T.14+ENLACE+QUÍMICO

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**ENLACE IÓNICO**
Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las distintas sustancias se denominan **enlaces químicos**. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los **//gases nobles//**. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de **regla del octeto** y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
 * Pero ¿por qué se unen los átomos?** Los átomos**,** al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.


 * **Regla del octeto:** “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que **la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones**, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”. ||

TIPOS DE ENLACE
Las //propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces// que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

ENLACE IÓNICO
Los compuestos iónicos resultan normalmente de la reacción de un metal de bajo potencial de ionización, con un no metal. Los electrones se transfieren del metal al no metal, dando lugar a cationes y aniones, respectivamente. Éstos se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas fuertes llamadas enlaces iónicos. En solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan "Na+Cl-" o simplemente "NaCl". Con excepción de pares iónicos como (Na + Cl -) que pueden encontrarse en fase gaseosa, las unidades fórmula de los compuestos iónicos no existen como entidades separadas, sino que cada catión está rodeado por aniones y cada anión por cationes. Estos iones, en número muy grande, se disponen en redes ordenadas denominadas //cristales iónicos.//

**ENLACE METÁLICO.**
El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales muy compactas. Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su última capa y consiguen la estabilidad compartiendo los electrones de valencia de manera colectiva, formando una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación. Existen dos modelos para explicar el enlace metálico: del mar de electrones y de bandas. Sólo veremos el primero.

Establecido a principios de siglo, explica a los metales como iones positivos (provenientes de los átomos sin sus electrones de valencia) sumergidos en un “mar de electrones” formado por todos los electrones de valencia, deslocalizados (es decir, sin pertenecer a ningún átomo concreto). Esto explica que los electrones se puedan desplazar fácilmente y los efectos de emisión electrónica y evita la repulsión entre los electrones.

**ENLACE COVALENTE**
El enlace de tipo covalente se produce entre elementos no metálicos, o no metálicos con el hidrógeno, es decir entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general. Se debe generalmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos. En algunos casos puede darse un **//enlace covalente coordinado o dativo//**, en el que uno sólo de los átomos cede los dos electrones con que se forma el enlace.

Teoría de Lewis
Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una //teoría para explicar el enlace covalente//, por ello creó notaciones abreviadas para una descripción más fácil de las uniones atómicas. · **Ideas básicas:**
 * Los electrones, especialmente los que están en la capa más externa (capa de valencia), juegan un papel fundamental en el enlace químico.
 * En algunos casos se //transfieren// electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas denominadas **enlaces iónicos.**
 * En otros casos se //comparten// entre los átomos uno o más pares de electrones, esta compartición de electrones se denomina **enlace covalente.**
 * Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica especialmente estable. Generalmente se trata de una configuración de gas noble con ocho electrones más externos que constituyen un **octeto.**

· **Símbolos y estructuras de Lewis.** Un **símbolo de Lewis** es un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones más externos (electrones de la capa de valencia). Así el símbolo de Lewis para el silicio que tiene la configuración [Ne] 3s23p2 es: para escribir los símbolos de Lewis se sitúan puntos solitarios en los lados del símbolo hasta un máximo de cuatro y luego se van pareando hasta formar un octeto. Los símbolos de Lewis se escriben habitualmente para los elementos de los grupos principales y en raras ocasiones para los elementos de transición. Para los elementos de los grupos principales el número de electrones de valencia, y por ende el número de puntos que aparecen en un símbolo de Lewis, es igual al número del grupo en la tabla periódica. Una **Estructura de Lewis** es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico. · **Consideraciones al momento de escribir estructuras de Lewis.** - Generalmente todos los electrones de una estructura de Lewis están apareados. - Generalmente cada átomo adquiere como estructura externa un octeto de electrones. Sin embargo, el hidrógeno se limita a una capa externa de dos electrones (dueto) - Algunas veces son necesarios enlaces covalentes dobles o triples. Los átomos C, N, O, P y S son los que más fácilmente forman enlaces covalentes múltiples. - Para determinar el esqueleto de una estructura hay que considerar que los átomos de hidrógeno son siempre átomos terminales y los átomos de carbono son casi siempre centrales.

· **Método para escribir estructuras de Lewis:** 1.- //Determine el número total de electrones de valencia// para la molécula, sumando el número de electrones de valencia (igual al número de grupo) para cada átomo. Si escribe la fórmula de Lewis de un anión poliatómico, //adicione// el número de cargas negativas a este total. (Para CO32- adicione dos porque la carga 2- indica que hay dos electrones más de los electrones proporcionados por los átomos neutros). Para un catión poliatómico, //reste// el número de cargas positivas del total. (Para NH4+ se resta 1). 2.- Identifique el átomo o átomos centrales. Suele tratarse del átomo con la menor electronegatividad. El Hidrógeno, sin embargo, nunca es un átomo central. 3.- Escriba el esqueleto de la estructura básica y una los átomos mediante enlaces covalentes simples. 4.- Por cada enlace simple formado, reste dos electrones del número total de electrones de valencia. 5.- Con los electrones de valencia restantes complete primero los octetos de los átomos terminales y después complete, en la medida de lo posible, los octetos del átomo o átomos centrales. 6.- Si al átomo o átomos centrales les falta un octeto, formar enlaces covalentes múltiples transformando electrones de pares no enlazados de los átomos adyacentes en pares de electrones enlazantes.

Enlace covalente polar
enlace covalente en el que dos átomos no comparten por igual los electrones. //En estos enlaces los electrones se desplazan hacia el elemento más electronegativo, generándose una separación de carga parcial, quedando el átomo más electronegativo con una carga parcial negativa (//// d- ) y el menos electronegativo con una carga parcial positiva (//// d +).// A partir de los valores de electronegatividad, EN, se puede describir la polaridad de un enlace covalente. Para ello se utiliza la **diferencia de electronegatividad,**
 * D **** E N **, que es el valor absoluto de la diferencia de los valores de EN en los átomos enlazados. Si el valor de ** D EN ** de los dos átomos es muy pequeño, el enlace entre ellos es //esencialmente// //covalente//. Si ** DE N, ** es grande, el enlace es //esencialmente iónico.// Para valores intermedios de ** DE N ** , el enlace se considera covalente polar.

Resonancia
Hasta el momento hemos considerado que los pares de electrones enlazantes se localizan entre los dos átomos. Para algunas moléculas, los datos experimentales referidos a longitudes de enlace, no se ajustan a la estructura de Lewis escrita. Por ejemplo, para la molécula de ozono, O3, podemos escribir las siguientes estructuras de Lewis.

En la fórmula A, el enlace oxígeno-oxígeno a la izquierda es un doble enlace y en la unión oxígeno-oxígeno a la derecha es un enlace simple. En la estructura B, la situación es exactamente la opuesta. Pero experimentalmente se encuentra que en el O3, las distancias oxígeno - oxígeno son idénticas, y corresponden a una longitud de enlace de 127,8 pm; la cual es menor a la de un enlace simple y mayor a la de un enlace doble. Los enlaces en el ozono son enlaces intermedios entre un enlace simple y un enlace doble. La estructura de Lewis para el O3, es un //híbrido de resonancia// de las posibles estructuras contribuyentes. Las estructuras aceptables que contribuyen al híbrido de resonancia deben tener todas el mismo esqueleto, solamente pueden diferir en la distribución de los electrones dentro de la estructura, así la estructura de Lewis para el O3, queda representada por Donde la flecha, indica que la estructura real de la molécula está compuesta de estas fórmulas de resonancia.

**Propiedades de las sustancias iónicas:**
- Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. - Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. - Son solubles en disolventes polares como el agua. - Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta

**Propiedades de las sustancias covalentes:**
- Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. - La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora. - Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

**Propiedades de los compuestos metálicos:**
- Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente. - Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. - Presentan brillo metálico. - Son dúctiles y maleables. - Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor

GEOMETRÍA MOLECULAR (GM)
La geometría molecular es la forma de una molécula determinada por las posiciones relativas de los núcleos atómicos.

//alrededor del átomo, de modo que los pares electrónicos se conservan tan lejos como pueden uno del otro, minimizando así las repulsiones entre ellos.// Para predecir las posiciones relativas de los átomos alrededor de un átomo dado, empleando la teoría RPCV, primero se debe considerar la acomodación de los pares electrónicos de la capa de valencia alrededor del átomo central. Alguno de estos pares electrónicos son pares enlazantes y otros, pares no enlazados. La dirección en el espacio de los pares enlazantes //da// la geometría a la molecular
 * GM y laTeoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPCV **)

GM y el Momento dipolar
El **//momento dipolar//** es una medida cuantitativa del grado de separación de cargas en una molécula. La polaridad de un enlace, por ejemplo en HCl, se caracteriza por una separación de cargas eléctricas. Esto se puede representar indicando las cargas parciales d + y d - en los átomos. Cualquier molécula que tiene una separación neta de carga, como el HCl, tiene un momento dipolar distinto de cero y por lo tanto es una molécula polar. Se puede relacionar la presencia o ausencia de un momento dipolar en una molécula con su geometría molecular. Por ejemplo, la molécula de CO2. Cada enlace carbono - oxígeno, tiene una polaridad en la cual el átomo de oxígeno más electronegativo tiene una carga negativa parcial. Se representa la contribución al momento dipolar de cada enlace (enlace dipolo) por una flecha con un signo positivo en un extremo, La flecha del momento dipolar apunta desde la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa. Así, se puede rescribir la fórmula para el CO2 como : O=C=O

GM y la Hibridación
Para entender el concepto de orbitales híbridos se puede considerar la geometría molecular en los compuestos de carbono. La configuración electrónica del átomo de carbono en su estado fundamental es **C: 1s****2** **2s2** **2px1** **2py1** **2pz0**, indica que en su capa de valencia posee cuatro electrones, dos apareados en un orbital s y los dos restantes en dos orbitales p, quedando el tercer orbital p vacío. El C casi nunca es bivalente sino que casi siempre es tetravalente. Esto se explica admitiendo que en sus combinaciones los dos electrones 2s y el tercer orbital p vacío intervienen en la formación de los enlaces. En efecto, un átomo de carbono en el momento de formar combinaciones promueve un electrón desde su orbital atómico 2s hasta el orbital 2p vacío, **C: 1s****2** **2s1** **2px1** **2py1** **2pz1**, con lo que queda en disposición de solapar cuatro orbitales de su capa de valencia. La energía necesaria para la promoción de un electrón de un orbital s a uno p, más energético, se compensa con creces con la energía que se desprende al formar los enlaces y llegar a un sistema mucho más estable. Pero en esta interpretación existirían tres enlaces equivalentes como resultado del solapamiento de los 3 orbitales p y un cuarto singular como resultado del solapamiento del orbital s del átomo de carbono. Además, los tres primeros enlaces formarían entre sí ángulos de 90º, quedando la posición del cuarto átomo indeterminada al no tener los orbitales s ningún carácter direccional. Como esto no es así es evidente que, además de la promoción de un electrón del orbital s al p vacío, hay que admitir algo más. La geometría molecular de los compuestos orgánicos se interpreta mediante la llamada **//hibridación de orbitales//**. Cuando se forma una molécula de CH4, ocurre que, los 4 orbitales atómicos del carbono, centrados en el núcleo del átomo interaccionan con los orbitales de los átomos de hidrógeno. El resultado final de estas interacciones es la aparición de orbitales nuevos, diferentes a los anteriores, aunque tienen su origen en éstos. Hibridación significa la posibilidad de mezclar un número de orbitales puros para obtener un número igual de orbitales híbridos equivalentes entre sí y distintas de los originales, de lo que difieren en forma y orientación. Se pueden hibridar un número variable de orbitales atómicos de distinta denominación, siempre que no difieran mucho en energía, y que sea posible hacer intervenir a los orbitales puros con distinta participación en la formación de los híbridos, pues éstos se forman mediante combinaciones lineales de los puros en las que se pueden emplear distintos coeficientes de mezcla. Los orbitales híbridos se nombran de acuerdo con los orbitales atómicos de los cuales proceden, mediante las letras s, p o d y un superíndice que denota el número de orbitales de cada tipo que se han utilizado. Se forman tantos orbitales híbridos como atómicos se hayan combinado. Por ejemplo, en el CH4 se utiliza un orbital de tipo s y 3 orbitales de tipo p, por lo que el híbrido se denomina sp3. Otros compuestos del mismo grupo que el carbono, SiH4, GeH4, etc, también se denominan sp3. La hibridación supone la existencia de enlaces localizados o dirigidos en una determinada dirección del espacio. || ||
 * **HIBRIDACIÓN** || **Nª DE ORBITALES** || **FORMA**
 * sp || Dos orbitales **//sp//** y dos **//p//** puros || forma lineal con ángulos de 180° ||
 * sp2 || Tres orbitales **//sp2//** y uno **//p//** puro || [|Trigonal] plana con ángulos de 120°. Por ejemplo BCl3.
 * sp3 || Cuatro orbitales **//sp³//** || tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por ejemplo CCl4 ||
 * sp³d || Cinco orbitales **//sp³d//** y cuatro **//d//** puros || Trigonal bipiramidal con ángulos de 90° y 120°. Por ejemplo PCl5. ||
 * sp³d² || Seis orbitales **//sp³d²//** y tres **//d//** puros || Octaédrica con ángulos de 90°. Por ejemplo SF6. ||

**Hibridación del átomo de carbono**
La hibridación del carbono consiste en un **reacomodo** de electrones del mismo nivel de energía (orbital s) al orbital p del mismo nivel de energía. Esto es con el fin de que el orbital p tenga 1 electrón en "x", uno en "y" y uno en "z". El carbono tiene un número atómico 6 y número de masa 12; en su núcleo tiene 6 protones y 6 neutrones y está rodeado por 6 electrones, distribuidos de la siguiente manera: Dos en su primer nivel S Cuatro en el segundo nivel P Su configuración electrónica en su estado natural es: code 1s² 2s² 2px¹ 2py¹ 2pz   (estado basal) code Se ha observado que en los compuestos orgánicos el carbono es tetravalente, es decir, que puede formar 4 enlaces. Cuando este átomo recibe una excitación externa, uno de los electrones del orbital 2s se excita al orbital 2pz, y se obtiene un estado excitado del átomo de carbono: code 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹ (estado excitado) code En seguida, se hibrida el orbital 2s con los 3 orbitales 2p para formar 4 nuevos orbitales híbridos que se orientan en el espacio formando entre ellos ángulos de 109.5°. Esta nueva configuración del carbono hibridado se representa así: code 1s² (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ (2sp³)¹ code A cada uno de estos nuevos orbitales se les denomina sp³, porque tienen un 25% de carácter s y 75% de carácter p. A esta nueva configuración se le denomina átomo de carbono híbrido, y al proceso de transformación se le llama hibridación. De esta manera, cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp³ del carbono puede enlazarse a otros 4 átomos, así se explica la tetravalencia del átomo de carbono. Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para formar enlaces covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas: cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los enlaces sencillos –C-C- se les conoce como enlaces sigma. Los átomos de carbono también pueden formar entre sí enlaces dobles y triples, denominados insaturaciones. En los enlaces dobles, la hibridación ocurre entre el orbital 2s y dos orbitales p, y queda un orbital p sin hibridar. A esta nueva estructura se le representa como: code 1s² (2sp²)¹ (2sp²)¹ (2sp²)¹ 2pz¹ code Al formarse el enlace doble entre dos átomos, cada uno orienta sus tres orbitales híbridos con un ángulo de 120°, como si los dirigieran hacia los vértices de un triángulo equilátero. El orbital no hibridado queda perpendicular al plano de los 3 orbitales sp². A este doble enlace se le denomina π (pi), y la separación entre los carbonos se acorta. Este enlace es más débil que el enlace σ (sigma), y por tanto, más reactivo. El segundo tipo de insaturación es el enlace triple: el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital p. Los dos orbitales p restantes no se hibridan, y su configuración queda: 1s² 2sp¹ 2sp¹ 2py¹ 2pz¹ Al formarse el enlace entre dos carbonos, cada uno solapa frontalmente sus orbitales sp para formar un enlace sigma entre ellos; los dos orbitales p sin hibridar de cada átomo se solapan lateralmente formando los dos enlaces restantes de la triple ligadura, y el último orbital sp queda con su electrón disponible para formar otro enlace. A los dos últimos enlaces que formaron la triple ligadura también se les denomina enlaces pi, y todo este conjunto queda con ángulos de 180° entre el triple enlace y el orbital sp de cada átomo de carbono, es decir, adquiere una estructura lineal. La distancia entre estos átomos se acorta más, por lo que es incluso más reactivo que el doble enlace. Así pues, se concluye que la unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías, dependiendo de su enlace. Para enlaces sigma es tetraédrica, para enlaces sigma-pi es trigonal plana, y para enlaces sigma-2pi es lineal.