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Enlaces Químicos

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Enlaces Químicos
Enlace iónico
 
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario, este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. 
 
Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo). 
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico.
 En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro.
 Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. 
Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+de esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente , se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. 
En el caso del NaCl , el índice de coordinación es 6 para ambos
Propiedades de los compuestos Iónicos
 
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 
 
En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones el aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. 
Enlace Covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa).
 
 Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones.
 
 De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
 
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos en otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. 
 
Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Propiedades de los compuestos covalentes
 
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. 
 
La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
Enlace Metálico
 
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación , 
hay tres tipos de red cristalina metálica: 
cúbica centrada en las caras, con coordinación doce
cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho
y hexagonal compacta, con coordinación doce.
 Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
 
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Polaridad de los Enlaces
 
En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. 
Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico. 
Unión NO POLAR
Cuando los átomos que constituyen la molécula son iguales, como en los siguientes casos:
 
H-H   ;   Cl-Cl   ;   O=O   ;   NºN
Cuando el enlace covalente se da entre dos átomos del mismo elemento los electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos núcleos, la molécula resultante no presenta distribución de cargas eléctricas  y se le llama 
Unión POLAR
En este tipo de unión química, las moléculas presentan una distribución
NO UNIFORME de carga eléctrica.
H-Cl
Los dos átomos comparten un par de electrones, pero como sus electronegatividades son diferentes (cloro= 3, hidrógeno= 2,1) el par electrónico está desigualmente atraido, y se encuentra más próximo al cloro que al hidrógeno. El cloro adquiere cierta carga negativa, al mismo tiempo que el hidrógeno cierta carga positiva, hecho que se indica colocando las letras d+ y d- sobre los símbolos de los elementos
Si el enlace se da entre dos átomos diferentes, los electrones de enlace son atraídos de modo diferente por los dos núcleos y la molécula presenta una zona de carga negativa sobre el átomo que los atrae más fuertemente y una zona cargada positivamente sobre el otro.
Se forma, entonces, un dipolo (las dos cargas eléctricas
 (+ y -) en una distancia muy pequeña) y la molécula recibe el nombre de “POLAR". 
El Enlace Iónico
Las estructuras de los sólidos
 
La característica principal de un sólido, ya sea metálico o ionico, es la disposición de sus átomos e iones que conducen a la formación del cristal. 
En estas sustancias cada uno de los átomos se considera enlazado al resto del cristal, esta disposición suele representarse por medio de esferas sólidas.
Un cristal de un elemento o de un compuesto puede considerarse, desde el punto de vista formal de su construcción, como la repetición regular de unidades asimétricas 
(celda unidad) , que pueden ser átomos, moléculas o iones .
La Figura 1 muestra un ejemplo de celda unidad para una
sólido bidimensional , as dos unidades que aparecen sombreadas representan sendas celdas unidades, ya que su traslado a lo largo del plano conduce a la formación de la red. 
La mayoría de sólidos metálicos e iónicos están formados por átomos o iones que desde un punto de vista práctico pueden considerarse como esferas estas podrían empaquetarse de forma tan compacta como permitiera la geometría, de forma que el espacio que no se ocupara entre ellas sea el mínimo. 
Esto es lo que se denomina empaquetamiento compacto. 
En esta situación , y cuando se trata de átomos idénticos, cada esfera está directamente rodeada por doce esferas vecinas , este número se denomina número de coordinación. 
 
Empaquetamiento de esferas
Figura 2. Los dos politipos de empaquetamiento compacto. (a) Hexagonal, (b) Cúbico
La formación de estructuras compactas puede visualizarse de manera simple :
La primera capa consiste en esferas tangentes entre sí de tal forma que cada una de ellas está rodeada de otras seis en dicha capa. 
La segunda capa se construye ubicando las esferas sobre los puntos de tangencia de las esferas de la primera capa. 
Es en la formación de la tercera capa donde surgen diferencias, que conducen a la formación de politipismo: estructuras idénticas en dos dimensiones pero distintas en la tercera. El número de coordinación es el mismo (12) en ambos politipos. 
Empaquetamiento Compacto 
Uno de los politipos se forma cuando las esferas de la tercera capa ocupan posiciones sobre las esferas de la primera, en lo que se denomina estructura ABAB..., donde A representa una capa y B representa otra capa (Figura 2a). Esto supone la aparición de una celda unidad hexagonal (Figura 3 a), por lo que se denomina empaquetamiento compacto hexagonal. El segundo politipo se forma cuando las esferas de la tercera capa ocupan posiciones sobre los huecos que se forman en la primera capa (Figura 2b). En este caso la disposición conduce a una distribución ABCABC..., lo que indica que hay tres tipos de capas en lo que a su ubicación respectiva se refiere. La celda unidad correspondiente presenta simetría cúbica (Figura 3b), lo que explica su denominación: empaquetamiento cúbico compacto.
Huecos en estructuras empaquetadas
 
Una de las características de los empaquetamientos es el tipo de huecos que se genera entre las esferas. Para una estructura compacta, la porción de espacio no ocupada, es decir, la cantidad de espacio libre por huecos, es el 26 % del total.
 Existentes dos tipos de huecos: el hueco octaédrico y el hueco tetraédrico.
El hueco octaédrico aparece entre dos triángulos de esferas que están opuestos entre sí (Figura 4). En una estructura compacta de N átomos existen N huecos octaédricos. Además, cada hueco presenta simetría octaédrica, ya que los seis átomos que lo forman se disponen en los vértices de un octaedro (Figura 4). Si cada esfera tiene un radio r, puede demostrarse fácilmente que un hueco de estas características puede acomodar otra esfera de radio 0.414r.
Figura 3. Celdas unidad de los empaquetamientos compactos a) hexagonal y b)cúbico 
El hueco tetraédrico aparece como consecuencia de la ubicación de una esfera sobre el triángulo que forman otras tres (Figura 4). Existen dos tipos de agujeros tetraédricos, dependiendo de que el vértice del mismo está orientado hacia arriba o hacia abajo (Figura 4). En un empaquetamiento compacto existen N huecos de cada tipo, para dar un total de 2N huecos tetraédricos. En una estructura de este tipo, con átomos de radio r, el hueco tetraédrico puede acomodar una esfera de radio igual o inferior a 0.225r.
 
Figura 4.
 Huecos Octaédricos 
y Tetraédricos
EL ENLACE METÁLICO: (TEORÍAS)
Teoría de la Nube electrónica:
En general los átomos de los metales tiene apenas 1, 2, 3 e- en la última capa o nivel, ya que están apartados del núcleo, el resultado es que estas e- se escapan fácilmente del átomo o sea se convierten en cationes.
Entonces según esta teoría: el metal sería un aglomerado de átomos neutrones y cationes, dentro o rodeados por la nube electrónica con sus e- libres, y esa nube funcionaría como Enlace Metálico.
Teoría de la Bandas Electrónicas:
Por ej. Li: cuya configuración es 1s2 2s 2 ; según ésta teoría en el Reticulado Cristalino del metal encontraríamos una “fusión” de las capas externas, de todos los átomos de modo a formar una franja de tránsito para las e-.
Uniéndose por ej. n átomos de Li, tendríamos una franja o banda formada por la yuxtaposición o “fusión” de n orbitales 2s , donde los e-: 2s de n átomos pueden transitar libremente.
Según esta teoría: la banda electrónica serviría como enlace metálico.
 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas de atracción entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases.
 Ellas juegan un papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).
Así , por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido.
Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia , necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.
1.	Fuerzas de Van der Waals o London o de dispersión.
Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. 
Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido. 
Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4 , C2H6 tienen tales dipolos instantáneos. 
La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear.
 En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.
. Puentes de hidrógeno
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F. 
Esta interacción se representa de la forma siguiente:
 A—H•••B A—H•••A
A y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B es parte de otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.
La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea una de gran importancia a la hora de la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.
Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del estudio de los puntos de ebullición, normalmente , los puntos de ebullición de compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular. 
En la Figura 6, Para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullición más alto, en contra de lo que se podría esperar en principio. Ello es debido a que existe algún tipo de interacción entre las moléculas en estado líquido que se opone al paso al estado de vapor.