Como Se Forman Las Moleculas

Trabajo de química.

1. ¿COMO SE FORMAN LAS MOLECULAS? La teoría de Lewis El químico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) advirtió que el e nlace químico entre átomos no podía explicarse como debido a un intercambio de e lectrones. Dos átomos iguales intercambiando electrones no alterarían sus configuraciones electrónicas; las ideas válidas para el enlace iónico no eran útiles para explicar de una forma general el enlace entre átomos. Sugirió entonces que este tipo de enlace químico se formaba por la comparación de uno o más pares de electrones o pares de enlace. Por este procedimiento los átomos enlazados alcanzaban la configuración electrónica de los gases nobles. Este tipo de c onfiguración de capas completas se corresponde con las condiciones de mínima energía o máxima e stabilidad características de la situación de enlace. La teoría de Lewis, conocida conoc ida también como teoría del octete por ser éste el número de electrones externos característicos de los gases nobles, puede explicar, por ejemplo, la formación de la molécula de yodo I 2:

Ambos átomos, que individualmente considerados tienen siete electrones en su capa ex terna, al formar la molécula de yodo pasan a tener ocho mediante la comparación del par de enlace. Existen moléculas cuya formación exige la comparación de m ás de un par de electrones. electro nes. En tal caso se forma un enlace covalente múltiple. Tal es el caso de la molécula mo lécula de oxígeno O2:

para cuya formación se comparten dos pares de electrones. Representado cada par de e lectrones mediante una línea resulta:

que indica más claramente la formación de un doble enlace. En la molécula de nitrógeno N 2sucede algo semejante, sólo que en este caso se han de compartir tres pares de electrones para alcanzar el octete, con la formación consiguiente de un triple enlace:

Esta explicación puede extenderse al caso de las moléculas formadas por átomos de elementos no metálicos diferentes entre sí, tales como HCl, NH3, H2O o CO2 por ejemplo:

Lewis contempló la posibilidad extrema de que los pares electrónicos de enlace fueran aportados por un sólo átomo. +

Tal es el caso de ion, NH4 ,en el cual el átomo de nitrógeno aporta el par de electrones al enlace + con el ion H :

Este tipo de enlace covalente se denomina coordinado o dativo. Los subíndices que aparecen en las fórmulas químicas de compuestos covalentes expresan e l número de átomos que se combina para formar una molécula y están, por tanto, relacionados con la capacidad de enlace de cada uno de ellos, también llamada valencia química. Según la teoría de Lewis, la configuración electrónica de la capa e xterna condiciona dicha capacidad y es la responsable del tipo de combinaciones químicas que un determinado elemento puede presentar.

La teoría del enlace de valencia La superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la mecánica cuántica tuvo una clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico en general y sobre el covalente en particular. Uno de los enfoques mecano cuántico del enlace covalente se conoce como teoría del  enlace de valencia y permite comprender en términos no sólo de energías, sino también de fuerzas, el fenómeno del enlace entre átomos. La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos elec trones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos. Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parc ialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En tér minos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1 s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electró n correspondiente, es completado por el e lectrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear. La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente e n la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o e n algún estado excitado previo a la formación de la molécula.

2. ¿Que es el enlace químico entre átomos? Una unión determinada entre los átomos, consecuencia de las fuerzas de atracción entre ellos, se llama enlace químico. Los tipos de enlace más importantes son: iónico, covalente y metálico, existiendo otros menos importantes que son el enlace de hidrógeno y el enlace de Van der Waals.

Enlace iónico El enlace iónico es aquel que tiene lugar entre un metal y un no metal, debido a que: Los electrones de los metales están muy poco ligados al núcleo y tienden a escapar de él, formando iones positivos (átomos con carga eléctrica positiva): 

Na ® Na+ + 1 e

Los átomos de los no metales tienden t ienden a captar electrones, formando iones negativos (átomos con carga eléctrica negativa).

Cl + 1 e- ® ClComo las cargas de distinto signo se atraen, el ion sodio y el ion cloruro se unirán mediante un enlace iónico hasta la distancia que sus radios permitan, cre ándose el cristal de cloruro sódico. 

Los compuestos iónicos poseen punto de fusión elevado, no conducen la electricidad y, por regla general, son solublesen agua y en disolventes polares .

Enlace covalente El enlace covalente tiene lugar entre átomos de no metales. El enlace se forma por compartición de electrones (uno aportado por cada átomo), los cuales, tras el enlace, pertenecen a los dos átomos que se unen. 2 5 El cloro posee 7 electrones de valencia (su capa de valencia es 3s 3p ), por lo que tiende a ganar un electrón para completar el octeto. Para formar la molécula de cloro, los dos átomos se unen entre sí mediante la compartición de dos e lectrones, uno aportado por cada átomo. La formación de enlaces covalentes puede dar lugar a dos tipos de sustancias con estructuras y propiedades diferentes: 



Sólidos con redes covalentes (con átomos unidos formando un entramado tridimendional). Algunos ejemplos de este tipo de compuestos son: El dióxido de silicio. o El diamante. o El grafito. o Sustancias moleculares (moléculas individuales) unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles. Pueden presentarse en tres est ados: Gases a temperatura ambiente, como, por ejemplo, el oxígeno, el dióxido de o carbono y el metano. Líquidas, como el agua, el bromo y e l etanol. o Sólidas, como el yodo, la sacarosa y el naftaleno. o

Enlace metálico El enlace metálico tiene lugar entre los metales. En este enlace no existe una auténtica unión entre los átomos, sino una red de iones positivos, y entre los espacios vacíos circulan electrones libres. Según la teoría del mar de electrones, la estructura metálica está formada por cationes del metal rodeados de un mar de electrones. La fuerza de unión es la atracción entre los iones positivos del metal y los electrones circundantes que se mueven libremente. Los metales son sólidos a temperatura ambiente, densas, dúctiles y maleables. Sus puntos de ebullición varían mucho, siendo bajos en los alcalinos y elevados en los metales centrales de transición. Son buenos conductores del calor y de la e lectricidad.

3. ¿Que es un ion? Es una subpartícula cargada eléctricamenteconstituida eléctricamenteconstituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización. Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo). cátodo).

 Anión y catión significan: 



Anión ("el que va hacia abajo") tiene carga eléc trica negativa. Catión ("el que va hacia arriba") tiene carga eléctr ica positiva.

 Ánodo y cátodo utilizan el sufijo '-odo', del griego odos (-οδος), que significa camino o vía. 



2 positivo". Ánodo: ("camino ascendente de la corriente eléctrica") polo positivo". Cátodo: ("camino descendente de la corriente eléctrica") polo negativo".

Un ion conformado por un solo átomo se denomina ion monoatómico, a diferencia de uno conformado por dos o más átomos, que se denomina ion poliatómico.

4. La transformación de los átomos en iones Los átomos no tienen carga eléctrica ya que son, eléctricamente, neutros. Sin embargo, bajo ciertas condiciones pueden perder o ganar ele ctrones en la capa de valencia. Un átomo que pierde uno o más electrones, se convierte en un ión con carga positiva llamado catión Un átomo que gana uno o más electrones, se convierte en un ión con carga negativa llamado anión.

El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad. Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos unidos es menor que el de los átomos por separado. En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso: Na (g) + Cl2 (g)

à

+

-

Na (g) + Cl (g)

+

à

-

( Na Cl )n (s) --

+

-

El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl rodean a un ion Na y a su vez cada ion Cl es + rodeado por 6 iones Na formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un ion sodio por cada ion cloro:

Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de las capas internas, y rodeando a éste se colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de la capa de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e están apareados y aislados si no lo están. 2

Na

à

Z=11

1s

Cl

à

Z=17

1s

2

2s

2

2

2s

6

2p

6

2p

1

3s

2

3s

5

3p

el átomo de sodio tiene sólo un elect rón en su última capa que "tenderá" a perder, quedándose cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su c apa, que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen configuración electrónica de gas noble:

+

Na

à

Na + 1e

Cl + 1e-

à

Cl

-

Energía necesaria:

-

DE = + 496 KJ/mol DE = - 348 KJ/mol DE = + 148 KJ/mol

Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos). Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar 148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso). No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción electrostática que ahora sufren los iones. -

+

Imaginemos los iones Cl y Na infinitamente separados en estado gas y que se van acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la máxima energía. Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por difracción de rayos X). Por lo tanto, la e nergía liberada al acercarse dos iones será:

Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho mayor + debido a que un ion Cl es atraído por más de un ion Na y viceversa. En el caso de NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de  – 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol). Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de bajo potencial de ionización. Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de compartición de éstos entre los dos átomos enlazados. La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica; el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre al catión amonio. Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la car ga que posean.

5. Enlaces intermoleculares. intermoleculares. Entre las moléculas covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica, cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas. Vamos a diferenciar entre atracciones de dos tipos: a. Fuerzas de atracción entre dipolos. b. Enlaces por puente de hidrógeno.

a) Fuerzas de atracción entre dipolos: Fueron postuladas por Van der Waals en 1873, y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares. Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals).

a1) Fuerzas de London: se producen entre sustancias no polares como el N 2, O 2,

etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible, que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear .

a2) Fuerzas de Van der Waals: si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.

b) Enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse dos condiciones: 1. El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente. 2. El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno. 3. La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados. entonces, se produce una doble atr acción de tipo electrostático entre: a.

dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el negativo de otra. b. el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.

Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals. Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intramoleculares). Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.

6. Tabla de valencias de los metales. Valencias Metales

ELEMENTO

SÍMBOLO

VALENCIA

Litio

Li

1

Sodio

Na

1

Potasio

K

1

Rubidio

Rb

1

Cesio

Cs

1

Francio

Fr

1

Berilio

Be

2

Magnesio

Mg

2

Calcio

Ca

2

Estroncio

Sr

2

Bario

Ba

2

Radio

Ra

2

Cinc

Zn

2

Cadmio

Cd

2

Cobre

Cu

1,2

Mercurio

Hg

1,2

 Aluminio

Al

3

Oro

Au

1,3

Hierro

Fe

2,3

Cobalto

Co

2,3

Níquel

Ni

2,3

Estaño

Sn

2,4

Plomo

Pb

2,4

Platino

Pt

2,4

Iridio

Ir

2,4

Cromo

Cr

2,3,6

Manganeso

Mn

2,3,4,6,7

Bibliografía: http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3h.htm#enlaces http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3h. htm#enlaces por puente de hidrógeno http://www.mclibre.org/clase/0708amaya/0708_7m/edson_diez/enlaces2/quimica1.html http://es.wikipedia.org/wiki/Ion http://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula http://platea.pntic.mec.es/pmarti1/educacion/3_eso_materiales/b_iv/conceptos/conceptos_bloq ue_4_1.htm

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