REGLA DEL OCTETO
La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del
número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.
ESTRUCTURA DE LEWIS
Las estructuras de Lewis son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante para predecir estabilidades relativas.
ENLACE IONICO
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos tienen una diferencia de electronegatividad de 1,7 ó mayor. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:
NaCl → Na+Cl-
De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones.
En una solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de sodio y agua se marca como: Na+ + Cl-, mientras que los cristales de cloruro de sodio se marcan:Na+Cl- o simplemente NaCl.
ENLACE COVALENTE
Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
- Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
- En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
- Son blandos en estado sólido.
- Son aislantes de corriente eléctrica y calor.
- Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
- Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
- Son sólidos
- Son sustancias muy duras (excepto el grafito).
- Son aislantes (excepto el grafito).
- Son insolubles.
- Son neocloridas
ENLACE METALICO
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre nucleos atomicos y los electrones de valencia que se agrupan alrededor de estos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.
Características de los Metales
Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:
- Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
- Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia menor).
- Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.
- Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).
- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
- Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares se producen cuando los átomos pueden formar unidades estables llamadas moléculas mediante el compartimiento de electrones. Las fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son
- El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
- las fuerzas de Van der Waals. Que podemos clasificar a su vez en:
- Dipolo - Dipolo.
- Dipolo - Dipolo inducido.
- Fuerzas de dispersión de London.
Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre las moléculas polares neutras; las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra. Esta fuerza es débil y para ser efectivas deben de estar las moléculas polares muy próximas (Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras para que la fuerza atractiva de la interacción sea significativa).
Ocurre cuando los átomos de una molécula tienen diferencias de x, se polarizan, produciendo un dipolo.
Cuando dos dipolos se avecindan, se atraen, dando como resultado un enlace.
Las fuerzas dipolo-dipolo crecen al incrementarse la polaridad de una molécula.
Las fuerzas de atracción explican la cohesión de las moléculas en los estados líquido y sólido de la materia, y se llaman fuerzas de largo alcance o fuerzas de van der Waals en honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad.
Fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes.
Puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno.
El enlace no sólo se produce entre átomos, sino que también se realiza, aunque más débilmente, entre moléculas.
Cuando este elemento se encuentra unido covalentemente a un átomo electronegativo se produce una polaridad en el enlace que le confiere un porcentaje de carácter iónico. El hidrógeno queda con una densidad de carga positiva, y es atraído por un par de electrones no compartidos, de un átomo electronegativo, con lo que se produce el puente o enlace. Este último átomo debe tener un volumen pequeño para que su densidad de carga sea grande y pueda ejercer la atracción electroestática requerida por un átomo de hidrógeno. Es el caso del flúor, el oxígeno y el nitrógeno. El cloro, por ejemplo, debido a su gran volumen, nunca podrá participar en este tipo de enlace.
