Enlace Químico y la Objetividad

Valor del mes de marzo

• El valor del mes de marzo es la objetividad
• La objetividad ayuda a garantizar la precisión
• La objetividad promueve la equidad
• La objetividad facilita la transparencia

Objetivos de los enlaces químicos

• Identificar y describir los diferentes tipos de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos
• Analizar cómo los enlaces químicos afectan las propiedades de las sustancias
• Comprender por qué se dan los enlaces químicos
• Relacionar las propiedades de una sustancia con el tipo de enlace que posee
• Saber por qué se dan los enlaces intermoleculares

Utilidad de los enlaces químicos

• El monóxido de carbono se une firmemente al oxígeno en la hemoglobina, lo cual es peligroso si ingresa solo, ya que puede ser mortal
• La forma de los medicamentos, determinada por su tipo de enlace, influye en su acción
• La molécula de ADN transporta el mensaje genético en sus enlaces

Enlace Químico

• Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos
• Los electrones de valencia son los responsables de formar los enlaces

Enlace Iónico

• El enlace iónico se produce a través de la transferencia total de uno o más electrones de un átomo a otro
• Se originan interacciones electrostáticas entre iones de cargas opuestas (cationes y aniones)
• Catión: Cede electrones (ion electropositivo)
• Anión: Acepta electrones (ion electronegativo)
• Cargas opuestas se atraen, cargas iguales se repelen
• La electrovalencia es la capacidad de los átomos para ceder o aceptar electrones

Formación de Enlace Iónico

• Se forma fácilmente cuando elementos con baja electronegatividad y baja energía de ionización (metales) reaccionan con elementos de alta electronegatividad y afinidad electrónica (no metales)
• Ejemplo de enlace ionico: NaCl (cloruro de sodio)

Enlace Covalente

• Es un tipo de enlace químico en el que pares de electrones se comparten entre dos átomos o iones
• Se forma entre dos átomos no metálicos con valores de electronegatividad idénticos o relativamente cercanos
• Los pares de electrones que forman el enlace covalente se llaman pares de enlace, también conocidos como pares compartidos
• El intercambio de pares de enlaces permite que cada átomo alcance una capa externa de electrones estable, similar a la de los gases nobles.

Características de los enlaces covalentes

• Los átomos que se unen al enlace deben ganar electrones
• Existe una pequeña diferencia de electronegatividad entre los átomos
• Están formados por no metales y no metales
• Tienen la capacidad de formar moléculas
• Los enlaces covalentes son blandos en estado sólido y son solubles en agua

Tipos de enlaces covalentes

• Covalente Polar: Se origina cuando en la molécula se originan dos polos, uno positivo y uno negativo, debido a la falta de uniformidad de su electronegatividad
• Ejemplos de enlaces covalentes polares: Ácido clorhídrico (HCl), agua (H2O) y amoniaco (NH3)
• Covalente No Polar: Se origina cuando se comparten electrones entre dos átomos iguales
• Ejemplos de enlaces no polares: Hidrógeno gaseoso (H2), oxígeno gaseoso (O2), nitrógeno gaseoso (N2), cloro gaseoso (Cl2) y flúor gaseoso (F2)

Tipos de enlaces covalentes

• Enlace Simple: Los dos átomos comparten un par de electrones como en las moléculas de H2, Cl2 y H2O
• Enlace Doble: Los átomos enlazados comparten dos pares de electrones como en las moleculas de O2 y CO2
• Enlace Triple: Los átomos enlazados comparten tres pares de electrones, como en las moléculas de N2 y C2H2 (etino)

Características de compuestos iónicos y covalentes

• Punto de fusión: Los compuestos iónicos son sólidos con altos puntos de fusión (típicamente > 400 °C), mientras que los compuestos covalentes son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión (típicamente a 300 °C)
• Solubilidad: Los compuestos iónicos son solubles en solventes polares (agua) e insolubles en solventes no polares (hexano, C6H14, y tetracloruro de carbono, CCl4); en contraste, los compuestos covalentes son insolubles en solventes polares y solubles en solventes no polares como hexano (C6H14) y tetracloruro de carbono (CCl4)
• Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos son buenos conductores de electricidad, mientras que los compuestos covalentes son malos conductores
• Electronegatividad: Los compuestos iónicos suelen formarse entre dos elementos de electronegatividad muy distante Los compuestos covalentes suelen formarse entre elementos con electronegatividad cercana

Enlace metálico

• Se produce únicamente entre átomos del mismo elemento metálico
• Los metales logran estructuras moleculares compactas, sólidas y resistentes
• Los núcleos de sus átomos se juntan a tal extremo, que comparten sus electrones de valencia

Ejemplos de Elementos que usan Enlace Metálico

• plata (Ag)
• aluminio (AI)
• oro (Au)
• galio (Ga)
• cadmio (Cd)
• titanio (TI)
• hierro (Fe)
• paladio (Pd)
• níquel (Ni)
• plomo (Pb)
• zinc (Zn)
• iridio (Ir)
• cobre (Cu)
• cobalto (Co)
• platino (Pt)
• Siempre que no se encuentre mezclado con otros metales y elementos, se mantendrá unida mediante enlaces metálicos.

Características de los enlaces metálicos

• Se da entre átomos metálicos
• Los electrones están libres, pero estabilizan la estructura al tener carga opuesta a los cationes
• Suelen ser sólidos a temperatura ambiente
• Tienen puntos de fusión y ebullición variados
• Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas
• Presentan brillo metálico
• Muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones
• Dúctiles y maleables (no frágiles)

Regla del Octeto

• Los átomos son más estables cuando tienen ocho electrones en la capa de valencia, ya sea pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente
• Las moléculas alcanzan una estabilidad similar a la de los gases nobles al cumplir con la regla del octeto

Regla del octeto y electronegatividad

• Los elementos de alta electronegatividad (halógenos) tienden a “ganar” electrones hasta alcanzar el octeto
• Los elementos de baja electronegatividad (alcalinos o alcalinotérreos) tienden a “perder” electrones para alcanzar el octeto

Estructura de Lewis

• Gilbert Newton Lewis ideó la estructura de Lewis en 1916, para explicar cómo los átomos forman enlaces químicos a través de los electrones de valencia
• Representa los electrones de la capa exterior de un átomo colocando el símbolo del elemento y marcando con puntos o asteriscos los electrones externos
• Una molécula de CO2 es estable si cada átomo cuenta con 8 electrones en total en su último nivel de energía, completando así su octeto
• El carbono comparte dos electrones con cada átomo de oxígeno, aumentando así los electrones en el nivel de energía de cada oxígeno de 6 a 8
• Cada átomo de oxígeno comparte dos electrones con el carbono, aumentando así los electrones en el último nivel de energía del carbono desde 4 hasta 8
• Lewis reconoció que los gases nobles (excepto el helio) son muy estables y no forman compuestos ya que tienen 8 electrones en su capa externa
• Lewis estableció, que los átomos reaccionan entre sí para formar las moléculas y estar rodeados con ocho electrones, gracias a la regla del octeto