INSTITUTO TECNOLÓGICO DE VERACRUZDEPARTAMENTO DE INGENIERÍA QUÍMICA Y BIOQUÍMICA

INGENIERÍA QUÍMICA

ASIGNATURA:

QUÍMICA

ELABORADO POR:

Tu nombre

INVESTIGACIÓN REALIZADA:

“ENLACES QUÍMICOS”.

CATEDRÁTICO:

DAMIAN CHOTERIA

VERACRUZ, VER. NOVIEMBRE 2015

1. Enlaces químicos

Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los

átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten

electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se

unirá un átomo con otro y las características del enlace. (Burns, 2003)

1.1 Regla del octeto.

El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de

los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se

debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que

tiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable. Los

elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten

electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo

(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que elementos), octeto

teto.se conoce como la regla del octeto. (Mahan & y Myers, 2003)

1.2 Energía de ionización.

La energía de ionización es la cantidad de energía que se requiere

ionización para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía

de ionización en los periodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos,

aumenta de abajo hacia arriba. Los metales tienen bajas energía de ionización

y fácilmente ceden sus electrones. En cambio, los no metales tienen alta

energía tienen de ionización y difícilmente ceden sus electrones. (Burns, 2003)

1.3 Afinidad electrónica.

Es la cantidad de energía desprendida o electrónica.-absorbida cuando un

átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar

electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a

derecha, y en los grupos de abajo hacia arriba. En la siguiente figura se

muestran las variaciones de esas dos propiedades:

Ilustración 1: Representación de la Afinidad Electrónica

Fuente: (Textos Científicos, 2005)

2. Clasificación de los Enlaces Químicos

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de

enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el

metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus

características principales. (Textos Científicos, 2005)

2.1 Enlace iónico

Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos

a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un

elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras

mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte

será el enlace iónico. Se empieza a considerar que dos átomos están unidos a

través de un enlace iónico cuando su diferencia de electronegatividad es

superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se

muestra en la ilustración 2, mientras que en la 3 se ve algunas maneras de

escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace. (Burns, 2003)

Ilustración 2: Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).

Fuente: (Pura Química, 2009)

Ilustración 3: Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace Iónico.

Fuente: (Los Adhesivos, 2010)

2.1.1 Características: Características

Está formado por metal y no metal. No forma moléculas verdaderas,

existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones

positivos). Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales

cationes aceptan electrones formando aniones aniones.

2.1.2 Formación de enlaces iónicos

Por ejemplo: NaF

Na: metal del grupo IA

F: no metal del grupo VIIA

Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de

cada átomo:

11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1

9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7

Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en

éste tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+.

El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su

octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)

F1.

Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite que ambos elementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.

La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente

forma:

Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican. Pero

en el anión si ya que está ganando electrones. Se representa con rojo el

electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.

Otro ejemplo: MgBr2

Mg: metal del grupo II A

Br: no metal del grupo VIIA

METAL + NO METAL IÓNICO

No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis

de cada elemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para los

representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo

usaremos compuestos formados por elementos representativos.

El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para

completar el octeto.

Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos

electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un

nivel más bajo.

2.2 Enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se definen como la unión que se produce entre 2

átomos por la compartición de 2 o más electrones de su capa externa con

objeto de formar una molécula estable. (Burns, 2003)

Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se

presenta como una molécula formada por 2 átomos de cloro, dichos átomos de

cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la

compartición de 2 electrones. (Los Adhesivos, 2010)

Durante este proceso 2 átomos se han unido para formar una molécula,

obviando la teoria de los orbitales moleculares enlazantes / antienlazantes y

con objeto de explicarlo de una manera sencilla, podemos decir que 2 orbitales

atómicos (Cl + Cl) se unen para formar un nuevo orbital molecular (Cl2).

Los orbitales se definen como las regiones de los átomos o moléculas donde

se encuentran los electrones.

Dentro de los enlaces covalentes nos encontramos con 2 tipos de enlaces

covalentes que se pueden originar:

Enlace covalente polar Enlace covalente apolar

2.2.1 Enlace covalente polar1

Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción

de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con

parte negativa y otra parte positiva (dipolo).

Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se

realiza entre 2 átomos diferentes. El grado de polaridad de la molécula

resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los

electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la

electronegatividad.

Como ejemplos de sustancias que poseen en su estructura enlaces

covalentes polares podemos citar el agua, alcohol isopropílico, metanol,

butanol…

2.2.2 Enlace covalente apolar

Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de

atracción de los electrones hacia su mismo núcleo.

Los enlaces covalentes apolares siempre se producen cuando el enlace se

realiza entre 2 átomos iguales o con el mismo grado de electronegatividad.

1

El concepto de molécula o material polar o apolar es de suma importancia

para el estudio de los adhesivos, por lo general aquellas superficies que

dispongan de moléculas o materiales polares en su superficie serán óptimas

para conseguir fácilmente un adhesivado duradero en el tiempo.

Dos ejemplos se ven en la ilustración 4 y 5, respectivamente. Por su parte,

los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no

presentan momento dipolar, la diferencia de electronegativodad es igual a 0,

son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre

otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos

iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la

molécula de Cloro (ver figura 6 y 7 respectivamente).

Ilustración 4: Densidade electrónica del compuesto polar formaldehído (o metanal)

Fuente: (Textos Científicos, 2005)

Ilustración 5: 1,2-difluoretano. El color blanco indica una escacez de electrones, de ahi vienen respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

Fuente: (Textos Científicos, 2005)

Ilustración 6: Densidades electrónicas en la molécula de Nitrógeno

Ilustración 7: Densidades electrónicas en la molécula de Cloro. El color blanco denota una escasez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.

2.2.3 Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Si bien se clasifica también como enlace covalente, algunos químicos

difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace

covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada

uno, es por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se

caracteriza porque el par electrónico del enlace es entregado por un sólo

átomo, el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar

(Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica

importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de

electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio,

entre otros).

Este tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases

(que se verá a continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un

ácido es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico

y una base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos

sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias

(tema que se verá más adelante). En la ilustración y se pueden ver dos

ejemplos de sustancias con un enlace dativo.

Ilustración 8:  ión hidronio

Ilustración 9: ión tetracloruro de Aluminio

2.3 Enlace Metálico

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado

índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica

centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo,

con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin

embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es

pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por

lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

(Textos Científicos, 2005)

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en

lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos

átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada

por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman

una nube que mantiene unido al conjunto. (Textos Científicos, 2005)

3. Polaridad de los enlaces

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor

electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente

hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la

carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro

con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la

mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción

de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de

igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio

entre el covalente y el iónico.

BIBLIOGRAFÍA

Burns, R. A. (2003). Fundamentos de Química (Cuarta ed.). México: Pearson

Education. Recuperado el 15 de Noviembre de 2015, de

https://books.google.com.mx/books?

id=9K5qtyKHoUwC&pg=PA213&dq=enlaces+quimicos&hl=es-

419&sa=X&ved=0CCUQ6AEwAmoVChMIwO7m7aKTyQIVyW4mCh3cfw

ZI#v=onepage&q=enlaces%20quimicos&f=false

Los Adhesivos. (2010). Los Adhesivos.com. Recuperado el 15 de Noviembre

de 2015, de http://www.losadhesivos.com/enlace-quimico-covalente.html

Mahan, B. M., & y Myers, R. (2003). Universidad de Granada. Recuperado el

15 de Noviembre de 2015, de

http://www.ugr.es/~jruizs/Ficheros/EnlaceQ/Tema5.pdf

Pura Química. (2009). Pura Química: Acercando la Química del Mundo.

Recuperado el 15 de Noviembre de 2015, de http://es-

puraquimica.weebly.com/enlaces-quimicos.html

Textos Científicos. (2005). Recuperado el 14 de Noviembre de 2015, de

http://www.textoscientificos.com/quimica/enlaces-quimicos