Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos IA (o grupo 1) y IB (o grupo 11); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos IIA y IIB (o grupos 2 y 12), y cuatro para los elementos de los grupos IVB y IVA (o grupos 4 y 14).
Esta configuración electrónica de los gases nobles les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.
La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una especie muy estable.
Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:
| Cl0 |
→
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1e–
|
+
|
Cl–
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
|
→
|
|
+
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
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átomo de cloro
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|
|
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ion cloruro
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Tipos de enlaces
Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.
Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.
De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.
Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:
| Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. |
=
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se formará un enlace iónico
|
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0,5 y menor a 2,0.
|
=
|
el enlace formado será covalente polar
|
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0,5
|
=
|
el enlace será covalente puro (o no polar).
|
Enlace iónico
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva.
Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.
Enlace iónico: Molécula de NaCl
En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio (KBr).
Propiedades de un enlace iónico
Los productos resultantes de un enlace iónico poseen características especiales:
• Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición.
• La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.
• La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.
• Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles.
Enlace covalente
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.
Enlace covalente apolar (o no polar)
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.
Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
Enlace covalente apolar: Molécula de N2
(Usando la Notación de Lewis)
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 (formadas por dos átomos del mismo elemento) , 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. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.
Enlace covalente polar
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).
Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.
Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Veamos un ejemplo:
¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2 y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.
El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.
Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.
Enlace covalente coordinado
Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.
Propiedades de los enlaces covalentes
• Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
• La mayoría son insolubles en disolventes polares.
• La mayoría son solubles en disolventes apolares.
• Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
• Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.
Enlace metálico
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la
tabla periódica.
Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares
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 metales que participan en el enlace querrá 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) tienen un electrón de valencia en su primera y única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.
Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno (H)
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.
Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.
Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos diferentes, es el metano (CH4).
La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar. Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.
En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre dos átomos. Los enlaces covalentes polares 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).
Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar 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 covalente polar es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Teoría de trepev.
La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TREPEV, teoría RPECV o teoría VSEPR) es un modelo utilizado en química para predecir la geometría molecular de las moléculas basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones.
La TREPEV está basada en la idea de que la geometría de una molécula o ión poliatómico, del tipo: ABn (donde A es el átomo central y B los átomos periféricos o ligandos ) está condicionada principalmente por la repulsión "de tipo culombiana", entre los pares de electrones de la capa de valencia alrededor del átomo central.
La geometría es aquella que proporciona a los pares de electrones de la capa de valencia la energía mínima.
En realidad , da la casualidad que cuando una distribución de electrones es la adecuada, coincide con una repulsión "interelectrónica" mínima.
Los pares de electrones pueden ser de dos tipos dependiendo de sí forman parte, o no, de un enlace, clasificándose en pares de enlace ypares sueltos ( también denominados pares libres o pares no enlazantes).
Existen tres tipos de interacciones repulsivas entre los pares de electrones de una molécula, cada una con un determinado valor de intensidad. Ordenadas de mayor a menor repulsión las interacciones posibles son:
1. La repulsión par no enlazante - par no enlazante (PNE-PNE).
2. La repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE - PE).
3. La repulsión par enlazante - par enlazante (PE - PE).
Una molécula con un átomo central que cumpla la regla del octetotendrá cuatro pares de electrones en su capa de valencia. Si los cuatro pares son enlazantes los átomos enlazados se dispondrán en los vértices de un tetraédro regular
EJEMPLOS
El metano (CH4) es tetrédrico porque hay cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno están posicionados en los vértices de un tetrédro, y el ángulo de unión es de 109,5º . Esto es una molécula del AB4 donde A es el átomo central (Carbono) y B representa a los átomos periféricos (Hidrógenos).
El amoníaco (NH3) tiene tres pares de electrones involucrados en la unión, pero hay un par suelto de electrones en el átomo de Nitrógeno. No está unido a ningún otro átomo, aún así influencia a la geometría a través de las repulsiones. Sólo hay tres átomos perféricos, esto es una molécula del tipo AB3E porque el par de electrones libres es representado como E. La geometría molecular de la molécula es un pirámide trigonal .
Otros ejemplos:
AB2E0 : linel = BeCl2 , HgCl2 , CO2
AB2E1 : angular = SO2 , O3 , NO2−
AB2E2 : angular = H2O , OF2
AB2E3 : lineal = XeF2 , I3−
AB3E0 : triangular plana = BF3 , SO3 , CO32−, NO3−
AB3E1 : pirámide trigonal = NH3 , PCl3
AB3E2 : forma de T = ClF3 , BrF3A
AB4E0 : tetraédrica = CH4 , CHCL3 , PO43−, SO42−, ClO4−
AB4E1 : balancín = SF4
AB4E2 : cuadrada plana = XeF4
AB5E0 : bipirámide trigonal = PCl5
AB5E1 : pirámide cuadrada = ClF5, BrF5
AB6E0 : octaédrica = SF6
AB6E1 : pirámide pentagonal = XeOF—5
AB7E0 : bipirámide pentagonal = IF7
| Tipo de molécula | Forma | Disposición electrónica† | Geometría‡ | Ejemplos |
|---|
| AB1En | Molécula diatómica |  | | HF, O2 |
|---|
| AB2E0 | Lineal |  |  | BeCl2, HgCl2, CO2 |
|---|
| AB2E1 | Angular |  |  | NO2−, SO2, O3 |
|---|
| AB2E2 | Angular |  | | H2O, OF2 |
|---|
| AB2E3 | Lineal |  | | XeF2, I3− |
|---|
| AB3E0 | Triangular plana |  |  | BF3, CO32−, NO3−, SO3 |
|---|
| AB3E1 | Pirámide trigonal |  |  | NH3, PCl3 |
|---|
| AB3E2 | Forma de T |  |  | ClF3, BrF3 |
|---|
| AB4E0 | Tetraédrica |  |  | CH4, PO43−, SO42−, ClO4− |
|---|
| AB4E1 | Balancín |  |  | SF4 |
|---|
| AB4E2 | Cuadrada plana |  |  | XeF4 |
|---|
| AB5E0 | Bipirámide trigonal |  | | PCl5 |
|---|
| AB5E1 | Pirámide cuadrada |  |  | ClF5, BrF5 |
|---|
| AB6E0 | Octaédrica |  |  | SF6 |
|---|
| AB6E1 | Pirámide pentagonal |  |  | XeOF—
5, IOF2-
510 |
|---|
| AB7E0 | Bipirámide pentagonal |  |  | IF |
|---|
† Disposición electrónica incluyendo los pares no enlazantes (mostrados en amarillo)
‡ Geometría observada (excluyendo los pares no enlazantes)
.PNG)
BIBLIOGRAFÍAS:
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Enlace_quimico.html
http://quimicadeliciosa.blogspot.com.ar/2012/10/trepev-teoria-de-repulsion-de-pares-de.html
