Enlaces químicos

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enlaces quimicos, regla del octeto, electrones de valencia

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Enlaces químicos

  1. 1. TALLER DE QUIMICA
  2. 2.  Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir unestado de máxima estabilidad, tienden a conseguir un estadoen el cual su energía sea mínima. Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas queconduzcan a la formación de una agrupación estable, entre esosátomos hay un enlace. Los enlaces entre átomos, llamadosinteratómicos, dependiendo del tipo de sustancia que seforme, podrán ser iónicos, covalentes o metálicos. Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas de lassustancias (sólidas, líquidas o gaseosas), llamados enlacesintermoleculares, pueden ser enlace o “puente” de hidrógenoy fuerzas de Van der Waals.CONCEPTO
  3. 3. HISTORIA DEL CONCEPTO DE ENLACEQUÍMICO• Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tantempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicasestaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.• En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query " de suOpticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aqueltiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomosenganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientosconspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión.• Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato esexcesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y suefecto deja de sentirse no lejos de las partículas.• En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló unateoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo yelectronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglo XIX, EdwardFrankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoríade radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "podercombinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polospositivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlacede par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seiselectrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlacetriple.
  4. 4.  La TEV, propuesta por Pauling, afirma que, para que se forme un enlacecovalente entre 2 átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital con unelectrón desapareado. De manera, que al aproximarse las nubes de carga de losorbitales de los 2 átomos hasta la distancia adecuada (distancia de enlace) seproducirá una superposición parcial de ambas y, en la zona común , tendrálugar el apareamiento de los electrones, lo que supone la formación de unenlace covalente. Para que la superposición sea efectiva, los orbitales deben tener un tamañocomparable y aproximarse con una orientación adecuada.
  5. 5.  Enlace σ: se forma por solapamiento frontal de losorbitales que contienen los electrones que se van acompartir, se puede dar con s + s, s + p y px + px. (Sonlos enlaces sencillos). Enlace П: se forma por solapamiento lateral de losorbitales que contienen los electrones que se van acompartir, se puede dar con py + py y pz + pz. En estetipo de enlace hay 2 zonas de solapamiento, una acada lado del plano que contiene los núcleos de losátomos. Un enlace doble está formado por un σ y un П. Y Un enlace triple está formado por un σ y dos П. Los enlaces σ son más fuertes que los enlaces П,debido a que son más fuertes los solapamientosfrontales que los laterales.
  6. 6. APLICACIONES DE LA TEORÍA DEL ENLACE DEVALENCIA Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia esla condición de máximo traslape que conduce a la formaciónde los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa paraexplicar la formación de enlaces covalentes en muchasmoléculas. Por ejemplo en el caso de la molécula F2, el enlace F-F estáformado por el traslape de orbitales p de dos átomos de flúordiferentes, cada uno conteniendo un electrón desapareado.Dado que la naturaleza de los orbitales es diferente en lasmoléculas de H2 y F2, la fuerza de enlace y la longitud deenlace diferirán en ambas moléculas. En una molécula de HF, el enlace covalente está formado porel traslape del orbital 1s del H y 2p del F, cada unoconteniendo un electrón desapareado. La compartición mutuade los eletrones entre H y F resulta en la formación de unenlace covalente entre ambos.
  7. 7. Representación de los electrones queparticipan en los enlaces químicos.En la cual el científico ingles NewtonLewis sugirió una forma sencilla derepresentarla llamada electrón –puntoLewis.
  8. 8.  Ejemplos:Elemento Capa de Valencia Electrones deValencia Mg 3s2 2 Cl 3s2 3p5 7 Al 3s2 3p1 3 O 2s2 2p4 6
  9. 9. REGLA DEL OCTETOEs aquella en que los átomos tienden aganar, perder, o compartir electrones hastaestar rodeados por 8 electrones de valencia, de modo que un octeto consiste ensubcapas S y P de tal modo que, que unocteto de electrones puede visualizarsecomo 4 electrones de valencia alrededordel átomo.
  10. 10. REGLA DEL OCTETO 2° PARTELa regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que latendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completarsus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal formaque adquiere una configuración muy estable. Esta configuración essemejante a la de un gas noble,1 los elementos ubicados al extremo derechode la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamenteestables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decirque es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla esaplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estosenlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas.Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número deenlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximadaque presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir elcomportamiento de muchas sustancias.
  11. 11. LIMITACIONES Existen excepciones a esta regla. Los átomos que cumplen la regla del octeto enalgunos compuestos son: carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. En algunos casosestos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el carbono y el nitrógeno. Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ochoelectrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En lamolécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor. La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto"es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribiralgunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos estánunidos entre sí. Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmula delácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3, en realidad el hidrógenoestá unido a un oxígeno, no al nitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3. También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes ymoléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder, ganaro compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno logra laestabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. los átomos de los gases noblesse caracteriza por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamentellenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica desu última capa que queda llena con ocho electrones.

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