1. TRABAJO DE QUIMICA
Juan Pablo Reyes Muñoz 31
Grado: 901 J.M.
Jpablus99@hotmail.es
Para: Jimmy Osorio
2. TEORIA DE ENLACES
Teoría de enlace de valencia:
Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un
enlace covalente típico entre dos átomos, han de
interaccionar, interpenetrarse o solaparse un orbital de uno
de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea
posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón
y además de espines opuestos.
Como ejemplo más sencillo se puede considerar la
formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus
átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital
atómico 1s. Cuando los dos átomos se aproximan se
produce el solapamiento de sus orbitales lo que supone la
creación del enlace hidrógeno-hidrógeno:
3. Teoría del orbital molecular:
Según la teoría del orbital molecular (TOM) los orbitales de los
átomos que se enlazan se solapan dando lugar a una serie de
orbitales extendidos a toda la molécula (orbitales moleculares). El
proceso de solapamiento, por tanto, no sólo afecta a la capa de
valencia sino a todas las capas de los átomos enlazados.
Al igual que en la teoría del enlace de valencia, la extensión del
solapamiento está relacionada con la intensidad del enlace y,
además, dependiendo de que se produzca frontal o lateralmente, se
formarán orbitales moleculares de tipo sigma o pi. Cada pareja de
orbitales atómicos que se solapen formará una pareja de orbitales
moleculares, uno enlazante y otro antienlazante, que pueden
contener hasta dos electrones con espines opuestos.
El orden de enlace se obtiene restando el número de electrones en
orbitales enlazante y no enlazante y dividiendo por dos.
4. FUERZAS ENTRE ATOMOS
Fuerzas ion-dipolo:
Existe una fuerza ion-dipolo entre un ion y la carga parcial
de un extremo de una molécula polar. Las moléculas polares
son dipolos, tienen un extremo positivo y uno negativo,
como por ejemplo el HCl es una molécula polar a causa de la
diferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl.
Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo
de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos
hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción
aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del
momento dipolar. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial
importancia en las disoluciones de sustancias iónicas en
líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.
5. Fuerzas dipolo-dipolo:
Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente
entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma
molécula si ésta es grande. En la sección anterior explicamos
cómo se forman moléculas que contienen dipolos permanentes
cuando se enlazan simétricamente con átomos con
electronegatividad diferente. Las moléculas que son dipolos se
atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la
región negativa de la otra entre moléculas de BrCl.
En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se
atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben
tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción, y
hacer que el líquido pueda entrar en ebullición. Si se requiere
más energía para vencer las atracciones de las moléculas del
líquido A que aquéllas entre las moléculas del líquido B, el punto
de ebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente,
menores atracciones intermoleculares dan pie a puntos de
ebullición más bajos.
6. Fuerzas de Van der Waals:
Las fuerzas de van der Waals, se conocen también como fuerzas
de dispersión, a que se debe esta expresión, es que se
encuentran presentes en las moléculas de muy baja polaridad,
la podemos ver en los hidrocarburos. Las fuerzas de van der
Waals se originan como resultado de diversos movimientos de
electrones, cuando una porción de la molécula en cierto
instante se torna ligeramente negativa, en tanto que en otras
regiones aparecen cargas positivas que son equivalentes a las
negativas.
De esta manera se forman dipolos no-permanentes, lo que se
produce en estos dipolos son atracciones electrostáticas muy
débiles en aquellas moléculas de tamaño normal, en el caso de
los polímeros que son formados por miles de pequeñas
moléculas, dichas fuerzas de atracción se pueden multiplicar
hasta llegar a ser enormes, como el ejemplo del polietileno, que
tu profe nombra tanto.
9. TIPOS DE ENLACE
Enlace iónico:
El enlace iónico se produce cuando se combinan un metal y
un no metal. El metal alcanza la configuración electrónica
de gas noble perdiendo electrones (convirtiéndose en
catión). El no metal gana electrones (convirtiéndose en un
anión). Es decir:
El enlace iónico se da entre iones de distinto signo, ya que
las cargas de distinto signo se atraen.
En un compuesto iónico, la fórmula sólo nos indica la
proporción en la que se encuentran los átomos. En el enlace
iónico no se forman moléculas aisladas. Los compuestos
iónicos son sólidos cristalinos.
10. Enlace covalente polar:
En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen
diferentes electronegatividades, y como resultado, un
átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de
electrones compartido que el otro átomo. En general,
cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los
electrones se comparten en forma desigual. Un enlace
covalente en el que los electrones se comparten
desigualmente se denomina enlace covalente polar.
El término polar significa que hay separación de cargas. Un
lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Para
ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar,
consideremos la molécula de ácido clorhídrico.
11. Enlace covalente apolar:
Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo
elemento, la diferencia de electronegatividad es cero,
entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace
covalente no polar se presenta entre átomos del mismo
elemento o entre átomos con muy poca diferencia de
electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno,
la cual está formada por dos átomos del mismo elemento,
por lo que su diferencia es cero. Otro ejemplo, pero con
átomos diferentes, es el metano. La electronegatividad del
carbono es 2.5 y la del hidrógeno es 2.1; la diferencia entre
ellos es de 0.4 (menor de 0.5), por lo que el enlace se
considera no polar. Además el metano es una molécula muy
simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de
electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.
12. Enlace covalente coordinado:
Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace
covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace
en el que cada par de electrones compartido por dos átomos
es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el
par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe,
receptor.
El enlace coordinado se representa por medio de una flecha
(→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se
dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace
coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio, N
H 4 +, a partir del amoniaco, NH3, y del ion de hidrógeno,
H+.
En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón
H+ para formar el ion amonio, N H 4 +. El amoniaco aporta
un par de electrones que son compartidos por el ion H+, el
cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas
noble He.
