El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos entre átomos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica que los átomos se unen para alcanzar una configuración electrónica más estable, compartiendo o transfiriendo electrones. También describe las fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno y fuerzas de dispersión, así como la teoría de orbitales moleculares para explicar cómo se forman los enlaces a nivel atómico y molecular.

1. Bases químicas Enlaces interatómicos. Orbitales moleculares. “ Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.” Gilbert Lewis. QFB Roger Iván López Díaz

2. Enlace químico Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos entre sí para formar moléculas o iones. Son de tipo eléctrico. Al formarse un enlace se desprende energía. La distancia a la que se colocan los átomos es a la que se desprende mayor energía, produciéndose la máxima estabilidad. Los átomos se unen porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados.

3. Estabilidad en un átomo. Los átomos buscan su máxima estabilidad, adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s 2 o n s 2 p 6 ). El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia). Para conseguir la configuración electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

4. Enlaces interatómicos Los enlaces químicos que se forman cuando los átomos se combinan, son un resultado de los cambios en la distribución electrónica. Existen tres tipos fundamentales de enlace: El enlace iónico. El enlace covalente. El enlace metálico. Definición IUPAC: Hay un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que se establecen entre ellos permiten la formación de un agregado con la suficiente estabilidad para que pueda ser considerado una especie independiente.

6. Enlace iónico Resulta cuando los electrones se transfieren de un tipo de átomo a otro. Los átomos de uno de los elementos de la reacción pierden electrones y se transforman en iones con carga positiva. Los átomos del otro elemento ganan electrones y se convierten en iones cargados negativamente. La atracción electrostática (mas-menos) entre los iones con cargas opuestas los mantiene en un cristal.

8. Enlace covalente Los electrones de valencia se comparten pero no se transfieren. Un enlace covalente sencillo consiste en un par de electrones compartidos por los dos átomos. Se origina entre elementos no metálicos con electronegatividades semejantes. Existen distintos tipos de enlaces covalentes:

9. Enlace covalente apolar Este enlace se origina entre 2 no metales de un mismo elemento y los electrones compartidos se encuentran en forma simétrica a ambos átomos, y se cumple que ∆E.N = 0. Ejemplo: H 2 , Cl 2 , Br 2 , F 2 ,O 2 , N 2

10. Enlace covalente polar Se origina entre no metales de distintos elementos, se caracteriza por existir una compartición aparente de cargas debido a una diferencia de electronegatividad (0 ‹ ∆E.N ‹ 1,7) Ejemplos: H 2 O, NH 3 , HCl, CH 4 , HF

11. Enlace múltiple Se produce cuando se comparten más de un par electrónico para obtener la configuración del gas noble. Si se comparte 2 pares de electrones se denomina enlace doble , y si se comparten 3 pares de electrones se llama enlace triple . Ejemplo: O 2 , N 2

12. Enlace covalente coordinado o dativo Es un enlace en el cual uno de los átomos brinda el par de electrones para completar el octeto. Ejemplo: NH 4 + , SO 2 , SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3

13. Enlace metálico Es un enlace propio de los elementos metálicos que les permite actuar como molécula monoatómica. Los electrones cedidos se encuentran trasladándose continuamente de un átomo a otro formando una densa nube electrónica. A la movilidad de los electrones se le debe la elevada conductividad eléctrica de los metales.

14. Perros y huesos…

15. Fuerzas intermoleculares.

16. Puentes de hidrógeno Es un enlace intermolecular (entre moléculas) que se origina entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta electronegatividad con pequeño volumen atómico como el flúor, oxígeno o nitrógeno.

17. Fuerzas de dispersión o de London Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas apolares. Debido a estas fuerzas débiles los gases se pueden licuar, es decir pasar al estado líquido. Ejemplos: O 2 y CH 4

18. Atracción dipolo-dipolo Las fuerzas de atracción dipolar operan entre 2 o más moléculas polares neutras. Así, la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ + ) de una molécula y el extremo negativo (polo δ - ) de otra. CH 3 Cl

19. Atracción ión-dipolo Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las 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 cargas opuestas.

20. Comparación de las fuerzas intermoleculares

21. Teoría de orbitales moleculares La combinación de orbitales atómicos de átomos distintos forma orbitales moleculares (OM). Los orbitales moleculares se construyen mediante una combinación lineal de los orbitales atómicos (Método LCAO). Ej.: Hidrógeno La combinación de dos orbitales atómicos 1s da lugar a un orbital molecular enlazante σ y a un orbital antienlazante σ *. Los dos electrones de la molécula ocupan el orbital molecular enlazante

22. Orbital de enlace.

23. Orbital de antienlace.

24. Los orbitales moleculares tipo σ también se pueden formar por solapamiento frontal de orbitales p o de orbitales híbridos .

25. Los orbitales moleculares tipo π se producen por solapamiento lateral de orbitales p

26. Orbitales P

27. Método del orbital molecular Los electrones de los orbitales atómicos se distribuyen en los orbitales moleculares empezando por el de más baja energía.

28. Método del orbital molecular El orden de enlace (OE) es igual al número de electrones enlazantes menos el número de electrones antienlazantes dividido entre dos.

29. Método del orbital molecular

30. Método del orbital molecular

31. FIN