Enlaces quimícos

Los átomos en la mayoría de los casos se combinan entre sí para formar moléculas y sustancias, desde muy simples como los compuestos inorgánicos, a estructuraras muy complejas como muchas sustancias orgánicas, de no ser así el universo estaría formado solo por átomos separados.

Electronegatividad

Los elementos situados a la derecha de la tabla periódica, no metales tienen mayor tendencia a captar electrones, excepto los gases nobles o inertes que no se combinan con ningún elemento, mientras que lo situados del lado Izquierdo, metales, tienen tendencia a ceder electrones.

Se puede definir que la Electronegatividad de un elemento es una medida de la tendencia que tienen los átomos de dicho elemento para atraer o captar electrones.

El elemento más electronegativo es el Flúor, su electronegatividad es 4,1, y en el otro extremo de la tabla entre los menos electronegativos se encuentran el potasio y el rubidio con electronegatividades de 0,9.
El hidrógeno si bien está colocado a la izquierda es un no-metal y sus propiedades son completamente diferentes a los elementos del grupo 1.

Regla del octeto

Normalmente los átomos se estabilizan cuando completan ocho electrones en su última capa, los gases inertes excepto el helio tienen esta cantidad electrones en la última capa, el helio se estabiliza con dos, por lo general los demás átomos tienden a combinarse completando así su última capa a ocho electrones aunque hay excepciones tal como el caso del hidrógeno,

cuya molécula es diátomica, H₂ y se estabiliza con dos electrones, (los antiguos dirigibles contenían hidrógeno, los que los hacía muy peligrosos puesto que ardían fácilmente, al reaccionar este con el oxígeno del aire; los actuales contienen helio, como este gas no reacciona por ser inerte, no existe este peligro).

Estructura o fórmula de Lewis (ver)

En esta estructura se indican o aparecen los electrones que forman el enlace.

Enlaces iónicos:
Se forman entre metales y no metales, los primeros ceden uno o más electrones a los segundos de modo tal que estos completen a ocho en su última capa, el átomo del metal al perder electrones adquiere carga positiva y se lo denomina catión, el no-metal al recibir electrones adquiere carga negativa y se lo denomina anión, ambos tipos de partículas con carga eléctrica se denominan iones.


La configuración electrónica del sodio –Na- es: 2-8-1, o sea que tiene un solo electrón en la última capa, mientras que en el cloro -Cl- es: 2-8-7, tiene siete electrones en la última capa, cuando se unen para formar el cloruro de sodio, Na Cl, (sal común) el sodio cede ese electrón al cloro con lo que este completa a ocho


Ejemplos:
Estructura de Lewis Fórmula

Na⁺ [ Cl ] ^- Na Cl Cloruro de sodio

K ⁺[ O ]^2- K ⁺ K ₂ O Óxido de potasio

Enlace covalente

Este tipo de enlaces se establece entre átomos iguales como en el caso oxígeno o átomos diferentes pero de elementos cuyas electronegatividades no difieren demasiado, ambos son no-metales, por lo tanto no ocurre como en los enlaces iónicos en los que un átomo cede electrones a otro sino que los comparten, normalmente hasta completar 8.Los enlaces pueden ser simples, dobles o triples según la cantidad de pares de electrones que los formen.

Metano

Amoníaco

Dióxido de carbono

Enlace covalente dativo o coordinado

La unión se produce por un par de electrones compartidos, y en este aspecto no hay diferencia con la unión covalente común, pero en este caso los electrones provienen de uno solo de los átomos al que se lo llama dador, el átomo que los recibe se llama receptor.

Ejemplo:SO3 Trióxido de azufre

En este ejemplo el azufre es dador y el oxígeno receptor.

Modelo molecular del agua

La molécula de agua se representa del modo que se indica anteriormente por que se sabe que es una molécula polar, esto significa que la carga eléctrica no está uniformemente repartida sino que en una parte de la molécula predomina la carga positiva, del lado de los átomos de hidrógeno, y en otra parte la carga negativa, del lado del átomo de oxígeno.

Molécula de agua

Actividad 1:representar las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas de las siguientes sustancias (en los casos de uniones covalentes) e indicar el tipo de enlace, en los casos de uniones iónicas indicar cuales son los aniones y cuales los cationes

a)Fe2O3 Óxido de hierro III b) CO2 Dióxido de carbono c)N2 Nitrógeno

d)N2O3 Trióxido de dinitrógeno e)Ca O Óxido de calcio f) N2O5 Pentóxido de dinitrógeno

g)Al2O3 Óxido de aluminio h)Li2O Óxido de litioi) H Cl Cloruro de hidrógeno

j)H2S Sulfuro de hidrógeno k) N H3 Amoniaco l)Cl2 Cloro

m)Al Cl3 Cloruro de aluminio n)Mg Br2 Bromuro de magnesio o)C H4 Metano

p)H2 Hidrógenoq) Ba Cl2 Cloruro de barior) Si O2 Óxido de silicio

s)Cl2 O Monóxido de cloro t)S O2 Dióxido de azufre
u)Na2 O Óxido de sodio

Sustancias simples y sustancias compuestas

Se llaman sustancias simples a las que están formadas por átomos de un mismo elemento y sustancias compuestas a las que están formadas por elementos distintos.

Las sustancias simples a su vez se las puede clasificar de acuerdo con el número de átomos que constituyen la molécula

• Monoatómicas: He (Helio) y el resto de los gases nobles o inertes
• Diatómicas: O₂ (oxígeno), N₂ (nitrógeno), H₂ (hidrógeno) Cl₂ (cloro) y otros halógenos.
• Triatómicas: O₃ (ozono)
• Tetraatómicas : P₄ (fósforo)
• Sustancias compuestas: Hay muchísimos ejemplos, H₂O, NH₃ (amoníaco), CH₄ (metano), etc.

Alotropía

En el caso del oxígeno se observa el fenómeno de alotropía, esto significa que se presenta en distintas formas, el oxígeno molecular diatómico y el ozono triatómico son alótropos, están formados por átomos del mismo elemento pero unidos de distinta forma, y tiene propiedades diferentes. Otro caso es el carbono grafito (con el que se hacen las minas de los lápices) y el diamante, evidentemente son muy diferentes pero ambos están formados por átomos de carbono pero unidos de diferente manera.

Diamante

Grafito

Unión metálica

Es el tipo de unión que se da en los cuerpos sólidos metálicos, ya sea en el caso de un metal puro como el hierro o en una aleación como el bronce que está formado por cobre y estaño.

Puede considerarse que un metal es un conjunto de iones positivos sumergido en un mar de electrones. Los átomos metálicos pierden fácilmente electrones, (los exteriores), estos electrones no quedan ligados a ningún núcleo atómico en particular lo que les otorga libertad de movimiento, esto hace también que la estructura no sea rígida como en el caso de un cristal, y que los planos de átomos se deslicen o resbalen fácilmente

Los círculos representan cationes incluido el núcleo y los puntos electrones.

Propiedades de los metales

• Buenos conductores de la electricidad
• Buenos conductores del calor
• Maleables: Se pueden construir láminas muy delgadas
• Dúctiles: Se pueden construir hilos muy delgados

Actividad 2 – relacionar las características de la unión metálica con las propiedades de los metales

Práctica de laboratorio:

Se colocan en un vaso de precipitado dos electrodos conectados a una fuente de corriente contínua de unos 6 volts.

Se le coloca agua y se observa que la lámpara no enciende.

Si se le agrega azucar (un polisacárido formado por átomos de carbono , hidrógeno y oxígeno) la lámpara no enciende, no se modifica la conductiviadad.

Luego en otro vaso se coloca agua con sal común , cloruro de sodio, en este caso la lámapra enciende.

Esto se debe a que el azucar tiene enlaces covalentes, y el cloruro de sodio, enlaces iónicos.

Al tener enlaces iónicos se disocia en aniones cloro y cationes sodio.
Los aniones cloro migran hacia el polo postivo, ánodo y los cationes sodio hacia el negativo, cátodo.
Este movimiento de partículas cargadas provoca la circulación de corriente.
(La práctica se debe complementar con lo observado y registrado en el laboratorio)