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Facultad de Ciencias Químico Farmacéuticas y Bioquímicas 2021 TEMA N° 3 ENLACE QUÍMICO Valencia se define como el número de electrones que ganan, pierden o comparten los átomos en sus combinaciones, con la finalidad de alcanzar su configuración electrónica estable. Los electrones de valencia se encuentran en el último nivel de energía y de éstos depende la valencia de un elemento. Esos electrones se mueven con mucha facilidad entre un átomo y otro, y de ellos depende el comportamiento químico de los átomos. Por ejemplo: cuando se forma el óxido de magnesio (MgO), el magnesio cede dos electrones al oxígeno y así ambos completan su octeto. Los electrones de valencia se representan por medio de los símbolos de Lewis que pueden ser puntos (·), asteriscos (∗), la cantidad estará en dependencia del número de electrones de valencia que tenga el elemento. Ejemplos: Regla del Octeto Los átomos se combinan mediante procesos que implican pérdida, ganancia o compartición de electrones de tal forma que adquieren la configuración electrónica de ocho electrones en su último nivel de energía; esto se conoce como la regla del octeto logrando una configuración electrónica estable. Los gases nobles tienen ocho electrones en su último nivel (ns^2 np^6 ), excepto el helio que sólo posee dos por lo cual tiene completa su última capa; así presentan una configuración electrónica estable por naturaleza. Los átomos, al formar enlaces químicos y de ese modo lograr su mayor estabilidad, adquieren la estructura electrónica de un gas noble: átomos pequeños (H y Li) adquieren 2 electrones y los demás átomos (representativos) adquieren 8 electrones en el nivel externo o nivel de valencia adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica. Por ejemplo en la molécula de agua el oxígeno comparte ocho electrones de la capa externa adquiriendo la configuración del Neón, mientras que el hidrógeno comparte dos electrones logrando la configuración electrónica del Helio.
Facultad de Ciencias Químico Farmacéuticas y Bioquímicas 2021 Electronegatividad Es la fuerza con la que cada átomo atrae a los electrones de enlace, la electronegatividad no solo ayuda a escribir las estructuras de Lewis correctamente, sino también permite distinguir los elementos. La correlación más importante de la escala de electronegatividades con las propiedades químicas generales de los elementos, se basa en su división en metales no metales. Para medir la electronegatividad se utiliza la escala de Pauling, el valor de electronegatividad igual a 2 representa aproximadamente el punto de separación, siendo los metales elementos con una electronegatividad menor a 2, y no metales los elementos con electronegatividad mayor a 2. El comportamiento de la electronegatividad de modo general en la tabla periódicamente aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y en cada grupo disminuye al aumentar el número atómico. La diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos por un enlace químico permite diferenciar los tipos de enlaces, así tenemos: Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace Menor a 0,4 Enlace covalente no polar De 0,4 a 1,7 Enlace covalente polar Mayor a 1,7 Enlace iónico Los enlaces químicos:
- Entre dos átomos no metálicos idénticos son covalente no polares.
- Entre dos átomos no metálicos diferentes son covalentes polares.
- Entre no metales y metales reactivos son principalmente iónicos.
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- La presencia de estos iones establece entre ellos una fuerza de atracción, de modo que en el enlace es de naturaleza electrostática.
- La atracción entre iones se realiza en todas direcciones, por lo que no se forman moléculas sino inmensas redes cristalinas de estructuras geométricas definidas o compuestos iónicos. Propiedades de los compuestos iónicos
- Son sólidos a temperatura ambiente.
- El punto de fusión y ebullición de estos compuestos son muy elevados, va desde 1000 a 1500ºC.
- Son solubles en disolventes polares como el agua.
- Cuando se disuelven en agua se disocian, es decir, se descomponen en iones y conducen la corriente eléctrica.
- Fundidos conducen la corriente eléctrica.
- Al estado sólido no conducen la corriente eléctrica. Aplicaciones importantes de compuestos iónicos en sistemas biológicos Los compuestos iónicos proporcionan al organismo vivo los minerales (cationes metálicos) que cumplen funciones vitales, como por ejemplo: los iones Na+^ y K+^ (provenientes de NaCl y KI) se encargan de mantener la presión osmótica correcta en ambos lados de la membrana celular y de sostener el impulso nervioso, el ion Ca2+^ (proveniente de CaCO 3 y Ca 3 (PO 4 ) 2 ), es el componente principal de los huesos y los dientes, controla el ritmo cardiaco y permite la coagulación de la sangre; el ion Mg2+^ participa en el funcionamiento de los músculos y los nervios, y es vital en la fotosíntesis; el ion Fe2+^ es constituyente de la hemoglobina (constituyentes de los glóbulos rojos de la sangre); los iones Co2+^ y Co3+^ se encuentran en la vitamina B 12 ; los catones Mn2+, Cu+^ y Zn2+^ son constituyentes cruciales de varias enzimas. Además de los citados anteriormente, ciertos compuestos iónicos se emplean como medicamentos, como, por ejemplo: Li 2 CO 3 (antidepresivo), KI (fuente de yodo para el buen funcionamiento de la glándula tiroides), NaHCO 3 (antiácido, para neutraliza la acidez estomacal), KNO 3 (diurético), CaSO 4 (para enyesar), FeSO 4 (antianémico y medio radiopaco para los rayos X), SnF 2 (proporciona el ion F-^ para el fortalecimiento de los dientes). Enlace covalente. Son fuerzas que mantienen unidas a los átomos que comparten uno o más pares de electrones, formando moléculas, las cuales se unen para originar los compuestos covalentes. Según el número de pares de electrones compartidos pueden ser: a) Enlace covalente simple. Se presenta cuando dos átomos comparten un par de electrones que ambos aportan. Ejemplo:
Facultad de Ciencias Químico Farmacéuticas y Bioquímicas 2021 b) Enlace covalente doble. Se presenta cuando dos átomos comparten dos pares de electrones que ambos aportan. Ejemplo: c) Enlace covalente triple. Se presenta cuando dos átomos comparten tres pares de electrones que ambos aportan. Ejemplo: Considerando la polaridad del enlace pueden ser: a) Enlace covalente apolar. Se presenta cuando se combinan dos no metales iguales con electronegatividad idéntica, por ejemplo, el Cl 2 , H 2 , O 2. Ejemplos: b) Enlace covalente polar. Se presenta cuando se unen dos átomos no metálicos distintos que tienen electronegatividades diferentes, formándose dos polos de carga opuesta (δ+^ y δ-). Ejemplo: H 2 O, HCl, H 2 S. Enlace Covalente Coordinado o Dativo Es una variedad de enlace covalente, consiste en que el par de electrones compartidos por dos átomos proviene de uno de ellos, llamado átomo dador, y el otro átomo aceptor que no aporta electrones. El par de electrones compartidos por enlace coordinado dativo se representa por una flecha dirigida del átomo dador al átomo aceptor. Por ejemplo: Propiedades de los compuestos covalentes
- Los compuestos covalentes suelen ser generalmente gases, sólidos o líquidos a temperatura ambiente.
- Presentan punto de fusión y ebullición bajos.
- No son conductores de la corriente eléctrica.
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- Si el átomo central no logra su octeto, se forma dobles y triples enlaces trasladando pares de electrones sin compartir de los átomos adyacentes al átomo central.
- Controlar el número de electrones de valencia de cada átomo, tratando de que logren su octeto.
- Identificar el tipo de enlace químico existe entre los átomos. Limitaciones a la regla del octeto. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen por un número impar de electrones del nivel de valencia, un octeto incompleto o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central (octeto expandido).
- Moléculas que tienen un número impar de electrones del nivel de valencia. En la gran mayoría de las moléculas, el número de electrones del nivel de valencia es par, sin embargo en algunas moléculas tales como el NO, NO 2 , ClO 2 ; el número de electrones es impar. Por ejemplo: el NO 2 contiene 17 electrones de valencia.
- Moléculas e iones poliatómicos, que presentan menos de ocho electrones alrededor del átomo central. Esta limitación ocurre cuando en algunas moléculas e iones poliatómicos donde el átomo central tiene menos que un octeto. Los ejemplos más comunes son los compuestos de berilio y el boro. Ejemplo:
- Moléculas e iones poliatómicos, que presentan más de ocho electrones alrededor del átomo central. Esta limitación consiste en que moléculas e iones poliatómicos, presentan más de ocho electrones en el nivel de valencia del átomo central, por ejemplo: el fósforo en el PCl 5 forma cinco enlaces P-Cl con sus cinco electrones y el azufre en el SF 6 forma seis enlaces S-F respectivamente. Ejemplo:
Facultad de Ciencias Químico Farmacéuticas y Bioquímicas 2021 Resonancia Es la representación de una molécula o ion poliatómico con dos o más estructuras de Lewis con la misma estructura básica que satisfacen la regla del octeto y son químicamente aceptables. El conjunto de todas esas estructuras de resonancia representa con más exactitud a la molécula o al ion poliatómico que una sola estructura de Lewis. La doble flecha señala que las estructuras mostradas son estructuras de resonancia. Es importante recordar que, al escribir las estructuras de Lewis, se cambia la posición de los electrones en los dobles enlaces y no así de los átomos. Enlaces metálicos Un metal está constituido por iones positivos casi fijos que se mantienen unidos por los electrones móviles que pululan entre ellos constituyendo una especie de pegamento electrónico, estableciéndose de esta manera el enlace metálico. Propiedades de los metales
- A temperatura ambiente son sólidos, excepto el mercurio que es líquido.
- Son buenos conductores de la corriente eléctrica y calor.
- Son maleables y dúctiles.
- Presentan brillo metálico. Fuerzas intermoleculares. Además de la atracción producida entre los iones y los átomos, existen otras fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas cuando están próximas, y se denominan fuerzas intermoleculares, las cuales son más débiles respecto a los enlaces iónicos y covalentes. Estas fuerzas intermoleculares son responsables de las propiedades físicas de los compuestos covalentes. Estas fuerzas pueden ser:
- Atracción dipolo-dipolo
- Enlaces por puente de hidrógeno
- Enlaces por fuerzas de dispersión o de London
- Atracción ion-dipolo
Facultad de Ciencias Químico Farmacéuticas y Bioquímicas 2021 Los enlaces por puente de hidrógeno son causas de que el agua sea líquido a temperatura ambiente en vez de ser gas. También es responsable de controlar la orientación de las moléculas en el hielo, lo que da lugar una estructura cristalina. Fuerzas de dispersión o de London. Son características en las moléculas apolares como el H 2 , O 2 , CO 2 , CH 4 y los gases nobles. Debido al rápido movimiento de los electrones provocan desequilibrios eléctricos internos que las transforman de instante a instante en dipolos instantáneos o de vida corta, permitiendo así la atracción débil entre las diferentes moléculas apolares. Para poder entender el mecanismo que se presenta en una solución acuosa, es importante, conocer el enlace que existe entre un ion y un dipolo. Atracción ion-dipolo. Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de moléculas covalentes polares. Así el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de carga opuesta. Por ejemplo: En el proceso de solución del cloruro de sodio en agua, cada ion sodio se rodea de moléculas de agua por el polo negativo de esta, y cada ion cloruro se rodea de moléculas de agua por el polo positivo
