Presentación sobre enlaces químicos

1. Enlaces
químicos

2. ¿Qué son los enlaces?
1. Los seres vivos se componen de
átomos, pero en la mayoría de los
casos, esos átomos no están
flotando por ahí individualmente.
Por el contrario, generalmente
están interactuando con otros
átomos (o grupos de átomos).
2. Como ejemplo, los átomos podrían
estar conectados por enlaces
fuertes y organizados en
moléculas o cristales; o podrían
formar enlaces temporales y
débiles con otros átomos con los
que chocan o rozan.

3. ¿Por qué se forman los enlaces?
1. La respuesta más simple es que los
átomos están tratando de alcanzar el
estado más estable (de menor energía)
posible.
2. Muchos átomos se vuelven estables
cuando su orbital de valencia está lleno
de electrones o cuando satisfacen la
regla del octeto (al tener ocho
electrones de valencia). Si los átomos
no tienen este arreglo, "desearán"
lograrlo al ganar, perder o compartir
electrones mediante los enlaces.

4. La formación de los iones
1. Algunos átomos se vuelven más
estables al ganar o perder un electrón
completo (o varios electrones). Cuando
lo hacen, los átomos forman iones, o
partículas cargadas.
2. El ganar o perder electrones le puede
dar a un átomo una capa electrónica
externa llena y hacer que sea
energéticamente más estable.
3. Los iones pueden ser de dos tipos:
Los cationes son iones positivos que
se forman al perder electrones.
4. Los iones negativos se forman al ganar
electrones y se llaman aniones.

5. 1. Cuando un átomo pierde un electrón y
otro átomo gana un electrón, el proceso
se conoce como transferencia de
electrones.
2. Los átomos de sodio y de cloro son un
buen ejemplo de transferencia de
electrones.
3. El sodio (Na) solo tiene un electrón en
su capa electrónica externa, por lo que
es más fácil (más electrónicamente
estable) que el sodio done ese electrón
a que encuentre siete electrones más
para llenar su capa externa.
4. Debido a esto, el sodio tiende a perder
su único electrón y formar Na+

6. 1. Cuando se combinan el sodio y
el cloro, el sodio donará su
electrón para vaciar su capa
más externa, y el cloro aceptará
ese electrón para llenar la suya.
2. Ahora ambos iones satisfacen la
regla del octeto y tienen capas
externas completas.
3. Dado que el número de
electrones ya no es igual al
número de protones, cada
átomo se ha convertido en un
ion y tiene una carga +1 (Na+) o
–1 (Cl−)

7. El enlace iónico
1. Los enlaces iónicos son enlaces
que se forman entre iones con
cargas opuestas.
2. Por ejemplo, los iones sodio
cargados positivamente y los iones
cloruro cargados negativamente se
atraen entre sí para formar cloruro
de sodio.
3. La sal, al igual que muchos
compuestos iónicos, no se
compone solo de un ion sodio y un
ion de cloruro; por el contrario,
contiene muchos iones
acomodados en un patrón
tridimensional predecible y repetido
(un cristal).

8. El enlace covalente
1. Otra manera como los átomos se
vuelven más estables es al
compartir electrones (en lugar de
ganarlos o perderlos por completo),
formando así enlaces covalentes.
2. Estos enlaces son más comunes
que los enlaces iónicos en las
moléculas de los organismos vivos.
3. Se pueden compartir uno, dos o
tres pares de electrones, lo que
resulta en enlaces simples, dobles
o triples, respectivamente. Entre
más electrones compartan dos
átomos, más fuerte será el enlace.

9. 1. Como ejemplo de enlace
covalente, tenemos el agua.
Una sola molécula de agua,
H2O, está compuesta de
dos átomos de hidrógeno
unidos a un átomo de
oxígeno.
2. Cada hidrógeno comparte
un electrón con el oxígeno y
el oxígeno comparte uno de
sus electrones con cada
hidrógeno.

10. Enlace covalente polar
1. En un enlace covalente polar, los
electrones se comparten de forma
no equitativa entre los átomos y
pasan más tiempo cerca de un
átomo que del otro.
2. Debido a la distribución desigual de
electrones entre los átomos de
diferentes elementos, aparecen
cargas ligeramente positivas (δ+) y
ligeramente negativas (δ–) en
distintas partes de la molécula.
3. En una molécula de agua, el enlace
que une al oxígeno con cada
hidrógeno es un enlace polar.

11. Enlace covalente no polar
1. Los enlaces covalentes no
polares se forman entre dos
átomos del mismo elemento o
entre átomos de diferentes
elementos que comparten
electrones de manera más o
menos equitativa. Por ejemplo, el
oxígeno molecular (O2) no es
polar porque los electrones se
comparten equitativamente entre
los dos átomos de oxígeno.
2. Otro ejemplo de enlace covalente
no polar puede encontrarse en el
metano (CH4).

12. ¿Qué otro tipo
de enlaces
tenemos?
Puentes de hidrógeno
Fuerzas de Van der Waals Enlaces disulfuro
Enlaces peptídicos
Fuerzas de London
Fuerzas hidrofóbicas

13. Orbitales
atómicos

14. generalidades
1. La materia se compone fundamentalmente de
átomos que no son indivisos ya que lo
conforman protones, neutrones y electrones.
Inclusive los protones y neutrones, que unidos
constituyen el núcleo del átomo, se construyen
a su vez de partículas elementales llamadas
quarks.
2. Alrededor del núcleo hay un enjambre de
electrones que se mueven a altas velocidades,
sobre todo si se trata de átomos de un
elemento de tamaño medio o de un elemento
pesado.
3. Debido a su carga negativa, los electrones se
repelen y no llegan a chocar entre ellos,
aunque pueden interaccionar si existen las
condiciones adecuadas.

15. La teoría de schrÖdinger
1. Según el Modelo Atómico de Schrödinger los electrones son ondas de materia que se distribuyen en
el espacio según la función de ondas (Ψ):
2.
3. (δ2Ψ/δx2) + (δ2Ψ/δy2) + (δ2Ψ/δz2) + (8π2m/h2)(E-V)Ψ = 0
4. De esta manera, los electrones se distribuyen por el espacio en orbitales que son las regiones con
una alta probabilidad de encontrarlos.
5. Dicha probabilidad viene dada por el cuadrado de la función de ondas (Ψ2) que indica la densidad
de probabilidad relativa del electrón. Esta función es independiente del tiempo, solamente de los
números cuánticos

16. La teoría de schrÖdinger
1. n → número cuántico principal. Indica los niveles de energía o capas. A mayor n, mayor tamaño del
orbital. n toma los valores n =1,2,3,4...
2. l → número cuántico del momento angular. Define la forma del orbital. Toma valores desde 0 hasta
n-1. Según su valor tenemos las siguientes formas de orbitales:
3. l=0: orbital s, l=1: orbital p, l=2: orbital d, l=3: orbital f, ...
4. m → número cuántico magnético. Define la orientación espacial del orbital. Valores desde -l hasta +l
5. s → número cuántico de espín (giro). Toma los valores -1/2 y +1/2.

17. La teoría de schrÖdinger
Estructura Orbital de la Corteza Electrónica
Capa o nivel 1 (n=1) →
1s (l=0)
Capa o nivel 2 (n=2) → 2s (l=0), 2p (l=1)
Capa o nivel 3 (n=3) → 3s (l=0), 3p (l=1), 3d (l=2)
Capa o nivel 4 (n=4) → 4s (l=0), 4p (l=1), 4d (l=2), 4f (l=3)
... ...

18. ¿Qué es un orbital atómico?
1. Los electrones en el átomo giran sobre su
propio eje en dos únicas direcciones, hacia la
derecha o hacia la izquierda de su eje de
rotación debido a que de manera natural todos
los electrones mantienen sus ejes de rotación
paralelos imposibilitando cualquier otra
dirección de rotación.
2. La rotación del electrón genera un pequeño
campo magnético que puede ser positivo o
negativo dependiendo de la dirección en que
gira. De tal manera que, si colocamos varios
átomos de un algún elemento entre los polos
de un imán potente, varios átomos se
desviarán hacia uno de los polos del imán y
otro grupo de átomos se desviarán hacia el
polo contrario. El sentido de tal desviación
depende de la carga magnética que impera en
la nube de electrones que cubren el núcleo de
cada átomo.

19. 1. Con el aumento de nucleones (protones y
neutrones) en los átomos, el aumento de
tamaño del núcleo es mayor en proporción
al aumento de tamaño del mismo átomo en
cuestión.
2. A los electrones les acomoda mejor estar
cerca del núcleo, aunque vaya en
detrimento de la energía que poseen ya
que les gusta más permanecer escondidos
o protegidos en las capas internas del
átomo.
3. En las capas alejadas, los electrones
mantienen la mayor energía y por lo tanto
una mayor velocidad y eso los vuelve más
inquietos, más dispuestos a entrar en
acción.

20. 1. La velocidad de un electrón girando
alrededor del núcleo atómico es cercana a
la velocidad de la luz.
2. Si las capas electrónicas están más
cercanas al núcleo, la velocidad es un poco
menor debido a la atracción fuerte del
núcleo lo que se nota más en los átomos
pesados, aquellos que tienen un gran
número de nucleones.
3. Cuando un electrón salta de una capa
electrónica a otra mayor por la captación de
un cuanto de energía proporcionada por un
fotón, su velocidad aumenta lo mismo que
su energía y puede salir disparado fuera del
átomo si la nueva posición se encuentra en
la última o vecina a la última capa
electrónica, y el fotón que actuó como
proyectil es rechazado con energía menor y
frecuencia diferente.

21. 1. La subcapa s, que es la inicial de cada
capa electrónica, encapsula dos
electrones y presenta un orbital. La
forma de este orbital es esférica y de
cierto tamaño siendo el espacio
probable alrededor del núcleo atómico.
2. Los tres orbitales de la subcapa p, son
pares de lóbulos dispuestos en forma
de mancuernilla de gimnasio y
direccionados sobre los ejes
imaginarios x, y y z.

23. 1. Respecto a los orbitales d, hay cinco
diferentes. Los primeros tres son
clasificados de la siguiente manera:
3dxy, 3dxz y 3dyz, y están
representados por cuatro lóbulos o dos
mancuernillas colocadas
perpendicularmente entre los ejes
imaginarios x-y, x-z y y-z,
respectivamente.
2. Un cuarto orbital, 3dx2-y2, también
está formado por un par de
mancuernillas situadas, una a lo largo
del eje x y la otra perpendicular a lo
largo del eje y.

24. 1. Los orbitales 4f presentan cuatro
patrones nodales que se despliegan en
siete maneras diferentes.
2. Los primeros dos orbitales que
corresponden al primer patrón están
conformados por seis lóbulos situados
en el plano x-y y su diferencia radica en
que están girados en 30º para que una
mancuernilla que estaba posicionado a
lo largo del eje x o del eje y se mueva y
se posicione entre esos mismos ejes.
3. El segundo patrón nodal se conforma
por dos orbitales con ocho lóbulos,
posicionados estos entre los tres ejes
imaginarios, cuatro lóbulos dirigidos
hacia arriba y los otros cuatro dirigidos
hacia abajo.

25. 1. El tercer patrón tiene también dos
orbitales diferentes que son muy
similares al orbital 3dz2 solo que estos
están partidos a la mitad y las mitades
resultantes se encuentran un poco
separadas, uno de ellos está partido a
lo largo del eje y, el otro orbital se
encuentra partido a lo largo del eje x.
2. El último patrón ofrece o ilustra un
orbital similar al 3dz2 en el cual en vez
de una sola dona en el plano x-y tiene
dos donas o roscas, encima o debajo
del plano señalado y este orbital
pudiera ser definido como 4fz2

26. 1. Cada orbital puede albergar un máximo
de dos electrones girando en dirección
opuesta de acuerdo con el Principio de
Exclusión de Pauli.

27. 1. En todo momento cada electrón estará
de manera solitaria en un lóbulo o
dentro del espacio de una dona, ya
sean dos, cuatro u ocho lóbulos
formando ese orbital, a pesar de la
atracción débil de sus campos
magnéticos de signo contrario, ya que
es más fuerte la repulsión natural entre
electrones

28. 1. Por otro lado, puede estar presente un
solo electrón en un orbital, y en este
caso hay un espacio disponible que
puede albergar un electrón solitario del
orbital de otro átomo para formar un
enlace molecular.
2. Los electrones no cruzan de un lóbulo
a otro pasando por el nodo, que es el
núcleo del átomo.
3. La forma de los orbitales solo son
regiones de alta probabilidad donde
pueden localizarse los electrones
alrededor del núcleo. De aquí que
existe la misma probabilidad y de
manera excluyente que un electrón se
encuentre en cualquier lóbulo de un
orbital

29. 1. La fusión de dos orbitales atómicos en
un orbital molecular forma un enlace
covalente.
2. La interacción de un orbital s con un
orbital p puede dar el mismo tipo de
orbital molecular sigma (σ).
3. Como ejemplo se representa la
formación del orbital molecular del
hidrógeno, dos orbitales separados s y
su traslape a un orbital σ

30. 1. En este caso presentado, el
acercamiento de los orbitales atómicos,
la unión (o solapamiento) es frontal
debido a que los orbitales atómicos se
alinean sobre el eje imaginario x y se
traslapan fácilmente, de tal manera que
los dos electrones que se combinan si
pueden convivir en el nuevo espacio
formado por el enlace molecular ya que
cada electrón sigue sujeto al núcleo del
átomo al cual pertenecen.

31. 1. El traslape de dos orbitales p
también forman un orbital σ con
la condición de que los orbitales
también estén alineados en la
misma dirección, es decir que
sean orbitales atómicos px.

32. 1. Cuando se unen dos orbitales p
de átomos diferentes por
solapamiento lateral se forma un
orbital molecular o enlace π (pi).
2. Y solo se pueden traslapar
orbitales p cuando ambos son
del tipo py o los dos son
orbitales pz.