  En los pares dobles o triples se contabiliza como 1.

Lineal: Angulo 180°
Átomo central unido a 2 pares de e-[pic 29][pic 30][pic 31]

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