2. INIDICE
TEORIAS DE ENLACES
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA …………………………………………….
TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR……………………………………………..
FUERZAS ENTRE ATOMOS
FUERZAS ION-DIPOLO……………………………………………………………..
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO………………………………………………………..
FUERZAS DE VANDER WORDS………………………………………………….
TIPOS DE ENLACE
ENLACE IONICO……………………………………………………………………..
ENLACE COVALENTE POLAR…………………………………………………….
ENLACECOVALENTE APOLAR…………………………………………………..
ENLACE COVALENTE COORDINADO…………………………………………..
REPRESENTACIONES GRAFICAS DE LEWIS
OXIDOS………………………………………………………………………………..
ACIDOS HIDRACIDOS……………………………………………………………….
ACIDOS OXACIDOS………………………………………………………………….
HIDROXIDOS…………………………………………………………………………..
3. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
La teoría del enlace de valencia intenta explicar cómo dos átomos se enlazan
entre sí, buscando así presentar una interpretación satisfactoria para los enlaces
covalentes.
En esta teoría lo que está incluido es la combinación de dos orbitales atómicos de
dos átomos distintos.
La idea de Lewis de relacionar la formación de enlaces covalentes con el
apareamiento de electrones, fue correcta, más no fue lo suficientemente clara. Por
ejemplo para Lewis es lo mismo el enlace de H2 que el enlace F2. Aunque en
ambos casos se trata de aparear electrones, las energías de formación y
longitudes de enlace son muy diferentes (H2:436.5 kJ/mol – 74pm y
F2:150.6kJ/mol – 142pm). Este hecho y muchos otros no se pueden explicar con
la teoría de Lewis. Para esto es necesario recurrir a la mecánica cuántica. A la
fecha, dos teorías mecánico-quánticas se usan para describir el enlace covalente
y la estructura electrónica de las moléculas. La teoría del enlace de valencia (EV)
supone que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los
atómicos individuales y permite pensar en átomos individuales tomando parte en
la formación del enlace. Enfocaremos nuestra atención por el momento en ésta
primera teoría. Anteriormente se estudio la configuración electrónica de átomos
aislados, ahora se verá cómo cambia esta configuración cuando éstos átomos se
acercan para formar un enlace. Inicialmente, cuando los átomos están muy
separados, no hay interacción, por lo cual se dice que la energía potencial del
sistema es cero (0). A medida que los átomos se acercan los electrones son
atraídos por los núcleos y repelidos por los electrones contrarios. Mientras los
átomos están separados, la atracción es mayor que la repulsión, así que la
energía del sistema disminuye (esto es, se hace más negativa) a medida que se
aproximan uno al otro. Esto continúa hasta que llega a un valor mínimo. En este
punto, donde el sistema tiene mínima energía, se tiene la máxima estabilidad. Esta
configuración corresponde a un traslape sustancial de los orbitales 1s y la
formación de la molécula H2. Ahora, si la distancia continua disminuyendo, la
energía potencial aumentará rápidamente y terminará por ser positiva debido a la
repulsión núcleo-núcleo y electrón-electrón.
http://quimica.laguia2000.com/enlaces-quimicos/teoria-del-enlace-de-
valenciahttp://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/Teovalencia.pdf
4. TEORIA DEL ORBITAL MOLECULAR
La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación al
estudio del enlace covalente, y la más ampliamente empleada para explicar la
estructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partida
consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la
distancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada
elemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y que
presentan características similares, como se verá más adelante. Esta analogía es
de tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posible
resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevo
hay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funciones
de onda que representen los mencionados orbitales moleculares. El caso más
sencillo es el de la interacción de dos átomos, cada uno con un solo orbital
atómico ocupado por un único electrón, es decir, el caso ya considerado desde el
punto de vista de la teoría del enlace de valencia, de la formación de la molécula
de hidrógeno. Se verá que la descripción del enlace H-H es la misma, o al menos
muy similar a la descripción de los enlaces en moléculas más complejas. Cuando
los dos orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno interaccionan se transforman en
dos orbitales moleculares, uno enlazante, que queda ocupado por los dos
electrones, que dejan de pertenecer a un solo núcleo para pasar a pertenecer a
los dos núcleos atómicos, y otro antienlazante, que quedará vacío. El orbital
molecular enlazante es de menor energía que los orbitales atómicos originales y el
antienlazante de mayor energía que éstos. Por ello al formarse el enlace y pasar
los electrones al orbital molecular enlazante se desprende una determinada
energía que es la que se ha definido en la teoría del enlace de valencia
como energía de disociación de enlace. La teoría de los orbitales moleculares
aplicada a la molécula de hidrógeno es relativamente sencilla por estar implicados
solamente dos orbitales atómicos s y únicamente dos electrones. Pero en las
moléculas poliatómicas con más de dos núcleos y varios orbitales atómicos, el
tratamiento es mucho más complicado, pues, para llegar a conocer con exactitud
la situación más estable del conjunto de los átomos de la molécula, habría que
considerar orbitales moleculares que comprendieran a más de dos núcleos o,
incluso, a la molécula entera.
http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/teoria-orbitales-moleculares
http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja8P1.html
5. FUERZAS ION-DIPOLO
Existe una fuerza ion-dipolo entre un ion y la carga parcial de un extremo de una
molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y
uno negativo, como por ejemplo el HCl es una molécula polar a causa de la
diferencia de electronegatividad de los átomos de H y de Cl.
Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras
que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la
atracción aumenta al incrementarse la carga del ion o la magnitud del momento
dipolar. Las fuerzas ion-dipolo tienen especial importancia en las disoluciones de
sustancias iónicas en líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.
La interacción ión-dipolo es una fuerza intermolecular que se da cuando los iones
de una sustancia interactúan con los dipolos de una molécula covalente polar.
En un enlace polar, el átomo con mayor electronegatividad atrae los electrones
hacia sí, generando un dipolo negativo en torno a sí mismo, mientras que se forma
un dipolo positivo en el área del átomo con menor electronegatividad.
Recordemos que la electronegatividad es la fuerza de atracción ejercida sobre los
electrones de un enlace. Ella es considerada como una propiedad periódica, o sea
que, a medida que el número atómico aumenta, asume valor creciente o
decreciente en cada período de la tabla periódica de elementos.
Los átomos ejercen una fuerza de atracción sobre los electrones de un enlace y
esa fuerza se relaciona con el radio atómico, porque cuanto menor el tamaño del
átomo, mayor será la fuerza de atracción.
La manera de saber sobre la electronegatividad de un átomo, es observando su
posición en la Tabla Periódica, la electronegatividad crece desde abajo hacia
arriba y de izquierda a derecha.
En la interacción ión-dipolo, el catión sufre atracción electrostática por el dipolo
negativo, mientras que el anión es atraído por la fuerza electrostática hacia el
dipolo positivo.
El clásico ejemplo de la interacción ión-dipolo es la solución acuosa de cloruro de
sodio (NaCl). En esta sal, el enlace es iónico. Entonces cuando se disuelve en
agua, se disocia completamente en cationes Na+ y aniones Cl-.
En la molécula de agua, el átomo de oxígeno tiene mayor electronegatividad que
el de hidrógeno, por lo tanto existe un dipolo negativo en torno al oxígeno, y un
dipolo positivo en torno al átomo de hidrógeno.
Entonces los cationes Na+ sufren atracción electrostática por el dipolo negativo
del átomo de oxígeno, y los aniones Cl-, sufren fuerza de atracción electrostática
por el dipolo positivo del hidrógeno.
http://fuerzasintermoleculares.blogspot.com/2012/04/fuerzas-ion-dipolo.html
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/interaccion-ion-dipolo
6. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas
polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. En la
sección anterior explicamos cómo se forman moléculas que contienen dipolos
permanentes cuando se enlazan simétricamente con átomos con
electronegatividad diferente. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí
cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra entre
moléculas de BrCl. En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se
atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente
energía para vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido pueda entrar
en ebullición. Si se requiere más energía para vencer las atracciones de las
moléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del líquido B, el punto de
ebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente, menores atracciones
intermoleculares dan pie a puntos de ebullición más bajos.
Puentes de hidrógeno.
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que
está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo
electronegativo como O, N ó F. Esta interacción se representa de la forma
siguiente:
A—H•••B A—H•••A
A y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B es
parte de otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.
La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una
interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de
hidrógeno sea una de gran importancia a la hora de la adopción de determinadas
estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.
Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del
estudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de
compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso
molecular. Pero, como se puede observar en la Figura 6, los compuestos de los
elementos de los Grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma. Para cada uno de los
grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto
de ebullición más alto, en contra de lo que se podría esperar en principio. Ello es
debido a que existe algún tipo de interacción entre las moléculas en estado líquido
que se opone al paso al estado de vapor. Esa interacción es el enlace de
hidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los más
electronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado, lo que induce la
mayor interacción por puente de hidrógeno.
http://www.elergonomista.com/quimica/dip.html
7. FUERZAS DE VANDER WORDS
Muchas moléculas eléctricamente neutras, esto es, sin carga neta, poseen una
distribución de cargas no homogénea. Esto se debe a que los átomos que las
forman tienen diferente electronegatividad, de tal forma que cuando se crea un
enlace covalente, los dos electrones del enlace son atraídos con distinta fuerza
por los átomos que los comparten. En resumen, el orbital molecular pierde su
simetría, y la probabilidad de encontrar los electrones se hace mayor en las
proximidades del átomo más electronegativo. Se sigue conservando la neutralidad
eléctrica global, pero sobre el átomo más electronegativo hay un predominio de
carga negativa mientras que sobre el átomo menos electronegativo hay un
predominio de carga positiva: se ha formado un dipolo. La magnitud de ese dipolo
viene definida por lo que se conoce como momento dipolar, y es el producto de la
carga fraccionalpresente sobre cada átomo por la distancia que las separa. La
unidad de momento dipolar es el debye; 1 D = 3,34 x 10-30 Culombio x m. El
orden relativo de electronegatividad de varios elementos es el siguiente (en rojo se
muestran los presentes en las biomoléculas): La separación de cargas en un
enlace covalente es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividades entre los átomos que lo forman. Esto quiere decir que un
enlace entre dos átomos de C, o entre un C y un H tiene una distribución
prácticamente homogénea de los electrones, esto es, de la carga, mientras que un
enlace C-O tiene la nube electrónica más desplazada hacia el oxígeno, al ser este
elemento más electronegativo que el carbono. Así, en un enlace sencillo C-O el
oxígeno tiene aproximadamente un 0,2 de carga negativa (y el C un 0,2 de carga
positiva), mientras que en un enlace H-O la carga sobre cada átomo es del orden
de 0,4; evidentemente, también en este caso el exceso de carga negativa
corresponde al átomo de oxígeno. Se estima que una diferencia de
electronegatividades del orden de 2 unidades supone una carga fraccional de 0,5
o, lo que es lo mismo, que el enlace tiene un 50% de carácter iónico. Puede ocurrir
que una molécula no tenga momento dipolar neto, aunque sus enlaces
individualmente considerados sí lo posean; tal es el caso del CO2, en el que cada
doble enlace C=O está polarizado, pero la molécula, al ser totalmente lineal, no lo
está: O=C=O. Por último, para moléculas con varios grupos cargados (aunque
globalmente sean eléctricamente neutras) el momento dipolar es mucho mayor,
como cabría esperar, que el de moléculas neutras sin carga.
http://bioquibi.webs.ull.es/bioquimica%20estructural/Archivoszip/enlacesnocovalentes/Fuerzas%
20de%20Van%20der%20Waals.pdf
8. ENLACE IONICO
La atracción electrostática entre átomos de diferente carga eléctrica genera un tipo
de enlace conocido como enlace iónico. Es necesario que para que pueda darse
dicho enlace uno se los átomos pueda ceder electrones y por el contrario el otro
pueda ganar electrones, es decir, se produce la unión entre átomos que pasan a
ser cationes y aniones. Este tipo de enlace generalmente se produce entre un
elemento metálico (electropositivo) y elemento no metálico (electronegativo). Un
ejemplo típico de este tipo de enlace lo es el cristal iónico cloruro de sodio ( NaCl
) sal común. En este enlace tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo
de sodio al átomo de cloro, como se observa a continuación:
Como veremos en la sección de estado sólido, el cloruro de sodio forma una red
cristalina, cuya red es cúbica (bc), en cuyos vértices de los paralelepípedos
alternan iones de Cl- y Na+., con tal estructura cada ión de cloro Cl- queda
rodeado de seis iones Na+. Dentro de la terminología utilizada para el manejo de
redes cristalinas observaremos que esta característica indicara que el índice de
coordinación es 6 (ver estado sólido) Generalmente, un elemento alcalino o del
Grupo I A ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ) y un elemento halógeno o del Grupo VII A ( F,
Cl, Br, I ) , formarán cristales iónicos. Algunos de los compuestos que mantienen
enlaces iónicos se encuentran NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, CaO, MgO, BeO, MgS,
BaS, RbSe. (Como se puede observar el enlace se da entre un metal y un no
metal) Un aspecto importante dentro de los enlaces químicos iónicos es el de las
fuerzas repulsivas eléctricas, las fuerzas que mantienen la estructura con el índice
de ordenación indicado es debido a la fuerza de Coulomb, muy intensas, lo cual
permite puntos de fusión elevados, para fundir un cristal iónico se hace necesario
deshacer la red cristalina, es decir separar los iones.
http://dieumsnh.qfb.umich.mx/fisquimica/enlace_ionico.htm
9. ENLACE COVALENTE POLAR
Es aquel enlace que surge entre los átomos de elementos diferentes, donde la
compartición del par electrónico enlazante no es equitativo (es desigual), esto es
debido a que uno de los átomos es mas electronegativo que el otro.
Ejemplo: En HCl (ácido clorhídrico)
Ejemplo: En HI (ácido yodhídrico)
Ejemplo: En H2O
Regla práctica:
10. ENLACE COVALENTE APOLAR
consiste en la compartición equitativa (o igual) de los electrones enlazantes entre
dos átomos, por lo que no surgen polos permanentes. Se presenta cuando se
unen átomos idénticos o átomos de igual electronegatividad.
Ejemplo: En el H2
Ejemplo: En el PH3
http://fullpreguntas.com/que-son-los-enlaces-covalente-polar-y-no-polar/
11. ENLACE COVALENTE COORDINADO
Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o
dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido
por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de
electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.
El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del
átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno.
Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión
amonio, N H 4 + , a partir del amoniaco,NH3, y del ion de hidrógeno, H+
.
En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón H+
para formar el ion
amonio, N H 4 + . El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidos
por el ion H+
, el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas noble
He.
http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/enlace-covalente-coordinado-
dativo.html?x=20070924klpcnafyq_79.Kes&ap=3
