Uniones Químicas

 

Espacio Curricular: Química.

Docente: Tassin, Maria Laura.

Tema: UNIONES QUÍMICASENLACES QUÍMICOS.

A.  INICIO

 Hola chicos!!!!

Vamos a incorporar un poquito más, utilizando todos los conceptos vistos en las secuencias anteriores.

¿¿¿Vamos???

Conocimientos:

-       Enlaces químicos:

-       Teoría del octeto.

-       Notación de Lewis.

-       Enlaces covalentes (simple, dobles, triples)

-       Propiedades.

-       Formación de aniones y cationes.

Objetivos:

-       - Relacionar las características del enlace iónico, covalente y metálico con las propiedades macroscópicas de los compuestos.

-      -  Demostrar un pensamiento crítico y reflexionar sobre lo aprendido.

B.   DESARROLLO

¿CÓMO SE FORMA LA MATERIA?

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS, EJEMPLOS Y CARACTERÍSTICAS

El agua, el aire, las rocas y hasta nosotros mismos estamos compuestos de átomos. Normalmente estas unidades básicas de la materia no vagan por el espacio en soledad, sino que se combinan con otros átomos e interactúan con ellos gracias a los enlaces químicos.

Entender qué son los enlaces químicos nos ayudará a comprender mejor las propiedades de la materia y las reacciones químicas, responsables de cambios químicos que ves en tu día a día.

¿QUÉ SON LOS ENLACES QUÍMICOS?

Llamamos enlace químico a la fuerza por la que los átomos de un compuesto se mantienen unidos. Se trata de fuerzas electromagnéticas que, como te explicaremos a continuación, dan lugar a diferentes tipos de enlaces químicos.

¿Por qué se forma un enlace químico?

Para saber cómo se forman enlaces químicos, primero tienes que entender qué es un átomo y cómo se comporta.

Repasemos:

Un átomo está formado por un núcleo rodeado de electrones, que tienen carga negativa. Al tener cargas opuestas, estas dos partes del átomo se atraen entre ellas. Sin embargo, por esta misma razón los electrones también se ven atraídos hacia los núcleos de otros átomos.

 

 

 

REGLA DEL OCTETO

Los átomos tienden a formar enlaces químicos porque cuando se unen a otros átomos alcanzan una situación más estable, es decir, la que les supone un consumo de energía menor. Esto ocurre cuando el número de electrones de su último nivel es igual a ocho, lo que se conoce como la regla del octeto. Es cierto que no es una norma que se pueda aplicar a todos los átomos, pero sí a la mayoría.

Para cumplir con la regla del octeto, los átomos pueden ceder electrones, ganarlos o incluso compartirlos con otro átomo. Como resultado, se obtienen varios tipos de enlaces químicos distintos.

TIPOS DE ENLACES

Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.

Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.

De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: 

-       Enlace iónico.

-       Enlace Covalente.

-       Enlace Metálico.

Tomando como base la Diferencia de Electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2.	=	se formará un Enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0,5 y menor a 2,0.	=	el enlace formado será Covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0,5 o igual a 0	=	el enlace será Covalente puro (o no polar).

Un acaso particular es el enlace covalente coordinado:

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.

ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se forma cuando existe transferencia de electrones, este tipo de enlace se da por ejemplo cuando se forma una molécula a partir de la unión de un metal con un no metal.  La ganancia o pérdida de electrones se produce para que los átomos alcancen la configuración de los gases nobles en su último nivel (ns²np⁶), esto les confiere estabilidad, quedando en forma de iones. Los átomos que ceden su electrón, quedan con carga positiva y se denominan cationes, y los átomos que ganan electrones quedan con carga negativa y se denominan aniones. Entonces, los iones de diferentes signos se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos, donde se unen un catión (átomo que cede su electrón) con un anión (átomo que capta un electrón).

El enlace iónico se produce cuando se unen dos átomos cuyas diferencias de electronegatividad son importantes ΔEN › 2,0, otra manera de reconocer la presencia de enlace iónico es que éste se produce cuando se unen elementos del grupo I y II A con elementos del grupo VI y VII A.

Un ejemplo de este enlace iónico se muestra a continuación: molécula de Cloruro de Sodio NaCl (sal común), el sodio (Na) pertenece al grupo IA y el cloro (Cl) pertenece al grupo VIIA, la diferencia de electronegatividad de estos elementos es ΔEN = 2,1. El sodio es un metal alcalino y el cloro un no metal perteneciente a la familia de los halógenos.

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PROPIEDADES DEL ENLACE IÓNICO

Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:

-       Son enlaces fuertes. La fuerza de esta unión atómica puede ser muy intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende a formar redes cristalinas muy resistentes.

-       Suelen ser sólidos. A temperaturas y rangos de presión normales (T=25ºC y P=1atm), estos compuestos tienen estructura molecular cúbica y rígida, que forma redes cristalinas que originan sales. También existen líquidos iónicos denominados “sales derretidas”, que son poco frecuentes, pero sumamente útiles.

-       Poseen un alto punto de fusión y ebullición. Tanto el punto de fusión (entre 300 ºC y 1000 ºC) como el de ebullición de estos compuestos suele ser muy alto, pues se requieren grandes cantidades de energía para romper la atracción electrostática entre los iones.

-       Solubilidad en agua. La mayoría de las sales son solubles en agua y otras soluciones acuosas que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo).

-       Conducción eléctrica. En su estado sólido no son buenos conductores de electricidad, dado que los iones ocupan posiciones muy fijas en una red cristalina. En cambio, una vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan eficaces conductores de la electricidad.

-       Selectividad. Los enlaces iónicos pueden darse únicamente entre metales de los grupos IA y IIA de la Tabla Periódica, y los no metales de los grupos VIA y VIIA. - Fuente: https://concepto.de/enlace-ionico/

ENLACE COVALENTE

En el enlace covalente los átomos comparten electrones para lograr la configuración electrónica de gas noble y por lo tanto tener estabilidad similar a estos. Este tipo de enlace está asociado al concepto planteado por Lewis, que indica que los átomos deben completar un octeto (8 electrones a su alrededor) cuando se une a otros a través del enlace covalente, la excepción es el átomo de Hidrógeno que sólo se rodea de dos electrones cuando establece enlace covalente ya sea con otro átomo de hidrógeno para formar la molécula de hidrógeno, H₂ o bien con otros átomos. Otros átomos.

A continuación se describe la formación de un enlace químico en el hidrógeno (H₂) como: cada átomo de hidrógeno a porta con un electrón H•  •H , cuando dos átomos comparten un par de electrones, estos se representan como una línea en la estructura de Lewis: H−H

Para determinar la formación del enlace covalente se puede determinar la diferencia de electronegatividad de una molécula diatómica:

-Si ΔEN <2,0, entonces es un enlace covalente que se define particularmente como enlace covalente  polar , y

-Si la ΔEN =0, entonces se trata de un enlace covalente apolar, este enlace se da en las moléculas diatómicas simétricas, es decir, formadas por el mismo tipo de átomos, ejemplos: H₂, O₂, Cl₂, etc.

Conceptos importantes a considerar:

• En los enlaces covalentes entre átomos poli electrónicos (muchos e-) sólo participan los electrones de valencia (n° del grupo).
• Concepto de estructura de Lewis→    regla del octeto (rodearse de 8 electrones) 
• La diferencia de electronegatividad entre los átomos es pequeña comparada con la de los enlaces iónicos.

 

ENLACE COVALENTE APOLAR

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N₂ o en O₂), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.

Enlace covalente Apolar: Molécula de N₂ (Notación de lewis)

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En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento), tales como H₂, O₂, N₂, F₂ y Cl₂, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares.

ENLACE COVALENTE POLAR

Si los átomos son no metales, pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).

Se establece entre átomos con electronegatividades próximas, pero no iguales.

Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Por lo tanto, el enlace será covalente polar, aunque, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.

PROPIEDADES DE LOS ENLACES COVALENTES

   •   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes polares.

   •   La mayoría son solubles en disolventes apolares.

   •   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

   •   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas

ENLACE METALICO

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

RESUMEN:

 

ENLACES QUÍMICOS ENTRE MOLÉCULAS

Hasta el momento hemos visto los principales enlaces químicos entre átomos. Sin embargo, también nos podemos encontrar con otros enlaces químicos entre moléculas. Estos se consideran enlaces temporales, ya que son más débiles. Aun así, son esenciales para la vida porque son los que mantienen unidas a las moléculas. Sin ellos, las encontraríamos dispersas por el ambiente. Es decir, no existiría el estado líquido ni el estado sólido, solo el gaseoso.

A continuación, te mostramos algunos ejemplos de enlaces químicos entre moléculas:

• Puente de hidrógeno

Los enlaces de hidrógeno ocurren cuando el hidrógeno interactúa con otro elemento de alta polaridad. En estos casos, el hidrógeno tiene carga positiva, razón por la cual es atraído hacia los átomos con carga negativa, creando un puente de hidrógeno con ellos.

Aunque este tipo de enlace químico es débil, es muy común. Por ejemplo, son muy habituales los puentes de hidrógeno del agua.

• Fuerzas de dispersión de London

En el caso de las fuerzas de dispersión de London, la unión se puede dar entre cualquier tipo de molécula. Se trata también de enlaces débiles, debidos a desequilibrios temporales en la distribución de los electrones.

Como ya hemos comentado, los electrones siempre están moviéndose por el espacio. Por esta razón, hay momentos en los que se agrupan, creando una carga negativa en una parte de la molécula y una positiva en la otra. Si esta molécula está cerca de otra molécula en la que las cargas eléctricas están desequilibradas, sus cargas opuestas se atraerán entre sí.

A continuación, un gráfico que resume todas las posibilidades de interacciones entre moléculas:

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE CONOCER LOS TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS?

Ya has visto que los átomos y las moléculas interactúan entre sí de diferentes modos y esto influye en las propiedades de los compuestos químicos que se generan. Conocer los diferentes tipos de enlaces químicos nos ayuda a entender mejor el mundo y a darnos cuenta de que la química tiene un papel indispensable en nuestra vida.

C.  CIERRE

 

Bueno chicos como vimos anteriormente este tema es más específico de la Química, y debemos tener todos los conocimientos anteriores en nuestra mente como la evolución de los átomos, la estructura atómica de los elementos químicos, configuración electrónica, números cuánticos, además necesitamos tener muy presente el uso adecuado de la tabla periódica.

 

D.  AUTOEVALUACION

 

A continuación, vamos a realizar una pequeña autoevaluación para que puedas comprobar tú mismo tus conocimientos previos.

a.    ¿Cuál fue el tema que más te llamó la atención?

b.    ¿Qué tema consideras que conocías de antes?

c.    Los saberes desarrollados con anterioridad, los entiendes (Marcar con una cruz):

§  Muy bien.

§  Bien.

§  Poco

§  Casi nada.

d.    ¿Te quedaron dudas o preguntas que te gustaría debatir con el profesor? ¿Cuáles?

e.    ¿Pensas que aprendiste algo nuevo?

 

BIBLIOGRAFIA:

-       https://www.zschimmer-schwarz.es/como-se-forma-la-materia-tipos-de-enlaces-quimicos-ejemplos-y-caracteristicas/

-       https://concepto.de/enlace-ionico/

-       http://www.aulatecnologica.cl/rdi/quimica/clase(1)/clase1/enlace_covalente_apolar.html