ELETRONEGATIVIDAD
Según L. Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad.
La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno(eteno) < acetileno(etino).
La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto ABn y la media de las energías de los enlaces homopolares A-A y B-B.
R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables.
E. G. Rochow y A. L. Allred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado.
ENLACE QUÍMICO.
Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.
ENLACE IÓNICO
Fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.
Características del enlace iónico.
Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.
Formación de los compuestos iónicos.
Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (Na Cl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión.
Na Cl
ENLACE COVALENTE
Enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.
Características del enlace covalente.
Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C
Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.
El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:
O-H
Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno.
Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo.
Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos.
Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2.
Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más próximo).
Enlaces covalentes polares y no polares:
Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares.
Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo.
REPRESENTACION DE ESTRUCTURAS DE LEWIS
La representación de una molécula o ion, formada a partir de los átomos constituyentes, mostrando sólo los electrones de valencia (los electrones de la capa más externa), se denomina estructuras de Lewis. Al hacer que los átomos compartan o transfieran electrones, se trata de dar a cada átomo la estructura electrónica de un gas noble. Por ejemplo, se asignan a los átomos de hidrógeno dos electrones porque al hacerlo se le da la estructura del helio. A los átomos de carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor se les asignan ocho electrones porque al hacerlo tendrán la estructura electrónica del neón.
El número de electrones de valencia de un átomo se puede obtener a partir de la tabla periódica, ya que es igual al número de grupo del átomo. Por ejemplo, el carbono está en el grupo IVA y tiene cuatro electrones de valencia; el flúor en el grupo VIIA tiene siete; el hidrógeno en el grupo IA tiene uno.
· Si la estructura es un ion, se agregan o eliminan para darle la carga apropiada.
· Si es necesario, se utilizan enlaces múltiples para dar a los átomos la estructura del gas noble. El ion carbonato ilustra este caso:
Las moléculas orgánicas eteno (C2H4) y etino (C2H2) tienen un enlace doble y triple, respectivamente.
LAS REGLAS.
1.- El símbolo del átomo representa al núcleo, a todos loselectrones internos y a los (n-1)d y (n-2)f, cuando los hay.
2.- Los electrones ns y np se representan por medio de puntos,círculos, cruces o cualquier otro símbolo que se coloca en elderredor del símbolo atómico; los electrones de un mismo átomodeberán tener el mismo símbolo. Es recomendable que loselectrones de átomos diferentes tengan símbolos diferentes.
3.- Los símbolos de los electrones se colocan en cuatro posiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a laderecha del símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatroelectrones representables, sus símbolos deberán ocupar posiciones diferentes; si hay más de cuatro, se representan por pares.
Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo delelemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo delelemento. Por lo que el número de electrones de valencia encada átomo es el mismo que el número del grupo del elemento,como se puede observar en el grupo IA.Para n=1,2,3,4,5,6,7.
