CLASIFICACIÒN DE LOS ENLACES QUIMICOSA
ENLACES QUÌMICOS, SIMBOLO DE LEWIS Y LA REGLA DEL ACTETO.
ENLACES QUÌMICOS
1. El enlace químico: Covalente, iónico y metálico
Llamamos enlace químico a cualquiera de los mecanismos de ligadura o unión química entre átomos.
De esta manera, los átomos enlazados constituyen un sistema más estable (por lo tanto también menos energético) que los átomos por separado.
El enlace químico se divide en 3 grandes categorías en función de su mecanismo de unión:
1. Enlace covalente
Su mecanismo de unión se basa en la compartición de electrones.
Comparten electrones debido a que los elementos que se unen tienen una electronegatividad similar (tendencia a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente).
Así decimos que este enlace es característico de la unión entre elementos no metálicos.
Ejemplo: El enlace que une los átomos de H y Cl en la especie HCl es de tipo covalente. Puede servir de ejemplo cualquiera de las estructuras de Lewis que se exponen a continuación.
2. Enlace iónico
Su mecanismo de unión se basa en la transferencia de electrones.
Cuando los elementos tienen electronegatividades muy diferentes, no se unen mediante la compartición de electrones sino mediante la cesión de electrones desde el elemento menos electronegativo (que formará un catión) al más electronegativo (que formará un anión).
Este enlace es característico de la unión entre elementos metálicos y no metálicos.
Ejemplo: Cualquiera de la combinación de elementos del grupo 1 y 2 (excepto H y Be que forman enlaces covalentes) con no metales: NaCl, CaO, MgF2...
3. Enlace metálico
Su mecanismo de unión se basa en la compartición de electrones, de forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal (modelo de gas de electrones).
Se da, evidentemente, en los metales.
preesentacion del tema
SIMBOLO DE LEWIS
TEORÍA DE LEWIS
Símbolos de Lewis
Estructuras de Lewis
Polaridad de los enlaces. Electronegatividad
Enlace iónico y enlace covalente
Orden de enlace y energía de enlace
Cargas formales
Resonancia
Geometría de las moléculas. Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRPEV)
Polaridad de las moléculas. Momento dipolar
MÉTODO DEL ENLACE DE VALENCIA
Hibridación
Enlaces covalentes múltiples
MÉTODO DE ORBITALES MOLECULARES Fundamentos de Química (1º Grado en Física) 2011/2012 ENLACE 1 Teoría de Lewis G. N. L i ew s, I. L i angmu r y W. K l osse f l ormu aron una importante propuesta sobre el enlace químico: los átomos se combinan para adquirir configuraciones electrónicas como las de los gases nobles. A partir de este modelo se desarrolló la teoría de Lewis: Los electrones electrones de la capa de valencia valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico. En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro → enlace iónico. En otros casos se comparten pares de electrones entre los átomos → enlace covalente covalente. Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica de gas noble Fundamentos de Química (1º Grado en Física) 2011/2012 ENLACE 2 q g g → Regla del octeto. Símbolos de Lewis Los símbolos de Lewis son una representación de los átomos de acuerdo con la teoría de Lewis. Consisten en símbolos químicos que representan el núcleo y los electrones internos, junto con puntos alrededor del símbolo que representan los electrones electrones de valencia. valencia. Colocamos puntos en los lados del símbolo hasta un máximo de 4 y después después emparejamos emparejamos puntos hasta alcanzar alcanzar un octeto. octeto.
REGLA DEL ACTETO
Esta teoría fue enunciada en 1917 por el físico químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) y explica que los átomos de los distintos elementos suelen mantener siempre una configuración electrónica estable mediante la ubicación de ocho electrones en sus últimos niveles de energía.
La regla del octeto establece que los iones de los distintos elementos químicos que se encuentran en la Tabla Periódica suelen completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones. Debido a esto, las moléculas pueden adquirir una estabilidad semejante a la de los gases nobles (ubicados al extremo derecho de la tabla periódica), cuya estructura electrónica (con su último nivel de energía completo) los hace muy estables, o sea, poco reactivos.
Así, los elementos de alta electronegatividad (como los halógenos y anfígenos, es decir, elementos del grupo 16 de la Tabla) tienden a “ganar” electrones hasta alcanzar el octeto, mientras que los de baja electronegatividad (como los alcalinos o alcalinotérreos) tienden a “perder” electrones para alcanzar el octeto.
Esta regla explica una de las maneras en que los átomos forman sus enlaces, y de la naturaleza de estos dependerá el comportamiento y las propiedades químicas de las moléculas resultantes. De este modo, la regla del octeto es un principio práctico que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias, si bien presenta también distintas excepciones.
Ejemplos de la regla del octeto
Pensemos en una molécula de CO2 cuyos átomos presentan valencias de 4 (carbono) y 2 (oxígeno), unidos por enlaces químicos dobles. (Es importante aclarar que la valencia son los electrones que debe ceder o aceptar un elemento químico para lograr que su último nivel de energía quede completo. No se debe confundir la valencia química con los electrones de valencia, pues estos últimos son los electrones que se encuentran ubicados en el último nivel de energía).
Esta molécula es estable si cada átomo presenta 8 electrones en total en su último nivel de energía, alcanzando el octeto estable, lo que se cumple con el compartimiento de 2 electrones entre el carbono y los átomos de oxígeno:
- El carbono comparte dos electrones con cada oxígeno, aumentando desde 6 hasta 8 los electrones en el último nivel de energía de cada oxígeno.
- Al mismo tiempo, cada oxígeno comparte dos electrones con el carbono, aumentando desde 4 hasta 8 los electrones en el último nivel de energía del carbono.
