http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Enlace_quimico.html
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/tutorial-05.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_ionizaci%C3%B3n
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
}
http://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_de_Lewis
http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-quimico.html
enlaces quimico veronica ruiz 10-2
martes, 19 de agosto de 2014
ACTIVIDAD SOBRE LOS ENLACES QUIMICOS
1¿Puede formarse un enlace iónico entre átomos de un mismo elemento químico? ¿Por qué?
2 Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El enlace iónico origina cristales.
b) Un sólido iónico se disuelve en agua.
c) Los cristales iónicos son blandos.
1¿Puede formarse un enlace iónico entre átomos de un mismo elemento químico? ¿Por qué?
2 Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El enlace iónico origina cristales.
b) Un sólido iónico se disuelve en agua.
c) Los cristales iónicos son blandos.
3¿Por qué no se forman moléculas individuales en los compuestos iónicos?
4 Define electrovalencia.
5 Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica.
b) Los compuestos iónicos conducen la electricidad en estado fundido.
c) Los sólidos iónicos tienen puntos de fusión muy altos.
5¿Cuándo se dice que un enlace covalente es polar?
6¿A qué se denomina enlace metálico?
7Justifica por qué los metales son buenos conductores de la electricidad
ENLACE QUIMICO
1 .Qué entiendes por enlace químico?
- DIAGRAMAS DE LEWIS: El desarrollo del modelo planetario del átomo de Borh es la base sobre la que se asienta la teoría electrónica del enlace químico. los electrones de un átomo se distribuyen en distintos niveles de energía, de forma que los niveles mas profundos son los mas estables y se puede considerar que los atomos estan constituidos por dos partes.
- una formada por el núcleo y los electrones internos, originando un todo inseparable llamado "core atómico" ( corazon cargado positivamente) .
- otra con los electrones de la ultima capa electronica mas externa, que es la responsable del comportamniento quimico. los electrones de la capa externa se llaman electrones de valencia.
algunos ejemplos para unos elementos químicos serian los siguientes:
2 .Identifique y
defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación?
A continuación se comentaran las propiedades de los enlaces químicos :
- Orden de enlace:
En el modelo de lewis-Gillespie, se define el orden de enlace como el numero de pares electrónicos involucrados en un enlace determinado. De esta forma, a un enlace simple le corresponde un orden de enlace igual a 1; un enlace doble tiene un orden de enlace igual a 2; y el correspondiente a un triple igual a 3. por ejemplo, en enlace F-F, de la molécula F2, es de orden 1; el enlace O=O de la molécula O2, es de orden 2, y el enlace de la molécula N2, es de orden 3.
En una molecula poliatomica, cada uno de los enlaces entre los atomos de la misma tiene su correspondiente orden de enlace. en la molecula de etileno C2H4, el enlace C=C, es de orden 2, mientras que los 4 enlaces C-H, son de orden 1.
los problemas para asignar el orden de enlace, surgen cuando son necesarias varias estructuras de lewis resonantes para representar adecuadamente una molecula, el ion perclorato,ClO4−.
requiere las cuatro estructuras de lewis resonantes para explicar sus propiedades. en cada uno de ellas, uno de los cuatro enlaces Cl-O, es de orden 1, pero las tres restantes son de orden 2. La resonancia entre todas estas estructuras hace a todos los enlaces equivalentes y les otorga propiedades intermedias entre las de un enlace simple y uno doble. En esta molécula, la asignacion inequívoca, del orden de enlace presisa del conocimiento exacto, del grado de participacion, de cada una de las estructuras resonantes, en la estructura óptima del ion perclorato.
este caso es particularmente simple, ya que las 4 estructuras son equivalentes por simetría( pueden tranformarse entre si, mediante giros de 90 grados. en consecuencia los 4 particpan por igual en la estructura optima y el orden de enlace Cl-O, puede definirse de la siguiente manera.
orden del enlace= 1+2+2+2 / 4= 1,75
En conclusión, el orden de enlace entre dos átomos se define como la semidiferencia entre el número de electrones enlazantes y el número de electrones antienlazantes. El orden de enlace es también un índice de la fuerza de enlace y es usado extensivamente en la teoría del enlace de valencia. para dar los orden de enlace, es preciso conocer exactamente los coeficientes de la combiancion lineal en cada caso.
- longitud de enlace:
la distancia entre los núcleos de dos atomos enlazados por medio de un enlace covalente es una magnitud relativamente facil, de medir experiementalemnte, por medio de la difraccion o por medio de técnicas espectroscópicas. En las moléculas diatomicas homonucleares, tales como H2,F2, Cl2, O2 y N2, se puede definir el radio covalente del H,F,Cl,O,N, como la mitad de la correspondiente distancia del enlace; adviertase que el radio atomico de los elementos electronegativos, y que forman moleculas diatomicas homonucleares, coincide con el ahora radio covalente.
En una primera aproximacion, los radios covalentes así determinados, son aditivos, es decir permiten predecir, con una presicion razonable, las distancias de enlace, de otras moléculas en las que participen esos atomos. Las distancias de enlace entre dos atomos determinados de una molécula dependen, en gran manera de la naturaleza y presencia de otros atomos en la misma; en rigor los radios covalentes, así calculados no son estrictamente aditivos.
en la interpretación de lewis, un enlace covalente se genera por la comparticion de un par de electrones, lo que a su vez supone un solopamiento de los orbitales atómicos que alojan a los correspondientes electrones generados del enlace. La distancia del enlace depende en gran manera de solapamiento, de los orbitales, cuanto mayor sea el solapamiento, menor sera la distancia del enlace y viceversa.
La longitud de enlace se relaciona inversamente con el orden de enlace, y crece con los radios de los átomos que se enlazan. Cuanto mayor es el orden de enlace entre dos átomos determinados, menores serán las longitudes de enlaces que ellos forman, cuanto mas pares electrónicos se dispongan entre los núcleos que se enlazan mayores serán las atracciones"núcleo-electrón" y menores serán las repulsiones "núcleo-núcleo" con lo que las distancias serán mas cortas. En cuanto al otro factor, la longitud del enlace es aproximadamente igual a la suma de los radios covalentes de los átomos participantes en ese enlace. Si los átomos que se unen tienen radios grandes, la distancia de enlace también lo será. La longitud de enlace también se relaciona inversamente con la fuerza de enlace y con la energía de disociación de enlace, dado que un enlace más fuerte también es un enlace más corto.
- energías de enlace:
Cabe destacar que cuanto mayor es la energía desprendida en la formación de un enlace más energía se requiere para romperlo y, por tanto, más estable es.
La disociación de la molécula de H2, en sus atomos contituyentes:
H2(g)----> 2H(g)
exige la aportación exterior de una cierta cantidad de energía, la energía requerida para la disociación de la molécula de hidrógeno, es de 104 kcal/ mol. la kcal/mol es una unidad energética muy utilizada en las medidas termoquimicas: se refiere a la energia consumida por un mol de moleculas, expresadas en kcal/mol. para tranformar en kj/mol la energías expresadas en kcal/mol basta por multiplicar sobre el factor 4,18( 1kcal= 4,18 kj).
En toda reaccion quimica se produce una absorción o desprendimiento de calor, por parte del sistema reaccionante. los químicos se refieren a la cantidad de calor involucrada en un proceso como la variacion de entalpia ΔH , de la reaccion.
la cantidad de calor que entra en juego en una reaccion quimica( o variacion de entalpia), depende de varios factores: El estado fisico( solido, liquido o gas), en que se encuentren los reactivos al incio de la reaccion, asi como el estado fisico de los productos al final de la misma, son muy importantes. por otra parte las condiciones de presion y temperatura en las que se realizan las reacciones son tambien decisivas. para resolver la ambieguedad que representaria no conocer las condicones exactas en las que trasncurre una reaccion quimica cualquiera, se define el denominado estado estandar para cada sustancia o especie quimica. el estado estandar de una sustacia. El estado estandar de una sustancia en su fase estable, a 1 atmosfera de presion.
El calor que se absorbe o desprende en una reacción, cuando todos los reactivos, y productos se encuentran en su estado estándar, se denomina variacion de entalpia estándar ΔH. El proceso de disociacion, de la molécula de H2, consume energia externa, ( 104kcal/mol), por definicion se dice que el proceso es endotermico y su variacion de entalpia( ΔH = 104 kcal/mol) se considera positiva.
- fuerza de enlace:
La fuerza de enlace es la fuerza que une a dos átomos que están enlazados. También se puede definir la fuerza de enlace como el grado en que el átomo que se encuentra unido al átomo central contribuye a la valencia de éste.
Otro parámetro que podemos tomar en cuenta para cuantificar la fuerza de un enlace es el solapamiento de orbitales atómicos. Cuanto mayor sea el traslape, habrá mayor cantidad de electrones situados entre los núcleos, y el enlace tendrá mayor fuerza. Este cálculo se llama integral de traslape.
La fuerza de enlace es directamente proporcional al orden de enlace e inversamente proporcional a la longitud de éste. Además, a mayor fuerza de enlace, mayor será la energía del mismo, y mayor la energía necesaria para disociar dicho enlace. Estos últimos dos parámetros, energía de enlace y energía de disociación de enlace son los que se utilizan para medir la fuerza del mismo.
La fuerza de enlace suele definirse en términos de cantidad de energía, que se necesita para romper dicho enlace en una molécula dada. para encindir, un enlace fuerte se requiere mas energía que en el caso de uno débil.; a menudo es útil comparar las distintas fuerzas de enlace por comparacion de las energías de disociación de enlace o bien las energias medidas de enlace para su diversas moléculas.
Otro parámetro que podemos tomar en cuenta para cuantificar la fuerza de un enlace es el solapamiento de orbitales atómicos. Cuanto mayor sea el traslape, habrá mayor cantidad de electrones situados entre los núcleos, y el enlace tendrá mayor fuerza. Este cálculo se llama integral de traslape.
otras propiedades que cabe destacar muchisimo para la formacion de enlaces son las siguientes propiedades:
Energía de Ionización
: se define como la cantidad mínima de energía que hay que
suministrar a un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental para arrancarle
el e- enlazado con menor fuerza, es decir, mide la fuerza con la que está unido
el e- al átomo.
Es una energía muy elevada para los gases nobles y es
necesaria una mayor cantidad de energía.
Las energías de ionización pequeña indican que los e- se
arrancan con facilidad.
A medida que aumenta n el e- está más lejos del núcleo, la
atracción es menor y por lo tanto, la energía de ionización es menor.
En el mismo periodo aumenta la carga nuclear y la energía de
ionización tiene valores más grandes.
La afinidad
electrónica
La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida
por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica
de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad
electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la
mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir
electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica.
De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un
electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.
Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma
caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar
patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los
metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su
estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla
del octeto.
Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y
formar aniones -1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del
grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente
sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más
negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles.
Electroneatividad
:
La
electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí
electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor
sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Pauling la definió
como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así.
Sus valores, basados en datos
termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada
escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el
elemento más electronegativo. El elemento menos
electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está
relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una
afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá
electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante
atracciones externas; será muy electronegativo
Las electronegatividades de los elementos representativos
aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba
dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de
transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las
electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior
izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para
conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:
el enlace entre átomos de la misma clase y de la misma
electronegatividad es apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad
entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular
en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
3 .Qué diferencia existe entre número de oxidación y valencia?
La valencia son los electrones que ese átomo pone en juego
en un enlace. Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia
a diferencia del número de oxidación, no tiene signo.
El número o estado de oxidación tiene signo porque considera
a las uniones como iónicas por lo tanto es positivo si el átomo pierde
electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a ganarlos ( más
electronegativo). Es negativo si el átomo gana electrones. La tendencia a ganar
o perder depende de cuantos electrones tengan en el último nivel por cuanto los
átomos reaccionan para alcanzar la configuración de un gas noble por ser ésta
más estable.
Los metales por lo tanto tienen números de oxidación
positivos porque tienden a ceder electrones.
Los no metales por el contrario tienen números de oxidación
negativo porque en una unión iónica tienden a ganar electrones.
Ejemplos
Fe2O3
Valencia hierro: 3
Valencia oxígeno:2
Número oxidación hierro: +3 porque pierde 3 electrones
Número oxidación oxígeno: -2 porque cada oxígeno gana 2
electrones.
4.Tipos de enlaces químicos :
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 sera el enlace iónico. Se empieza a considerarque dos
átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando sudiferencia de
electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través
de enlace iónico se muestra en la Imágen 27, mientras que en la Imágen 28 se ve
algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace
Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une
dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este
tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el
enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos
compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo
componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son
polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el
momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor
densidad electrónica) distinto a 0, son soiubles en agua y otros solventes
polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en la Imágen 29 (a) y
en la Imágen 29 (b), 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 Imágen 30 (a)
e Imágen 30 (b) respectivamente).
Imágen 29: Densidades electrónicas en los siguientes
compuestos polares: a) formaldehído (o metanal); b) 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).
(a)
B
Imágen 30: Densidades electrónicas en a) la molécula de
Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El color blanco denota una escacez
electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.
(a)
B
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 Imágen 32 (a) y
en la Imágen 32 (b) se pueden ver dos ejemplos de sustancias con un enlace
dativo.
Imágen 32: Sustancias que contienen un enlace dativo
(encerrado en el círculo naranja): a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.
A
B
el enlace covalente se puede clasificar, en tres tipos:
se forma cuando se unen covalentemente, dos atomos de elementos quimicos, de diferente electronegatividad, lo cual produce que el par de electrones del enlace covalente, no esten igualmente repartidos, entre los dos atomos que se enlazan.
la distribucion asimetrica del par de electrones en el enlace covalente polar, hace que exista un polo negativo en el extremo mas electronegativo, y un polo positivo en el extremo mas electropositivo del enlace. esto origina un dipolo electrico, con una carga parcialmente negativa, representada por δ- en un extremo del enlace, y una carga parcialmete positiva, representada por δ+ en el otro extremo del enlace, la intensidad del dipolo electrico se mide atraves de la magnitud fisica llamada momento dipolar.
ejemplo: Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar simple:
- enlace covalente polar
- enlace covalente apolar
- enlace covalente coordinado o dativo
se forma cuando se unen covalentemente, dos atomos de elementos quimicos, de diferente electronegatividad, lo cual produce que el par de electrones del enlace covalente, no esten igualmente repartidos, entre los dos atomos que se enlazan.
la distribucion asimetrica del par de electrones en el enlace covalente polar, hace que exista un polo negativo en el extremo mas electronegativo, y un polo positivo en el extremo mas electropositivo del enlace. esto origina un dipolo electrico, con una carga parcialmente negativa, representada por δ- en un extremo del enlace, y una carga parcialmete positiva, representada por δ+ en el otro extremo del enlace, la intensidad del dipolo electrico se mide atraves de la magnitud fisica llamada momento dipolar.
ejemplo: Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar simple:
En el cloruro de hidrógeno se comparten un electrón del átomo de H y un electrón del átomo de Cl, lo cual da al H y al Cl la configuración estable de gas noble. Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl (3.0) es mayor que la electronegatividad del H (2.2), el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par de electrones compartidos que el átomo de H. Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Existe un dipolo cuando hay una separación cargas. Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, , seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.
distribucion asimetrica de la nube electronica |
Otro ejemplo es el yoduro de hidrogeno: cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0
COVALENTE APOLAR:
en el enlace covalente apolar, la distribucion del par de electrones del enlace e simetrica, lo que quiere decir que coincide, el centro de densidad, de carga electrica positva, con el de negativa. ademas Si los dos átomos tienen la misma electronegatividad y por tanto la distribución de carga electrónica entre los núcleos es totalmente simétrica. estas moleculas
poseen igual electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales.
poseen igual electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales.
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.
enlace apolar |
de un modo interactivo esto es lo que ocurre:
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.
en los enlaces covalentes apolares se hace una distribucion simetrica de la nube electronica:
distribucion simetrica |
Las moléculas apolares están formadas por átomos de no metal unidos por enlaces covalentes, siempre que no exista entre ellos una diferencia de electronegatividad importante. En la práctica,las moléculas apolares pueden ser:
- Moléculas covalentes formadas por átomos iguales. Ejemplos: hidrógeno (H2); oxígeno (O2); nitrógeno (N2); azufre (S8).
- Moléculas covalentes formadas por átomos de parecida electronegatividad. Por ejemplo, moléculas formadas por carbono (C) e hidrógeno (H): metano (CH4); butano (C4H10); ciclohexano (C6H12).
- Moléculas formadas por átomos de diferente electronegatividad pero con una estructura simétrica tal que se anula la polaridad: dióxido de carbono (CO2); tetracloruro de carbono (CCl4); disulfuro de carbono (CS2) o dimetiléter (H3C-O-CH3).
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO:
cada par electronico compartido, entre dos atomos forma un enlace covalente, y los pares de electrones sin compartir, que no intervienen en la formacion de enlaces covalentes, se denominan no enlazantes.
el enlace covalente coordinado o dativo se origina por la union de un par de electrones, no enlazantes de un atomo con otro, que tenga su capa de valencia, parcialmente vacia, una vez formado el enlace covalente coordinado, tiene las mismas caracteristicas, que cualquier enlace covalente ordinario, pero con la caracteristica, de que el par de electrones, compartidos lo aporta solo uno de los atomos enlazados.
También se puede representar el enlace covalente coordinado con los diagramas o estructuras de Lewis, aunque es habitual hallarlo, adicionalmente, encerrado entre corchetes, dado que habitualmente se trata de iones poliatómicos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.
Dos ejemplos de iones habituales que presentan enlace covalente coordinado son el ion hidronio o hidrogenión (H3O+, el que se forma cuando un ácido cede su protón, H+, en agua) y el catión amonio, NH4+ (que es el resultado de que el amoníaco se comporte como base captando un H+)
Evidentemente, si a un átomo de H, cuya configuración electrónica es 1s1, le quitamos el único electrón que tiene para dar el ion hidrógeno o protón, H+, no le quedan electrones con los que formar enlace covalente simple, por lo que la única opción que le queda es formar un enlace covalente coordinado en el cual los dos electrones sean aportados por otra especie. De este modo, esta otra especie debe, necesariamente, disponer de pares de electrones libres o no enlazantes.
Así, el ión oxonio, H3O+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de agua, H2O. La estructura de Lewis del ion hidronio es:enlace coordinado |
Mientras que el ion amonio, NH4+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de amoníaco, NH3. La estructura de Lewis del ion amonio es:
ENLACES INTERMOLECULARES O FUERZAS INTERMOLECULARES:
ENLACES INTERMOLECULARES O FUERZAS INTERMOLECULARES:
existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.
- las fuerzas de Van der Waals, o interacciones de Van der Waals:
Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza (Figura de la derecha).
El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.
- interaccion dipolo-dipolo:
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva (Figura inferior izquierda).
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados
- enlace hidrogeno o puente de hidrogeno:
El enlace de hidrógeno es una fuerza electrostática dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una fuerza de van der Waals. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.
El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.
El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.
Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:
- muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir
- de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno
De una forma interactiva esto es lo ocurre:
- FUERZAS DIPOLO INSTANTENEO- DIPOLO INDUCIDO:
No obstante, cabe preguntarse, ¿cómo es posible que estas moléculas, totalmente apolares por estar formadas por dos átomos idénticos, establezcan entre sí una unión, por débil que sea? Se comprende que haya fuerzas de carácter electrostático entre moléculas covalentes polares pero… ¿entre las apolares?
Veamos, pues, la naturaleza de estas fuerzas. En las moléculas covalentes apolares, puede suceder que la nube electrónica, que estará en movimiento constante en torno a los núcleos atómicos, se halle más desplazada hacia un lado de la molécula durante un brevísimo lapso de tiempo.
Veamos, pues, la naturaleza de estas fuerzas. En las moléculas covalentes apolares, puede suceder que la nube electrónica, que estará en movimiento constante en torno a los núcleos atómicos, se halle más desplazada hacia un lado de la molécula durante un brevísimo lapso de tiempo.
De forma esquemática, podemos representar la nube electrónica de cada una de estas moléculas cada vez más grande y, por tanto, más polarizable, tal y como podemos ver en la siguiente figura:
- Helio: -269 ºC
- Neón: -246 ºC
- Argón: -186 ºC
- Criptón: -152 ºC
- Xenón: -108 ºC
- Radón: -62 ºC
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