Enlaces Químicos Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen.

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1 Enlaces Químicos Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.

2 Enlaces Químicos ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.

3 Enlaces Químicos Los gases nobles (grupo VIII en la tabla periódica) tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.

4 Enlaces Químicos Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.

5 Enlaces Químicos Distintos tipos de enlaces Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: a) Enlace iónico. b) Enlace covalente. c) Enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

6 Enlaces Químicos Enlace iónico: este enlace se produce cuando átomos de elementos no metálicos muy electronegativos (con mucha tendencia a ganar electrones, como los situados al lado derecho de la tabla periódica) reaccionan con elementos metálicos muy electropositivos (con tendencia a perder electrones, como los que se encuentran al lado izquierdo de la tabla periódica)

7 Enlaces Químicos Se llama enlace iónico porque los átomos, para unirse, se convierten en iones; es decir, ganan o pierden electrones. Los metales forman iones positivos, es decir, ceden electrones, y los no metales forman iones negativos, es decir, ganan electrones. En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

8 Enlaces Químicos Ejemplo: La figura representa un átomo de sodio; en ella se puede observar el átomo con un electrón en su última órbita. Por la regla del octeto (ocho electrones en la última órbita), para el sodio es más fácil deshacerse del único electrón en su última órbita y quedarse con la órbita anterior con ocho electrones, que ganar 7 electrones para llenar su última órbita (hay que recordar que la última órbita de todos los átomos no tiene más de ocho electrones); por lo tanto, el sodio es un átomo muy electropositivo porque su tendencia, al reaccionar con otros átomos, es perder el electrón de su última órbita. Cuando el átomo de sodio pierde su electrón, se convierte en ión sodio con carga eléctrica positiva.

9 Enlaces Químicos Ahora observemos la figura a la derecha que representa un átomo de cloro; como se puede observar, tiene siete electrones en su última órbita, lo que significa que para el cloro es más fácil ganar un electrón y completar los ocho que perder siete; por lo tanto, el sodio es un átomo muy electronegativo porque su tendencia, al reaccionar con otros átomos, es ganar un electrón para completar última órbita. Cuando el átomo de cloro gana un electrón, se convierte en ión cloro con carga eléctrica negativa.

10 Enlaces Químicos La sal común: el mejor ejemplo: para explicar la formación de un compuesto iónico, nos fijamos en el proceso de formación del cloruro de sodio, NaCl, más conocido por sal común. Podemos distinguir las siguientes etapas: a). Cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro y se convierten el átomo de sodio en ion positivo y el de cloro en ion negativo. Observa atentamente el dibujo: Na (átomo) ⇒ Na+(ión) + 1e- Cl (átomo) + 1e- ⇒ Cl- (ión)

11 Enlace Iónico b) El proceso de donación de un electrón del átomo de sodio al de cloro se repite con muchos pares de átomos de sodio y cloro, porque en una reacción real intervienen incontables pares. c) Una vez formados los iones, se atraen por tener cargas eléctricas contrarias (Na+ y Cl-) colocándose de forma ordenada, en una red cristalina (ver figura de la derecha). d) Los iones situados en la red cristalina están unidos por fuerzas de tipo eléctrico que mantienen la estabilidad del compuesto. En los compuestos iónicos no existen moléculas propiamente dichas, sino conglomerados de iones en la proporción indicada por su fórmula, los cuales constituyen la red cristalina.

12 Enlaces Químicos Se forma así el compuesto NaCl o sal común. En realidad reaccionan muchos átomos de sodio con muchos átomos de cloro, formándose muchos iones de cargas opuestas y cada uno se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario: Cada ion Cl- se rodea de seis iones Na+ y cada ion Na+ de seis iones Cl-. Este conjunto ordenado de iones constituye la red cristalina de la sal común.

13 Enlaces Químicos Estructura de los cristales iónicos: las sustancias iónicas presentan unas estructuras muy ordenadas, cristalinas (en forma de cristales), ya que los iones que las conforman suelen ocupar unas posiciones en el espacio tales que determinan figuras geométricas regulares, como cubos, tetraedros u octaedros. Por esta razón, a la estructura formada la hemos llamado cristal iónico.

14 Enlaces Químicos Propiedades de los compuestos iónicos: los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos unas propiedades características, entre las que destacan: a) Son sólidos a temperatura ambiente; son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y funden a temperaturas elevadas.

15 Enlaces Químicos b) Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente que pueden usarse como material refractario. c) Son duros y quebradizos. La dureza, entendida como oposición a ser rayado, es considerable en los compuestos iónicos; al suponer el rayado la ruptura de enlaces por un procedimiento mecánico, este resulta difícil debido a la estabilidad de la estructura cristalina; además son muy frágiles, pues al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se debilitan.

16 Enlaces Químicos d) Ofrecen mucha resistencia a la dilatación. Porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas. e) Disueltos en agua conducen la electricidad. En estado sólido no conducen la corriente eléctrica al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos en agua o fundidos (estado líquido). Al introducir dos electrodos, uno positivo y otro negativo (ver figura), en una disolución iónica, se crea un flujo de electrones al ser los iones repelidos por el ánodo y atraídos por el cátodo (y viceversa para los cationes). Este fenómeno se denomina conductividad iónica. En la figura: conducción de corriente eléctrica en una disolución de cloruro de sodio en una cuba electrolítica.

17 Enlaces Químicos f) Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrólitos).

18 Enlaces Químicos Enlace covalente Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica (C, O, F, Cl, etc. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble (8 electrones en la última órbita). Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

19 Enlaces Químicos El enlace covalente puro: se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2 , Cl2, O2, N2, F2 y otras moléculas diatómicas. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas, las cuales son pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

20 Enlaces Químicos Características del enlace covalente: los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la presencia de solventes. Un ejemplo típico de enlace covalente es el enlace carbono-carbono que se presenta en gran número de compuestos orgánicos ya que es muy fuerte y se rompe con dificultad. Hay dos tipos de enlaces covalentes: a) Enlace covalente polar: b) Enlace covalente no polar:

21 Enlaces Químicos a) Enlace covalente polar: si la diferencia de electronegatividades (afinidad por ganar electrones) entre 2 átomos es marcada, se nos presenta este tipo de enlace; por ejemplo, un enlace O-H; el oxígeno tiene una gran electronegatividad, mientras que el hidrógeno tiene poca. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión), de tal manera que los electrones son compartidos entre los dos átomos. Los electrones compartidos o que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el enlace H-O en la molécula de agua. 

22 Enlaces Químicos Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en azul) enlazados a un átomo de oxígeno (en rojo). El oxígeno, con seis electrones de valencia, o sea, 6 electrones en su última órbita, necesita dos electrones adicionales para completar su configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última órbita). Cada hidrógeno contiene un electrón; por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su última órbita, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno.

23 Enlaces Químicos b) Enlace covalente no-polar: si la diferencia de electronegatividad entre un átomo y otro es poca, tenemos un enlace covalente no polar. La molécula de H2 es un buen ejemplo del este tipo de enlace, ya que ambos átomos en la molécula H2  tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones; los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace covalente no polar.  Los enlaces O-O , C-C, N-N, etc., son enlaces covalentes no polares.

24 Enlaces Químicos En la práctica, los orbitales donde se encuentran los electrones compartidos no están repartidos de manera equivalente, ya que los átomos más electronegativos tienden a mantener a los electrones compartidos en su cercanía y, como consecuencia, un lado de la molécula es electrodeficiente (posee carga parcial positiva) y el otro es electrodenso (posee carga parcial negativa); a este fenómeno se le denomina polaridad. A las sustancias que presentan este fenómeno se les llama polares y el agua es un ejemplo de ellas. Los enlaces covalentes en los que ambos átomos participantes poseen una electronegatividad semejante (como en los enlaces C-C), no presentan diferencias en la carga electrónica a lo largo de la molécula, por tanto su carga eléctrica es también uniforme y se dice que no poseen polaridad; a estas sustancias se les denomina no polares.

25 Enlaces Químicos Enlace metálico : para explicar las propiedades que son características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, etc.) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones: Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

26 Enlaces Químicos Propiedades de los compuestos metálicos: Debido a este tipo de enlace, los metales presentan las características siguientes: a) Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los electrones vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes. b) Son buenos conductores de la electricidad debido a la deslocalización de los electrones (e–). c) Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado. d) Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos. e) Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

27 Enlaces Químicos Conclusiones: a) Así como los átomos son las menores partículas de un elemento, una molécula es la menor partícula de un compuesto; consta de dos o más átomos, iguales o diferentes, que se mantienen unidos mediante las interacciones o enlaces de los electrones de las capas mas externas. b) Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas iguales al número de grupos de la tabla periódica. c) Un enlace covalente es una fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos por la compartición de sus electrones enlazados, los cuales son atraídos simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomos para atraer hacia ellos los electrones compartidos.

28 Enlaces Químicos d) La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, podemos citar en particular a: 1.- Los compuestos covalentes de berilio. 2.- Los elementos del grupo 3ª. 3.- Los elementos del tercer periodo y subsecuentes de la tabla periódica. e) un átomo es estable (no reaccionará con otros) cuando su capa externa de electrones esté completamente ocupada o completamente vacía. un átomo es reactivo cuando su capa externa de electrones externa solo está parcialmente llena, y puede lograr estabilidad al perder electrones, al ganarlos o compartirlos con otro átomo, esto da como resultado fuerzas llamadas enlaces químicos que mantiene juntos los átomos en la molécula.