ACTIVIDADES

ACTIVIDADES:

1. Qué entiendes por enlace químico?
2. Identifique y defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación.
3. Qué diferencia encuentras entre número de oxidación y valencia de un elemento?
4. ¿Cuales son los diferentes tipos de enlaces que existen? definalos y de ejemplos.

  

SOLUCIÓN DE ACTIVIDADES:

1. ¿Que entiendes por enlace químico? 

R/  un enlace químico es el resultado de las interacciones entre los núcleos y los electrones de los átomos, de forma que los átomos se pueden unir entre si, para alcanzar una cofiguración mas estable que la inicial de partida, con los átomos separados y no enlazados. 

las fuerzas atractivas que mantienen unidos a los atomos se denominan enlaces quimicos. Al aproximarse los atomos hasta distancias suficientemente pequeñas se producen interacciones entre ellos que originan fuerzas atractivas, de forma que la energia del sistema es menor que la energia de los atomos separados. En el enlace quimico representa una situacion con un aumento de la estabilidad, en donde los atomos enlazados adoptan una dispocion de  menor energia que la incial, con los atomos separados.Hecho que se corrobora experiementalmente porque para separar los atomos se debe aportar energia al sistema. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace. Así, podemos considerar al enlace químico, como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

¿Por qué se unen o enlazan los átomos entre sí? Se trata esencialmente de una cuestión energética. La energía del agregado atómico es menor que la suma de energías de los átomos por separado. Los procesos naturales tienden a la mínima energía, ya que los sistemas con menor energía son más estables. Por tanto, los átomos unidos son más estables que por separado, y esta es la razón de que los átomos se unan entre sí; forman lo que llamamos el enlace químico.

En la formación de un enlace químico siempre se produce un cambio en la configuración electrónica respecto a la de los átomos aislados. Esto también puede expresarse como que, al enlazarse, los átomos adquieren una configuración electrónica más estable, motivo por el cual los gases nobles no se enlazan: la configuración electrónica de un átomo de gas noble es de por sí muy estable.

Esta modificación en la configuración electrónica como consecuencia de la formación de un enlace químico dio lugar al establecimiento de una teoría electrónica de valencia para el enlace químico. Las bases de esta teoría fueron establecidas en 1916 por Kossel y Lewis de forma independiente. Kossel, para el enlace iónico; Lewis, para el enlace covalente.

Ambos autores consideran que los átomos tienen una capa electrónica externa que puede contener hasta 8 electrones (2 en un orbital s y 6 en los orbitales p), que se conoce como Regla del octeto, y es una configuración electrónica especialmente estable, pues representa la configuración electrónica de un gas noble. Por ello, ambos autores sugirieron que los átomos se enlazan intentando alcanzar estos 8 electrones en la última capa, por cesión, captación o compartición.

Atomos uniendose = enlace quimico

• 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. 

1. una formada por el núcleo y los electrones internos, originando un todo inseparable llamado "core atómico" ( corazon cargado positivamente) .
2. 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.

En un enlace químico la interaccion entre los atomos se realiza mediante los electrones de valencia, quedando inalterado el core atómico, para visualizar la situación se utilizan diagramas de lewis, en los que el core atómico se representa por el símbolo del elemento químico y los electrones de valencia con puntos rodeando al símbolo químico del elemento. 

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: 

Cuando se forma un enlace químico se desprende energía. Por el contrario, si deseamos romper el enlace formado, debemos aportar externamente esa misma cantidad de energía. Así, se define la energía de enlace como la energía liberada cuando se forma un mol de enlaces a partir de los átomos en estado gaseoso y fundamental. A estas energías de enlace se las llama también entalpías 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. 

veamos la formacion de la molecula HCl:

La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.

• 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.

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 ionizacion: 

cuando un atomo pierde uno de sus electrones se dice que se ioniza, en este proceso, el atomo se convierte en un ion positivo o catión. en muchas reacciones químicas ocurren fenomenos de esta naturaleza. son las llamadas reaciones de reduccion-oxidacion, o brevemente reacciones redox.  ejemplo, cuando el gas cloro reacciona con el sodio se froma el cloruro sodico o sal comun; que es un compuesto ionico.

el cloruro sodico, es un solido formado por los iones Na+ y Cl-, el sodio trasnfiere un electron al cloro, y ambos se convierten en iones cargados eléctricamente.

desde el punto de vista químico, es muy importante la llamada energía de ionizacion, de los atomos, que se define como la cantidad mínima de energía para expussar( ionizar) , un electrón en la envoltura electrónica de los mismos.  dicho proceso es la conversión de un atomo en su catión monovalente y se representa por.

X(g) + energía  X(g) + 1 e-

  

Esta definición, se supone que el átomo se encuentra en su estado fundamental,  y que todas las especies quimicas, tanto el átomo neutro como el ion positivo formado, se encuentran en estado gaseoso, y en condiciones de presión y temperatura estadar. 

VARIACIÓN:  la EI, de los elementos de un periodo va aumentando gradualmente a lo largo de este. Este comportamiento general se explica ya que todos los elementos de un mismo periodo, tiene sus lectrones mas externos en el mismo, y por tanto están apantallados de froma similar por los restantes electrones, pero la carga nuclear( y por tanto, la atraccion por parte del núcleo) va aumentando gradualmente a lo largo del periodo. el aumento de la carga nuclear que se produce a través del periodo, es el responsable del aumento de la energía de ionizacion a lo largo de este. al pasar de un elemento a otro, dentro de un periodo, se aumenta una unidad de la carga nuclear, al tiempo que se añade un electrón mas.Este aumento de la carga nuclear no se ve compensado por el mismo aumento del numero de electrones, ya que el efecto pantalla mutuo de los electrones de un mismo nivel es muy pequeño.

En un grupo, la energia de ionizacion disminuye gradualmente a lo largo de sus grupos respectivos.Este comportamienot se justifica, ya que los electrones mas externos de los elementos de un grupo se encuentran en niveles de numero cuantico principal n cada vez mayor, y por tanto cada vez, son menos atraidos por sus nucleos respctivos( se encuentrtan a mayor distancia del núcleo y están apantallados por los electrones internos)  

• afinidad electronica: 

Un atomo neutro puede incorporar un electron en su envoltura electronica, mas externo y convertirse en un ion negativo o anion. ejemplo:

Cl2 +2Na2 NaCl

 los dos atomos de cloro de la molecula Cl2 adquieren cendos electrones, cedidos por los atomos de sodio, y se convierten en dos iones. Cl-. la energia puesta en juego en general. 

Cl + e- Cl- 

se denomina afinidad electronica del cloro.

La afinidad electronica, se define como la energia que acompaña, al proceso de incorporacion de un electron a un atomo de un elemento quimico en estado gaseoso. por tanto es la conversion de un atomo en su anion monovalente.

X(g) + 1 e- X- (g)  + energia. 

Estos proceso de formacion de iones negativos a partir de atomos neutros son generalmente exotermicos. es decir se libera energia ( calor) durante los mismos, comportamiento que se explica por el hecho de que el electron mas externo que se incorpora resulta finalmente atraido y retenido por el nucleo del atomo receptor.

VARIACION: durante un periodo, y en lineas generales, la afinidad elctronica aumenta a lo largo de un determinado periodo, de acuerdo con el natural incremento de la carga nuclar que se va produciendo a lo largo del mismo, lo cual origina un aumento progresivo de la atraccion del nucleo hacia el electron exterior que se incorpora.

dentro de un grupo la afinidad electronica disminuye con el aumento del numero atomico, porque al descender dentro del grupo, aumenta el tamaño del atomo y por tanto aumenta la distancia desde el  nucleo al elctron incorporado y disminuye la atraccion electrica, lo que se traduce en un valor menor de la energia involucrada en el proceso. 

INCORPORACION DE UN ELECTRON

•  electronegatividad: 

resulta util de disponer una escala para poder clasificar los elementos de acuerdo con su caracter, los quimicos utilizan habitualmente un caracter empirico, la electronegatividad. La electronegatividad se define como la tendencia de un atomo de un elemento quimico a atraer electrones, cuando forman parte de un enlace quimico.

La electronegatividad de un átomo determinado, está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. Aunque la escala mas intituiva es la de Robert Mulliken.

En la escala Mulliken, la electronegatividad de un atomo se define como la medida aritmetica entre la energia de ionizacion, y la afinidad electronica del mismo. La electronegatividad de Mulliken refleja el compromiso de cada atomo entre su tendencia a liberar sus electrones mas externos y la de incorporar electrones exteriores.

cabe destacar que Linus Pauling asigno a su escala unos valores que van desde 0.7 a 4.0, siendo el flour el elemento mas electronegativo y el de 0.7 al cesio para el de menor electronegatividad.  Los gases nobles o inertes no posen valores de electronegatividad debido a que generalmente no forman compuestos quimicos. 

VARIACION: dentro de un mismo periodo la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, siendo el caso del elemento mas electronegativo el fluor.

dentro de un mismo grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el numero atomico, ello quiere decir que el elemento mas electronegativo es el flour y el menos electronegativo el cesio.

VARIACION

Otras dos propiedades para la formacion de enlaces, como lo son la valencia y numero de oxidacion o estados de oxidacion, se desarrollaran en la pregunta #3 con su correspondiente difererencia. 

3.  ¿ Que diferencias encuentras entre numero de oxidacion y valencia de un atomo?

Primero vamos a definir estos dos conceptos muy importantes para la formacion de los enlaces quimicos. 

• valencia:

es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación, por tanto la valencia es el poder de combinacion de los elementos cuando se unen entre si para formar moleculas. 

La etimología de la palabra "valencia" proviene de 1543, significando "molde", del latín valentia "fuerza, capacidad", y el significado químico refiriéndose al "poder combinante de un elemento" está registrado desde 1884, del alemán Valenz. En 1890, William Higgins publicó bocetos sobre lo que él llamó combinaciones de partículas "últimas", que esbozaban el concepto de enlaces de valencia. Si, por ejemplo, de acuerdo a Higgins, la fuerza entre la partícula última de oxígeno y la partícula última de nitrógeno era 6, luego la fuerza del enlace debería ser dividida acordemente, y de modo similar para las otras combinaciones de partículas últimas: estas son las de la tabla periódica.

 

De acuerdo con los quimicos, los electrones de un atomo se configuran alrededor del nucleo, en niveles de energia, orbitas o capas,estas orbitas se representan por letras tales como K, L, M, o por numeros como 1,2,3 y asi sucesivamente, el numero de electrones presentes en la orbita mas extrema se conocen como electrones de valencia, y la orbita mas extrema, se denomina como orbita de valencia. El numero de electrones que se puede alojar en la orbita mas externa es de 8, se dice que los elementos con una orbita extrema completa contienen 8 electrones y posen una configuracion de octeto, tales elementos no se combinan facilmente con otros elementos y estos muestran muy poca reactiviadad, como consecuencia se sostiene que tienen capacidad de combinacion igual a cero. 

niveles de energia y la capa de valencia

 por otra parte los atomos con orbitas de valencias incompletas, poseen una tendencia a completar su configuracion de octeto, combinandose con atomos del mismo diferente tipo, se denomina valencia a esta capacidad de un atomo a combinarse con otro atomo. Los elementos se combinan con otros atomos, perdiendo, obteniendo o compartiendo sus electrones.

por ejemplo, la capa de valencia del sodio tiene 1 electron, y la del cloro tiene 7, para el sodio es mas sencillo perder un electron que ganar 7 electrones para completar su octeto, mientras que el cloro acepta con facilidad un electron para completar su octeto en vez de perder 7 electrones. por lo tanto el sodio como el cloro tienen una valencia  de 1  ya que su capacidad de combinacion es igual a 1.  

por lo tanto el numero de electrones, obtenidos, perdidos o compartidos, para completar el octeto, nos da una referencia directa, acerca de la capacidad de combinacion del elemento osea su valencia.

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha hecho algunos intentos de llegar a una definición desambigua de valencia. La versión actual, adoptada en 1994, es la siguiente:   

La valencia es el máximo número de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro) que pueden combinarse con un átomo del elemento en consideración, o con un fragmento, o para el cual un átomo de este elemento puede ser sustituido.

Esta definición reimpone una valencia única para cada elemento a expensas de despreciar, en muchos casos, una gran parte de su química.La mención del hidrógeno y el cloro es por razones históricas, aunque ambos en la práctica forman compuestos principalmente en los que sus átomos forman un enlace simple. Las excepciones en el caso del hidrógeno incluyen el ion bifluoruro, [HF2]−, y los diversos hidruros de boro tales como el diborano: estos son ejemplos de enlace de tres centros. El cloro forma un número de fluoruro—ClF, ClF3 y ClF5—y su valencia, de acuerdo a la definición de la IUPAC, es cinco. El flúor es el elemento para el que el mayor número de átomos se combinan con átomos de otros elementos: es univalente en todos sus compuestos, excepto en el ion [H2F]+. En efecto, la definición IUPAC sólo puede ser resuelta al fijar las valencias del hidrógeno y el flúor como uno, convención que ha sido seguida acá.

• numeros de oxidacion o estados de oxidacion: 

El estado de oxidación es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces a elemento distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero. 

el estado de oxidacion, o numero de oxidacion, depende de los electrones ganados o cedidos por un atomo, total o parcialmente. mas que una carga electrica real es una carga formal asignada a cada atomo segun unas reglas determinadas. 

las reacciones de oxidacion- reduccion o simplemente reaccion redox,  en las cuales un atomo de la molecula oxidante gana electrones ( se reduce) y su numero de oxidacion disminuye; por el contrario, un atomo de la molecula reductura pierde electrones ( se oxida) y su numero de oxidacion aumenta. 

Para que exista una reacción de reducción-oxidación, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones, y otro que los acepte:

• El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

• El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado.

El número de oxidación:

• Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
• Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

como se ha dicho los estados de oxidacion, se relacionan con las reacciones redox, vamos a mencionar, el caracter redox.

• caracter redox: 

el caracter oxidante de los elementos se puede relacionar con la afinidad electronica y el reductor con el potencial de ionizacion.  un elemento con gran afinidad eletronica capta electrones con facilidad, en consecuencia sera oxidante. Cuanto mayor es la afinidad electroncia de un elemento mayor es su poder oxidante 

Los elementos con pequeño potencial de ionizacion, ceden electrones con facilidad, por tanto seran reductores. cuanto menor sea el potencial de ionizacion de un elemento mas reductor sera el elemento. el caracter oxidante aumenta del grupo IA al VIIA, del sistema peridico y dentro de un grupo de abajo hacia arriba.  el caracter reductor aumenta hacia la izquierda del sistema periodico, y a medida que se desciende dentro de un grupo. 

 en conclusion los estados de oxidacion o numeros de oxidacion, se puede entender con el siguiente ejemplo : Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos de iones).

DIFERENCIA ENTRE VALENCIA Y  NUMERO DE OXIDACION:  

la diferencia entre valencia y numero de oxidacion radica, en que 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.

asi, simplemente el  numero de oxidacion es: la cantidad de electrones  el atomo para convinarse en una molecula determinada. Numero de valencia: es la cantidad de electrones que tiene el atomo en su orbital exterior. 

4. Cuales son los diferentes tipos de enlaces que existen definalos y de ejemplos: 

Dado que los atomos como moleculas, son entidades quimicas, cabe distinguir dos tipos de enlace: "enlaces interatomicos" y "enlaces intermoleculares" .  

En el caso de los enlaces interatomicos,( responsables del comportamiento quimico) cabe distinguir entre que los atomos unidos sean diferentes y con electronegatividades, muy distintas o bien que sean iguales; o que aun siendo diferentes los atomos sus electronegatividades sean muy parecidas. En el primer caso, se producira una transferencia de electrones , desde el atomo menos electronegativo, al mas electronegativo, formando iones positivos y negativos, los cuales se uniran mediante fuerzas de naturaleza electrostatica.

en el segundo caso al ser iguales o muy prooximas, las electronegatividades de los atomos, no cabe considerar la transferencia electronico de uno a otro atomo, y la union se producira por la comparticion de electrones en enlaces covalentes, ( si los atomos unidos tienen electronegatividades mas o menos elevadas) o metalico si las electronegatividades, de los atomos unidos es baja. 

las fuerzas intermoleculares, que afectan fundamentalmente las propiedades fisicas, pueden ser debidos a fuerzas de van der waals, en casos muy concretos a los puentes de hidrogeno. 

la energia del enlace decrece en el orden siguiente: 

ionico> cavalente > metalico> de hidrogeno> fuerzas de van der waals.

ahora se profundizara en los dos clases de enlaces,interatomicos e intermoleculares.

ENLACES INTERATOMICOS: 

•  Enlace ionico:

el enlace ionico se produce por la existencia de fuerzas electrostaticas atractivas entre iones de distinto signo.

los iones se forman al conseguir cada atomo estructura electronicas de gas noble( octete electronico), por transferencia de electrones entre un atomo de bajo potencial de ionizacion, que cede algun electron, y otro de elevada afinidad electronica, que los capta. El enlace ionico se establece por tanto entre elementos muy electropositivos, de la parte inferior izquierda de la tabla periodica,( grupos 1,2), con elementos muy electronegativos situados en la parte superior derecha del sistema peridico, (VIA Y VIIA).

El quimico Koseel afirma que el enlace ionico se alcanza la estructura estable, por la transferencia de electrones, de un atomo de un elemento quimico, a otro elemento quimico distinto; para formar un conjunto de iones positivos o cationes y iones negativos o aniones. Que se atraen asi electricamente.  

La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe.Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico.

cada ion atrae, a los iones proximos de signo contrario, de forma que no existen moleculas individuales, sino redes cristalinas, donde cada anion, esta rodeado por un numero determinado de cationes, y cada cation a su vez,  rodeado por un numero determinado de aniones.  El numero de iones, de signo opuesto que rodea a otro, en una red cristalina ionica, se denomina numero de coordinacion. 

la fuerza que mantiene unidos a los iones en un compuesto ionico, es la fuerza electrostatica de coulomb, donde un cation de carga electrica Z,e separado por la distancia R de un anion, de carga electrica Z,e, es atraido por una fuerza de intensidad F.

energia reticular es la cantidad de energia desprendida al formarse un mol de cristal, por translado de iones positivos y negativos, necesarios en estado gaseoso, y sin interacciones entre ellos, hasta los lugares donde ocupan la red. 

ejemplo de enlace ionico:  de acuerdo con la definicion del enlace ionico, asi el sodio que es un elemento muy electropositivo, puede perder un electron, mientras que el cloro, que es un elemento electronegativo, puede ganar un electron y ocurrir:

 Na Na+ + 1e 

Cl + 1 e-Cl-

 

el cloruro de sodio de formula NaCl, se origina por la tranferencia de un electron, del sodio al cloro, para formar: 

Na + Cl → Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

las configuraciones externas del sodio y del cloro son respectivamente: Na 3s1 y Cl 3s2 3p5, por lo que un atomo de sodio puede transferir su electron 3s1 al cloro para de esta forma obtener ambos, la estructura electronica estable correspondiente a la del gas noble mas cercano, la del neon para el sodio, y el argon para el cloro. 

ENLACE IONICO

otro ejemplo de enlace ionico es el floruro de sodio: 

formancion de iones Na+ y F-

y su formula es estructuras de lewis es asi:

estructura de un compuesto ionico solido: 

en estado solido, los compuesto ionicos forman cristales, que son estructuras regulares ordenadas constituidos por un conjunto elevado de aniones y cationes, con tamaños y formas definidas. 

las formas externas regulares, de los cristales sugieren, la existencia de un estructura macroscopica ordenada al suponer que cada cristal esta formado por adiciones sucesivas, de celdas elementales, para dar lugar a unas figuras geometricas simples de angulos constantes, y de lados proporcionados. 

la unidad basica que se repite en un cristal, se llama celda unidad o celda elemental, y se define como la unidad mas pequeña que tiene la simetria de la estructura del cristal macroscopico.  

un examen de las estructuras observadas experimentalmente en los compeustos ionicos demuestra que solo prevalencen unas pocas estructuras basicas, que se desginan con el nombre de uno de los compuestos quimcios que presenta este tipo de estructura. asi por ejemplo la estructura del cloruro sodico es una estructura cubica centrada en las caras con los iones cloruro y sodio, colocados alternativamente.

se le llama numero de coordinacion de un anion al numero de cationes que se le rodean, asi el numero de coordinacion, del cloruro de sodio es 6 pues, cada anion cloruro, esta rodeado por seis cationes sodio, que ocupan los vertices, de un octaedro,alrededor del ion central.  de forma semejante el numero de coordinacion de cationes es 6 tambien. 

                  














PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS:  

Las propiedades de los compuestos ionicos son las siguientes: 

• a temperatura ambiente son son solidos crstalinos, que tienen elevadas temperaturas de fusion y ebullicion, ya que las fuerzas actuantes, son suficientemente, intensas como para conferir al cristal, ionico una elevada estabilidad termica, por lo que la destruccion de su estructura, requiere el aporte de cantidades importantes de energia.

•  en el caso de que sean solubles, lo son en disolventes polares, como el agua pero no en otros disolventes apolares como la gasolina o el benceno. La disolucion de un solido cristalino es el desmoronamiento de su estructura solida, al introducirse las moleculas, del disolvente en el interior de la red cristalina, neutralizan la atraccion entre los iones, y producen la separacion de los iones del cristal quedando estos dispersos dentro de una disolucion , formada por el disolvente y el compuesto ionico. 

• los compuestos ionicos, no forman moleculas, sino agregados de iones, por lo que la formula de un compuesto, ionico muestra solo la relacion numerica, de la proporcion de los iones,de distinto signo que conforman el compuesto ionico. 

•  son duros y fragiles.  las redes cristalinas, presentan una pequeña comprensibilidad, debido a la compactibilidad,  de sus estrcturas lo que hace que cueste mucho rayar a los solidos ionicos y sea muy duros. Pero tambien los solidos cristalinhos son fragiles, pues un golpe seco puede alterar la red, cristalina al producir un desplazamiento lateral de los iones de forma que al encontrarse enfrentados, iones del mismo signo se produce una inestabilidad, en el sistema por efecto de repulsion. por tanto la estructura cristalina ionica presenta una relativa facilidad a la rotura. 

• en estado solido, los compuestos ionicos no conducen electricidad, pero fundidos op disueltos, son conductores de la electricidad.  en estado solido los iones tienen posiciones fijas en la red cristalina, y no se pueden mover. al disolverse un solido ionico, los iones quedan libres y el compuesto, pueden conducir la electricidad, y se convierte en un electrolito.

 

• enlace  metalico:

la mayor parte de los elementos de la tabla peridica son metales, que tienen las siguientes propiedades, generales: 

1. suelen presentarse en estado solido en forma de estrcuturas cristalinas, con una elevadad densidad y dureza variable y disponen de un brillo caracteristico denominado brillo metalico. 
2. son conductores de la electricidada y calor, en estado solido a diferencia de los compuestos ionicos y covalentes.
3. tienen variadas temperaturas de fusion y ebullicion, normalmente en metales caracteristicos, como el cobre, hierro y niquel.
4. son facilmente deformables, la ductibilidad y maleabilidad propiedades tipicas de los metales.
5. tienen tendencia a perder electrones y originar cationes, lo que constituye el caracter metalico. 
6. existen muchas aleaciones de metales que suelen, utilizarse con frecuencia porque normalmente ,mejoran las propiedades utiles de los mismos.

estas propiedades no se puedenn justificar mediante en enlace ionico o covalente, por lo que es preciso acudir a un nuevo tipo de enlace quimico, denominado enlace metalico, para explicar las caracteristicas de los metales.

el modelo actual de la nube electronica, del enlace metalico, deriva de un sencillo modelo propuesto en 1900 por el aleman paul drube, donde cada metal en estado solido esta formado por una red fija,  de iones positivos, representado por esferas de radio identico, entre las cuales se mueven libremente los electrones de valencia, formando una nube electronica, que es responsable de la union de los iones positivos dentro de la red. 

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) 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 líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas (hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.

la red metalica es una red cristalina formado por un conjunto muy elevado, del atomos de metal, sin que existan moleculas, o un conjunto de cationes o aniones. 

En la teoría del gas electrónico (también llamada del mar de electrones o de la nube electrónica), los átomos metálicos pierden sus electrones de valencia y forman una red compacta de cationes. Por ejemplo, en el caso del sodio, cuya configuración electrónica es:

 

Los cationes Na+, formados por los núcleos atómicos y los electrones de las capas internas, se empaquetan y los electrones de valencia se mueven con libertad. Estos electrones no pertenecen ya a los átomos individuales, sino que son comunes a todos los átomos que forman la red. Se dice que los electrones están deslocalizados.

Dependiendo del número de electrones de valencia que tenga el metal, habrá tantos electrones deslocalizados como átomos o más. Por ejemplo, en el sodio, que pierde un electrón, habrá tantos electrones como átomos de sodio, pero en el magnesio, que tiene 2 electrones de valencia y los pierde ambos, habrá el doble de electrones que de núcleos de Mg(2+).

Así, los cationes se disponen formando un retículo cristalino compacto o empaquetamiento metálico y cada catión se rodea del número máximo de cationes vecinos. Los electrones de valencia se mueven libremente por los intersticios de la red, formando el gas electrónico y actuando, además, como un colchón que evita la repulsión entre los distintos cationes.

En definitiva, un elemento metálico se considera que está constituido por cationes metálicos distribuidos regularmente e inmersos en un «gas electrónico» de valencia deslocalizados, actuando como un aglutinante electrostático que mantiene unidos a los cationes metálicos.

El modelo del «gas electrónico» permite una explicación cualitativa sencilla de la conductividad eléctrica y térmica de los metales. Dado que los electrones son móviles, se pueden trasladar desde el electrodo negativo al positivo cuando el metal se somete al efecto de una diferencia de potencial eléctrico. Los electrones móviles también pueden conducir el calor transportando la energía cinética de una parte a otra del cristal. El carácter dúctil y maleable de los metales está permitido por el hecho de que el enlace deslocalizado se extiende en todas las direcciones; es decir, no está limitado a una orientación determinada, como sucede en el caso de los sólidos de redes covalentes.

Mediante la teoría del «gas electrónico» se pueden justificar de forma satisfactoria muchas propiedades de los metales, pero no es adecuada para explicar otros aspectos, como la descripción detallada de la variación de la conductividad entre los elementos metálicos.


TEORIA DE BANDAS 

En función de su conductividad eléctrica, los sólidos se pueden clasificar en tres grupos: aislantes, conductores y semiconductores. Esta última propiedad, la semiconductividad, no puede ser explicada a partir del modelo del mar de electrones visto hasta ahora para el enlace metálico. Se requiere una teoría más profunda que es la teoría de bandas la cual, además de explicar la semiconductividad, explica también por qué los metales son muy buenos conductores de la electricidad.

Consideremos el metal litio, cuya configuración electrónica es:

Vemos que un átomo de litio presenta un orbital 1s lleno (con 2 electrones) y un orbital 2s semilleno (con 1 electrón). También podemos considerar a efectos prácticos los orbitales 2p, que estarán en la capa de valencia del litio, aunque vacíos.

Pues bien, la Teoría de bandas considera que los orbitales atómicos de valencia de los N átomos del litio que estarán formando enlace metálico, se combinan entre sí para dar unos orbitales moleculares, pertenecientes a todo el cristal y con energías muy semejantes entre sí. Tan cercanos se hallan energéticamente estos orbitales moleculares formados, que decimos que dan lugar a una banda. Se obtienen tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se combinen.

Así, si tenemos N átomos de litio, tendremos N orbitales atómicos 2s que darán lugar a N orbitales moleculares que podemos llamar también 2s por facilidad de comprensión. Estos orbitales estarán muy próximos en energía y darán una banda 2s. Lo mismo sucederá con los orbitales 3N 2p de los N átomos de litio (cada átomo de litio tendrá 3 orbitales 2p, px, py y pz), aunque estén vacíos, dando lugar también a una banda 2p.

A la banda formada por los orbitales 2s semillenos se le llama banda de valencia. A la banda vacía formada por los orbitales 2p, se la llama banda de conducción.

Por tanto, en los metales, hay bandas de valencia, que son bandas en las que se hallan los electrones de valencia y pueden estar llenas o semillenas, dependiendo de la configuración electrónica del metal, y bandas de conducción, que pueden hallarse vacías o parcialmente vacías y facilitan la conducción porque son energéticamente accesibles. De hecho, los metales son conductores porque las bandas de valencia y de conducción se superponen, y esto hace que los electrones se muevan con libertad de una a otra.

En el caso de los semiconductores, las bandas de valencia y de conducción no se superponen, pero la diferencia energética entre ambas es pequeña, por lo que una pequeña aportación energética hará que puedan promocionar electrones a la banda de conducción y, por tanto, conducir la corriente eléctrica. las sustancias de este tipo, la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y InSb.

En los aislantes, por su parte, las dos bandas están tan alejadas que la banda de conducción es inaccesible, motivo por el cual son incapaces de conducir la corriente: los  aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica.

JUSTIFICACION DE LAS PROPEDADES METALICAS: 

• La alta densidad y el brillo metalico, son propiedades que relacionan con las estructuras, tan compactas que presentan las redes cristalinas metalicas.

 

estructura hexagonal, propia del magnesio.

estructura cubica compacta, del hierro, cobre, y aluminio

• la movilidad de los electrones en la red metalica, hacen que pueda desplazarse, en una misma direccion y sentido, por la accion de una diferencia de potencial, ( conduccion de la corriente electrica, ) y que transmitan mediante choques, la energia adquirida, al ser calentados ( conduccion termica) .

•  las altas temperaturas de fusion y ebullicion que poseen, la mayoria de metales, se debe a que las estrcuturas cristalinas tan compactas, dificilmnete permiten la separacion de los atomos. 

• la posibilidad que tienen los metales de deformarse, sin que se rompa el cristal, como ocurre en los cristales ionicos, se debe a que toda la deformacion de un metal, implica un deslizamiento, de los cationes del cristal, sin que la red sufra apenas, gracias a la movilidad de los electrones de valencia.  

• 
  la facilidad que tienen los metales de producir cationes, se debe a que poseen pocos electrones de valencia, con una gran movilidad, que hace que estos pueden ser arrancados facilmente, ( bajas energias de ionizacion,) y producir iones positivos.

• lo caracteristico de la estructura metalica es la presencia de una nube electronica, entre los huecos que dejan el conjunto de cationes, que forman la red, por lo que la sustitucion de algunos de estos iones, por los de otro elemento quimico, generalmente un metal, no altera de forma sustancial la estabilidad del conjunto. de esta forma se pueden formar aleaciones con algunas propiedades mejores,  tales como la dureza, si se escoge adecuadamente el elemento quimico, sustituido para formar la aleacion, incluso es posible que queden algunos agujeros, pertenecientes a algun cation de la red. 

• ENLACE COVALENTE: 

Existen compuestos, como el agua, H2O, el cloruro de hidrogeno HCl, el amoniaco NH3, e incluso hay elementos quimicos formados, por la union de atomos iguales, como el hidrogeno H2, el oxigeno O2, o el fosforo P4, que se caracterizan por poseer el llamado enlace quimico covalente.  

Lewis afirma, que en el enlace covalente, se alcanza la estructura estable, de gas noble, mediante pares de electrones que se comparten entre los atomos, que se enlazan para formar moleculas.  una molecula, es la unidad material mas pequeña que sirve para identificar, a las sustancias covalentes. 

De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales. 

La idea de la unión covalente se puede remontar varios años antes hasta Gilbert N. Lewis, quien en 1916 describió el intercambio de pares de electrones entre los átomos. Introdujo la notación de Lewis o notación de puntos de electrones o estructura de puntos de Lewis, en el que la valencia de los electrones (los de la capa exterior) se representa en forma de puntos en torno a los símbolos atómicos. 

el enlace covalente se puede clasificar, en tres tipos: 

1. enlace covalente polar
2. enlace covalente apolar
3. enlace covalente coordinado o dativo

ENLACE COVALENTE POLAR: 

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. 

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). 

 otro ejemplo es el H2, donde se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero:  ∆EN = 0

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:

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.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante

• las fuerzas de Van der Waals, o interacciones de Van der Waals:

 es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.

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.

Las fuerzas de van der Waals incluyen:

• 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: 

es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor.

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. 

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:

Las fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido se dan entre moléculas covalentes apolares, e incluso entre átomos no enlazados, como es el caso de los gases nobles. Ya hemos visto previamente, en el caso del hidrógeno diatómico, H2, que las moléculas de hidrógeno se unen entre sí por una fuerza de 1 kJ/mol.

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.

Así, la especie que es normalmente apolar, se puede volver fugazmente polar y formar un dipolo instantáneo. Además, por un proceso de inducción, este dipolo instantáneo puede provocar, a su vez, el desplazamiento de la nube electrónica de las nubes vecinas, formando lo que se conoce como un “dipolo inducido”

Estos dipolos sienten una cierta atracción mutua, de carácter débil (son dipolos con un desplazamiento de carga leve), que reciben el nombre de fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido, o también fuerzas de London o fuerzas de dispersión

Una vez considera, por tanto, la naturaleza de estas fuerzas de London, cabe destacar que aumentan con el tamaño de la molécula y, por tanto, con la masa molecular. Esto es debido a que cuanto más grande es la molécula, más electrones tendrá, más grande será la nube electrónica y más alejada se hallará ésta del núcleo. Esto hace que, en la smoléculas grandes, sea más fácil la formación de dipolos instantáneos. Se dice que estas moléculas son polarizables. Por ejemplo, si consideramos las moléculas diatómicas de los halógeno cloro, bromo y yodo, Cl2, Br2 e I2, sus puntos de fusión y ebullición y su estado de agregación a temperatura ambiente se pueden ver en la tabla siguiente:

 

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:

A pesar de esto, se cumple que las fuerzas de London o de dispersión son las más débiles de todas las fuerzas intermoleculares, por lo que, en general, las moléculas covalentes apolares presentarán bajos puntos de fusión y ebullición, aumentando en un mismo grupo con el tamaño atómico. Lo mismo ocurre con los gases nobles, que son átomos que no forman enlace, en los cuales el punto de ebullición superior corresponde, en efecto, al más grande de la serie, el radón, por ser el más grande de la serie. Como podemos ver, los puntos de ebullición crecen de menor a mayor:

• Helio:      -269 ºC
• Neón:      -246 ºC
• Argón:    -186 ºC
• Criptón: -152 ºC
• Xenón: -108 ºC
• Radón: -62 ºC