Enlace químico
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Sumario
Historia
Definición de enlace químico
Características principales del enlace químico
En cualquier sustancia, independientemente del tipo de partículas que la constituyan, átomos, moléculas o iones, hay varios parámetros que permiten caracterizar su estructura, de forma tal que coincida ésta en muchos casos pueden predecirse con gran certeza sus propiedades. Los parámetros fundamentales del enlace químico los constituyen la longitud o distancia, la solidez o energía de enlace y la dirección o ángulo del mismo. [[Image:Energ en el nitrogeno.JPG|thumb|left|151x101px
Energía de enlace
Usualmente la energía del enlace viene dada en Kj.mol1 de enlace rotos, o sea, que para disociar en átomos al estado gaseoso,Un mol de moléculas de hidrógeno, es decir para romper 6,02.1023enlaces se requieren 435, 2 Kj.La energía o entalpía de formación del enlace es igual pero negativa, para moléculas diatómicas, la energía de enlace es igual y de signo contrario a la energía de disociación del enlace.
Entre los haluros de hidrógeno el valor de la disminuye al aumentar el número atómico del halógeno, en contraste con estas tendencias uniformes entre las sustancias relacionadas químicamente, pueden haber diferencia notables entre las moléculas de los átomos que están próximos uno de otro en la tabla periódica. La del Oxígeno es solo ligeramente mayor que la mitad de la de su vecino el Nitrógeno., pero es más triple de la del Fluor
Energía de enlace en moléculas poliatómicas
En las moléculas poliatómicas
– De un solo tipo de enlace:
por ejemplo en moléculas ABn, la energía media de enlace es igual a 1/n de la energía total requerida en la disociación completa de un mol del compuesto con formación de un atg. De A y n atg. De B.
- En moléculas poliatómicas en que existen más de un enlace,
es posible caracterizar cada enlace, por una entalpía de enlace promedio (ε), que es la energía aproximada que se necesita para romper el enlace en cualquier compuesto en el cual existe dicho enlace. La disociación puede referirse a la división de una molécula:
A. En un átomo y un radical:
H2O(g) = H(g) + OH(g) ε = 497 Kj.mol-1 (1)
B. En dos radicales
H2O2 (g) = OH(g) + OH(g) ε =201Kj.mol-1 (2)
También puede ocurrir la ruptura de un enlace entre dos átomos dados, pero en diferentes compuestos, y es interesante observar el efecto sobre la energía de enlace, de las diferentes agrupaciones próximas al enlace. Se conoce que el ε (H-OH) = 497 Kj.mol-1, y otros experimentos muestran que
OH(g) = O(g) + H(g) ε (O-H) = 462,9 Kj.mol-1 (3)
HOOH = HOO(g) + H(g) ε (HOO-H) = 497 Kj.-1 (4)
Al observar las ecuaciones (1), (3), y (4), estas se refieren a la ruptura de un mismo enlace (O-H) y es claro que la diferencia entre los tres valores se debe, no a los átomos enlazados, sino a las diferentes estructuras de las agrupaciones próximas al enlace. Eso no obstante, las diferencias en los valores, no son muy grandes en los 3 casos. Cada enlace en cada molécula tiene su propia energía de disociación de enlace específica. Por ello no es sorprendente que los enlaces entre los mismos tipo de átomos tengan usualmente energía de disociación similar. Por ejemplo, los enlaces Carbono-carbono (C-C) tienen un valor de de aproximadamente 350-380 kJ.mol-1 independiente de la estructura exacta de la molécula. Igual sucede en una serie de enlaces C-H.
CH4(g) = CH3(g) + H(g) ε (H-CH3) = 431.055Kj.mol-1
CH3CH3(g) = H3CH2(g) + H(g) ε (H-C2H5) = 361.760 Kj.mol-1
(CH3)3(g) = (CH3)3C(g) + H(g) ε (H-C-(CH3)3 = 336.650 Kj.mol-1
Es evidente que todos los valores aun cuando diferentes se encuentran entre 336,650 y 431,055 Kj.mol</sup>-1</sup> y la constante aproximada de estas energías, es muy significativa ya que sugiere que el factor principal para determinara la energía de un enlace particular, es la naturaleza de los átomos enlazados y en menor extensión las estructuras de las agrupaciones próximas al enlace. Debido a que enlaces similares tienen energía de disociación similares, es posible construir una tabla de valores promedios que permite comparar diferentes clases de enlaces. Hay que tener en cuanta no obstante que el valor real en una molécula específica puede variar en un 10 % en promedio, porque el valor concreto de la energía depende del entorno químico de los átomos enlazados. Empleando las entalpías de enlace promedio es posible estimar, de manera aproximada, la energía que se libera cuando se forma una molécula gaseosa a partir de sus átomos en estado gaseoso.
Ejemplo
3(H(g) + C(g)) + Cl(g) = CH3-Cl(g).
El signo menos en las entalpías de enlace promedio se relaciona con el hecho de que la formación del enlace libera energía.
La importancia de los valores de las energías de formación o de disociación de los enlaces, se debe a que pueden relacionarse con la fortaleza o solidez del enlace.
Un enlace es tanto más fuerte, cuanto mayor es la energía que se libera en su formación: aunque no es solo el factor energía de enlace entre dos átomos.
En moléculas poliatómicas, en que existen más de un enlace, el análisis de la energía de cada enlace se complica por la influencia de los otros átomos y enlaces en la molécula.
Longitud o distancia de enlace
Ángulo de enlace
Como quiera que los átomos están en constante movimiento de vibración, los ángulos de enlace no tienen valores definidos al igual que no lo tienen las distancias de enlace.
Sin embargo, si tiene un valor definido el ángulo medio según el cual tres átomos vibran y este valor corresponde a la magnitud del denominado ‘ángulo de enlace.
En realidad para poder hablar de ángulos de enlace se requieren tres átomos, uno de los cuales constituye el vértice de dicho ángulo.
Los ángulos de enlace no son del todo invariables, sino que pueden sufrir ligeras deformaciones (hasta unos 10 grados) según varíen los requerimientos espaciales de los sustituyentes unidos al átomo central. Obsérvese, por ejemplo, en la figura siguiente, la diferencia de 6 grados entre el ángulo de enlace del oxígeno del agua y del éter metílico, CH3-O-CH3, cuyos grupos CH3 son más voluminosos que los pequeños átomos de H del agua. Los ángulos de enlace, al igual que las distancias de enlace pueden determinarse por difracción de rayos X o por espectrocopiá molecular. Cuando se analiza los ángulos de enlace en los compuestos similares de los miembros sucesivos de un grupo en la tabla periódica, aparecen otras semejanzas notables, en la figura se muestra que los compuestos hidrogenados del grupo IVA tienen ángulos de enlace de 109, 50, el cual es llamado ángulo tetraédrico.''pirámide regular trigonal,el ángulo de enlace, con respecto al átomo central es de 106,50 en el NH3 y disminuye hasta 91,80 en el AsH3. En el grupo VIA hay una tendencia similar conforme disminuye el ángulo de 104,50 en el H2O hasta 910 en el H2 angular.Los datos de los ángulos de enlace que se han considerado señalar el hecho de que los ángulos de enlace, con respecto a un átomo central están determinados fundamentalmente por las características de los orbitales de valencia del átomo central.
Tipos principales de enlace químicos y su relación con la posición en el sistema periódico de los elementos que lo forman
La estructura de los átomos que se enlazan determinan el tipo de enlace que se produce y las propiedades del mismo. De acuerdo con las características de los átomos de cada elemento químico, fundamentalmente sus estructuras electrónicas al unirse estos forman tres tipos de enlace: - enlace covalente -enlace Iónico -enlace metálico. De ellos el enlace covalente y el iónico por sus características son considerados de tipos extremos de enlace químico:
- el enlace Iónico
Durante la formación del enlace iónico, ocurre la transferencia de electrones de la capa de valencia de un átomo a otro, originándose iones de cargas opuestas, atrayéndose mutuamente y quedando unidos. El enlace iónico se produce entre átomos de bajo potencial de ionización (metales) y átomos de elevada afinidad electrónica (no metales), es decir, entre átomos de los grupos IA y IIA con átomos de los grupos VIA y VIIA de la tabla periódica; son átomos que difiere mucho en sus electronegatividades. El mecanismo de este tipo de enlace implica la transferencia electrónica del átomo menos electronegativo al más electronegativo, y la posterior atracción electrostática de los iones formados.
- el enlace Covalente
Durante la formación de este tipo de enlace los átomos se mantienen unidos debido a un compartimiento de electrones. El enlace covalente se produce frecuentemente entre átomos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, además del Hidrógeno, de la tabla periódica, generalmente son los no metales, es decir ocurre entre átomos de elementos con potenciales de ionización relativamente altos que comparten electrones en el enlace y como consecuencia se produce una disminución de energía. Este tipo de enlace se origina entre átomos que difieren poco o no difieren en sus electronegatividades; por lo que puede ser polar o apolar. Así por ejemplo en las moléculas de Hidrógeno, los Halógenos y otras sustancias simples, los electrones compartidos son atraídos por los átomos con la misma intensidad, y por lo tanto el enlace es covalente apolar. La polaridad del enlace surge como resultado de que uno de los átomos al ser más electronegativo atrae con más fuerza los electrones compartidos del enlace, adquiriendo una fracción de carga negativa, mientras que el otro átomo adquiere una fracción de carga positiva, y por lo tanto el enlace es covalente polar. Tanto el enlace iónico, como el enlace covalente puro, son casos extremos que no se dan de forma exacta en la realidad; la mayoría de los enlaces tienen propiedades intermedias, aunque más cercana a uno u otro extremo. Otro tipo de enlace que se produce es
- el enlace Metálico o enlace entre los átomos de los elementos metálicos.
Se forma cuando cada átomo se encuentra rodeado de un número relativamente alto de átomos semejantes y los electrones que participan en el enlace no pertenecen a cada uno de los átomos sino al conjunto de átomos que forman la red en la estructura sólida y cristalina de las sustancias metálicas.
Referencias
- Blanco Prieto,J y J. Periera Simo: Química Inorgánica Parte I. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1986.
- Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Materiales Complementarios de Química para Ingenieros. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987.
- León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1985.
- León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana, Cuba. 1987.
Fuentes
- http://definicion.de/ley-periodica/
- http://www.portalplanetasedna.com.ar/mendeleiev.htm
- http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/infoLab/infoquim/asig_programs/prog.lic.quimica/temas/estruc_atom_ley_period.htm
- http://quimica-general.net16.net/ley_periodica.html
- http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/moseley.htm
- http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81ngulo_de_enlace