la presentacion de los enlaces quimicos

longitud y enlaces de energia

 

longitud y enlaces de energía

 

En geometría molecular, la longitud de enlace o distancia de enlace es la distancia media en el tiempo entre los núcleos de dos átomos unidos mediante un enlace químico en una molécula

La longitud de enlace se relaciona inversamente con el orden de enlace, y crece con los radios de los átomos que se enlazan. Cuanto mayor es el orden de enlace entre dos átomos determinados, menores serán las longitudes de enlaces que ellos forman.

 

regla del octeto

 

regla del octeto

 

 

La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,^[1] los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras:

• Enlace iónico
• Enlace covalente
• Enlace metálico
• Enlaces intermoleculares
• Enlace coordinado

 

enlace ionico

 

enlace iónico

 

 

En Química, un enlace iónico o electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple.

 

enlaces covalentes y sus funciones

enlaces covalentes

 

Enlace Covalente y Sus Tipos

Cuando el encuentro entre los átomos se da en términos que comparten uno o más pares de electrones para alcanzar la configuración de gas noble, estos electrones son atraídos por ambos núcleos, de manera que pertenecen por igual a los dos átomos que se enlazan; en este caso se dice que se ha formado un enlace covalente. Este sólo se establece entre átomos no metálicos de igual o diferente electronegatividad. Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos son de naturaleza electrostática, pero a diferencia del enlace iónico, no se forman redes cristalinas sino moléculas en las que los átomos comparten sus electrones.

TIPOS DE ENLACES COVALENTES
Existen distintos tipos de enlaces covalentes;

Enlace covalente común: el par electrónico compartido está formado por un electrón proveniente de cada uno de los átomos que intervienen. Esta unión puede establecerse entre átomos iguales, en el enlace covalente apolar; o entre átomos diferentes, en el enlace covalente polar.

Enlace covalente apolar: Este enlace se da en las moléculas formadas por átomos iguales. Como los átomos enlazados tienen la misma electronegatividad, los electrones compartidos son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad y se distribuyen de manera simétrica entre los núcleos de los átomos, sin generar polos o cargas parciales.

Enlace covalente polar: Este se da en las moléculas formadas por átomos diferentes. Como los átomos enlazados tienen distintas electronegatividad, uno de los átomos atraerá con mayor intensidad los electrones compartidos al compararlo con el otro, de menor electronegatividad. Esto origina cargas parciales, en los extremos del enlace. Por ejemplo, en la molécula del agua, el oxigeno es más electronegativo que el hidrogeno, lo que determina que el átomo de oxigeno adquiera una carga parcial negativa y cada átomo de hidrogeno una carga parcial positiva. Así se origina un dipolo en el que dos cargas de distinto signo están separadas por una pequeña distancia.

 

solidos metalicos

 

solidos metálicos

 

Sus unidades estructurales son electrones y cationes, que pueden tener cargas de +1, +2 o +3. Los cristales metálicos están formados por un conjunto ordenado de iones positivos, por ejemplo, Na⁺, Mg²⁺, Cu²⁺. Estos iones están anclados en su posición, como boyas en un "mar" móvil de electrones. Estos electrones no están sujetos a ningún ion positivo concreto, sino que pueden deambular a través del cristal. Esta estructura explica muchas de las propiedades características de los metales:
1. Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. La plata es el mejor conductor eléctrico pero es demasiado caro para uso normal. El cobre, con una conductividad cercana a la de la plata, es el metal utilizado habitualmente para cables eléctricos.
2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.
3. Ductilidad y maleabilidad. La mayoría de los metales son dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas). En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse.

4. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.

fuerzas intermoleculares

fuerzas intermoleculares

 

Las fuerzas intermoleculares son el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas. Aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son:

• El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
• Las fuerzas de Van der Waals, que podemos clasificar a su vez en:
  • Dipolo - Dipolo.
  • Dipolo - Dipolo inducido.
  • Fuerzas de dispersión de London.

 

funciones del hidrogeno

funciones de hidrogeno

 

El hidrógeno es un elemento químico representado por el símbolo H^[1] y con un número atómico de 1. En condiciones normales de presión y temperatura, es un gas diatómico (H₂) incoloro, inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable. Con una masa atómica de 1,00794(7) u, el hidrógeno es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más abundante, constituyendo aproximadamente el 73,9% de la materia visible del universo.^[2]

 

fuerzas de dispersión London

 

Las fuerzas de dispersión de London son un tipo de fuerza intermolecular, denominadas asi por el físico alemán Fritz London, quien las investigó. Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad. Dipolo-dipolo: consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula apolar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. Sólo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales. Así como las moléculas polares presentan algún tipo de fuerzas intermoleculares como las ya mencionadas, tambien las sustancia conformadas por moléculas no polares y los átomos que constituyen los gases nobles experimentan atracciones muy débiles llamadas fuerzas de london.

 

 

 

fuerza de atracción dipolo-dipolo

 

 

La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

Las fuerzas electrostáticas entre dos iones disminuyen de acuerdo con un factor 1/d² a medida que aumenta su separación d. En cambio, las fuerzas dipolo dipolo varían según 1/d³ (d elevado a la tercera potencia) y sólo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales. Las energías promedio de las interacciones dipolo dipolo son aproximadamente 4 kJ por mol, en contraste con los valores promedio para energías características de tipo iónico y de enlace covalente (~400 kJ por mol). 

 

moleculas tetraedricas

moléculas tetraédricas

 

La geometría molecular tetraédrica es un tipo de geometría molecular en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH₄), el ion amonio (NH₄⁺), o los aniones sulfato (SO₄^2-) y fosfato (PO₄^3-).

 

Geometría tetraédrica invertida

Las restricciones geométricas en una molécula puede causar una grave distorsión de la geometría tetraédrica ideal. En los compuestos con "carbono invertido", por ejemplo, el carbono es piramidal.^[3]

Los ejemplos más simples de moléculas orgánicas mostrando carbono invertido son los propelanos más pequeños, por ejemplo, el propelano, o en general, o más en general los paddlanos,^[4] y piramidanos^{[5] [6]} Estas moléculas poseen típicamente tensión estructural, lo que da como resultado una mayor reactividad.

 

 

moleculas piramidales

moléculas piramidales

 

la geometría molecular piramidal cuadrada describe la forma o geometría molecular de ciertos compuestos de fórmula química ML₅, donde M es un átomo central y L es un ligando. Si los átomos del ligando estuviesen conectados, la forma resultante sería la de una pirámide de base cuadrada.

 

 

 

moleculas angulares

moléculas angulares

 

 

Las moléculas que presentan un par solitario sobre el átomo central y dos pares enlazantes tienen una geometría angular describe la disposición de los electrones en el espacio en torno a aquellas moléculas de tipo AX₂E₁ o AX₂E₂, según la VSEPR, es decir, aquellas moléculas con dos pares de electrones enlazantes y uno o dos pares no enlazantes. Debido a la existencia de numerosas moléculas con una de estas dos estructuras electrónicas, este tipo de geometría es predominante.

. Un ejemplo de esta geometría lo encontramos en el dióxido de azufre, SO₂