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Valencia y enlace químico


En esta página se encuentran algunos conceptos básicos de química general e inorgánica, que ayudan al aprendizaje, donde, uno necesariamente debe involucrarse ademas de la parte teoría, con la experimentación, ejercitación y la resolución de problemas que constituye una parte esencial del aprendizaje de esta ciencia
Indice:


GENERALIDADES.

Valencia es el número de electrones que un átomo gana, pierde o comparte al unirse con otro, depende de los electrones del último nivel de energía. Llamados por esto electrones de valencia. Estos electrones de valencia generalmente se representan por los símbolos de Lewis. Ejemplos:

Na. ; Mg :

Para comprender mejor sobre enlace químico, es necesario mencionar lo que se entiende por configuración electrónica estable, y se puede mencionar, que es la que posee un átomo cuando su último nivel de energía presenta todos sus orbitales pareados (como es el caso de los gases nobles que tienen 8 electrones en el último nivel de energía excepto el Helio que tiene 2 electrones en su único nivel de energía). Los átomos de los demás elementos carecen de configuración estable, pero tienen tendencia a completar sus orbitales desapareados en el momento de combinarse con otros, ya sea ganando, perdiendo o compartiendo un cierto número de electrones, de aquí nace el concepto de valencia.

ENELCES QUÍMICOS.

Son fuerzas que mantienen a los átomos en los compuestos químicos. Hay tres clases de enlaces químicos:

Enlace iónico o electrovalente

Enlace covalente

Enlace covalente coordinado o dativo.

Enlace iónico o electrovalente, se presenta cuando: un átomo de metal pierde electrones a favor de otro no-metal que los gana, es decir, ambos se convierten en iones (carga positiva - cargo negativa) y permanecen unidos par formar el compuesto. Ejemplo:

Nax + .Cl: --> Na+ xCl-

Enlace covalente, se presenta cuando: dos átomos comparten un par de electrones, pareando mútuamente sus orbitales desapareados, cada átomo aporta un electrón para la coparticipación. Ejemplo:

H. + xH --> Hx.H (H-H)

Este tipo de enlace es característico de las uniones entres no metales.Enlace covalente coordinado o dativo, es una variedad del enlace covalente, y se presenta cuando; el par de electrones compartidos por dos átomos es proporcionado sólo por uno de ellos, llamado átomo dados. El otro, llamado átomo aceptor, no aporta electrones y se limita a llenar su orbital compartiendo los que le ofrece el átomo dador. Ejemplo:

Cl O Cl + O2 --> O Cl O Cl O

O <-- Cl - O - Cl --> O

A continuación podemos indicar algunas diferencias entre compuestos iónicos y covalentes.

Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica cuando están puros y fundidos, porque en el estado líquido los iones aumentan su movilidad; en cambio los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico cuando están puros.Los compuestos por las fuertes atracciones electrostáticas de los iones, son sólidos de puntos de fusión y de ebullición elevados, generalmente son superiores a 500º C, por ejemplo en el caso del NaCl, su Pf = 800,4º C y su Pe = 1413º C).Los compuestos iónicos forman cristales iónicos; los compuestos covalentes forman cristales moleculares.

FUERZAS INTERMOLECULARES.

Las fuerzas intermoleculares, son las fuerzas de atracción que mantiene unidas a las moléculas de un compuesto covalente. Estas fuerzas de atracción tienen naturaleza eléctrica y actúan, sobre todo, en los sólidos y en los líquidos, todas tienen carácter físico y son más débiles que el enlace químico covalente. Son de tres tipos:

Atracción dipolo-dipolo

Enlaces por puente de hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals.

Atracción dipolo-dipolo: son fuerzas que se ejercen entre dipolos, es decir, entre moléculas que presentan extremos dotados de cargas eléctricas parciales positivas y negativas, por ejemplo el HCl, que tiene un extremo positivo (lado del hidrógeno), y una parte negativa (lado del cloro), esta molécula de ácido clorhídrico se mantiene unida con otra molécula de HCl (que también tiene extremos positivos y negativos), en el que el extremo negativo de una de las moléculas atrae el extremo positivo de la otra, esta atracción dipolo-dipolo, es mayor en los líquidos y sólidos, y menor en los gases, debido a la distancia que existen entre moléculas en las tres fases.

Enlace por puente de hidrógeno: este tipo de enlace es propio de las moléculas que contiene hidrógeno fuertemente polarizado, porque está combinado con una átomo pequeño y altamente electronegativo, poseedor de uno o más pares de electrones solitarios (F, O, N). Por ejemplo la molécula de HF:

+H : F- : +H : F- : +H : F-

Fuerzas de Van der Waals: este tipo de fuerzas actúa entre moléculas no polares, como el metano, oxígeno, hidrógeno, etc., o entre átomos individuales como los de los gases nobles; estas moléculas debido al rápido y constante movimiento de los electrones provocan desequilibrios eléctricos internos que las transforman instante a instante en dipolos de vida corta, de manera que todas las moléculas se comportan como dipolos debilísimos pero capaces de generar fuerzas intermoleculares de atracción.




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