ENLACES QUMICOS

FICHA TECNICA

PRACTICAS DE LABORATORIO

TEMA: ENLACE QUIMICO (IONICO, COVALENTE) y KERNEL

I. ENLACE QUIMICO;

MATERIAL:
4 Vasos de precipitado de 250 ml
4 Pizetas de Agua destilada
4 Fiolas: 2 de 50ml y 2 de 100ml
Compuestos químicos

PROCEDIMIENTO:

Identifique los enlaces iónicos de atracción electrostática: Grupo 1, Cl Na, Grupo 2, CaO y Grupo 3, Na(OH), Igualmente identifique los de enlace covalente polar Grupo 4 Polar puro elija , H2O destilada o potable, enlace metálico Grupo 5 Fe..

FUNDAMENTO:

Como los electrones que intervienen en la combinación solo son los del último nivel, por eso se les llama , nivel de valencia, normalmente los subniveles “s” y “p”. Para representar compuestos, se graficará con la estructura Lewis y con modelos ingeniados por los alumnos,.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

· Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
· Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
2
· Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares,
· En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
· Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas

-ANALISIS TEORICO

De acuerdo a la forma como se unen o combinan, dos o más átomos para originar las moléculas, estas pueden clasificarse en dos tipos:

1. Iónicas, electrovalentes o heteropolares.
2. Covalentes o moléculas químicas

Enlace Covalente: (frecuentemente un par de electrones)El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones.

Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de oxígeno. El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Enlace metálico: Metal es un elemento que tiene muy baja electronegatividad, los electrones de la última órbita de sus átomos son muy inestables.

II. KERNEL

MATERIAL
Información: Diferencie la ultima capa o nivel, para determinar su valencia.
Datos: Cada grupo determinara su capacidad de combinación.

PROCEDIMIENTO:

Proceda a determinar el Kernel; Grupo 1, Cl Grupo 2, Ca Grupo 3, O Grupo 4, Na, y determine su importancia

FUNDAMENTO:

Es lo que queda de un átomo al quitarle la última capa o subnivel

Enlaces entre átomos:

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.¿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.Los gases nobles 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.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.Distintos tipos de enlacesLas 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: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

Enlaces Químicos
por Anthony Carpi, Ph.D.
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!



En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces IónicosEn los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.
Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

resultando en

un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),

Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otros solventes polares,
En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.

Cristal de Cloruro de Sodio
Esquema de Cristal NaCl



Enlace Covalentes

El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.

Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2.

Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. 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, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes 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). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.

Los DipolesYa que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.


Enlace iónico []
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo[4] El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.

Enlace covalente coordinado []
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
Enlace de uno y tres electrones []
Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.[5]
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.[6]
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.[6]
Enlaces flexionados []
Artículo principal: Enlace flexionado
Los enlaces flexionados, también conocidos como enlaces banana, son enlaces en moléculas tensionadas o impedidas estéricamente cuyos orbitales de enlaces están forzados en una forma como de banana. Los enlaces flexionados son más susceptibles a las reacciones que los enlaces ordinarios.
Enlaces 3c-2e y 3c-4e [
En el enlace de tres centros y dos electrones ("3c-2e"), tres átomos comparten dos electrones en un enlace. Este tipo de enlace se presenta en compuestos deficientes en electrones, como el diborano. Cada enlace de ellos (2 por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conecta a los átomos de boro entre sí, con un átomo de hidrógeno en el medio del enlace, compartiendo los electrones con los átomos de boro.
El enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c-4e") explica el enlace en moléculas hipervalentes. En ciertos compuestos aglomerados, se ha postulado la existencia de enlaces de cuatro centros y dos electrones.
En ciertos sistemas conjugados π (pi), como el benceno y otros compuestos aromáticos, y en redes conjugadas sólidas como el grafito, los electrones en el sistema conjugado de enlaces π están dispersos sobre tantos centros nucleares como existan en la molécula o la red.
Enlace aromático ]
En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples línes (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plana. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálico []
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.
Enlace intermolecular []

Fuerzas de van der Waals.
Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras. Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.
Dipolo permanente a dipolo permanente []
Artículo principal: Fuerza intermolecular
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivo-negativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o repelen unos a otros.
Enlace de hidrógeno []
Artículo principal: Enlace de hidrógeno


Enlace de hidrógeno.
En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)

Artículo principal: fuerzas de London
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la carga se rebalancee y los átomos se muevan.
Interacción pi-catión []
Artículo principal: Interacción catión-pi
La interacción catión-pi se presenta entre la carga negativa localizada de los electrones de un orbital pi, ubicados sobre y debajo del plano de un anillo aromático, y una carga positiva.
Electrones en los enlaces químicos ]
En el límite (irrealístico) del enlace iónico puro, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser interpretados por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos están caracterizadas por potenciales electrostáticos continuos isótropos. Su magnitud es una proporción simple a la diferencia de cargas.
Los enlaces covalentes se entiende mejor por la teoría del enlace de valencia o la teoría del orbital molecular. Las propiedades de los átomos involucrados pueden ser interpretadas usando conceptos tales como número de oxidación. La densidad electrónica en el enlace no está asignada a átomos individuales, en vez de ello está deslocalizada entre los átomos. En la teoría del enlace de valencia, los dos electrones en los dos átomos se emparejan con una fuerza de enlace que depende del traslape entre los orbitales. En la teoría del orbital molecular, la combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA) ayuda a describir las estructuras de orbitales moleculares deslocalizados y las energías basadas en los orbitales atómicos de los átomos de los que proviene. A diferencia de los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes pueden tener propiedades de direccionalidad (anisotropía). Estas pueden tener sus propios nombres, como sigma y pi.
En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónico y covalente, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Este tipo de enlace es llamado algunas veces enlace covalente polar.