enlaces quimicos

Enlaces Químicos
1. Introducción
2. Tipos De Enlace
3. Valencia
4. Resonancia
5. Conclusiones
6. Bibliografía

1. Introducción
Cuándo hacemos lecheen polvo, o cuando le echamos azúcar al té, ¿desaparece la leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos, que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas preguntas serán respondidas en este informe.
Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que empezar por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar a un lenguajemás técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano, para la mayoría de los elementos alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto, y un solvente, que es él que disolverá al soluto.
¿Qué mantiene unidos a los Átomos?
Un concepto básico en químicaes el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturalezaformando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.
2. Tipos De Enlace
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. Véase Metales.
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. 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. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
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. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
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.
Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódicatienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.
El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común representar un par de electrones compartido por Cl.medio de un guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se escribe Cl
Otros Elementos De Un Enlace
Iones
Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.
Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.
En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.
Elementos electropositivos y electronegativos
Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese
grupo pertenecen los metales.
Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.
Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo.
Electrones de valencia
La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia.
La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.
Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.
Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.
Valencia electroquímica
Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Esta Tabla Ejemplifica Los Tipos De Enlace
3. Valencia
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de Cl. Elotro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, H cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como: o . Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como o y o . Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
Soluciones
Todas las soluciones están formadas por al menos un soluto y un solvente. Las soluciones son mezclas homogéneas entre solutos y solventes. El soluto es el que se disuelve en el solvente. El solvente debe encontrarse siempre en mayor cantidad, excepto el agua.
Conductibilidad
Ningún solvente puro conduce la corriente eléctrica. Y ningún soluto puro conduce la corriente eléctrica, a menos que este en estado líquido. Pero una solución puede conducir la corriente. Para que esto suceda, la solución debe estar formada por un soluto electrolito (es decir, compuestos formado por enlaces iónicos no orgánicos) y por un solvente polar como el agua, lo cual forma una solución electrolita.
Las soluciones de NaCl (sal común) o CuSO4 (sulfato cúprico) en agua conducen la electricidad a toda su intensidad. Pero, el acido acetico o vinagre común (CH3-COOH) al disolverse en agua produce iones los cuales pueden conducir la electricidad, pero solo levemente.
4. Resonancia
Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.
Definiciones
Enlace químico: fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
Enlace iónico: concepto de enlace químico. Enlace iónico. Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos. Límites de estabilidad. Energía de red. Ciclo de born-haber. Propiedades generales de los compuestos iónicos.
Enlace covalente: introducción. Teoría de Lewis. Teoría del enlace de valencia. Carácter dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos. Resonancia. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales moleculares. Moléculas diatómicas homo y heteronucleares. Transición entre el enlace iónico y covalente: electronegatividad y polarización.
Enlace metálico: propiedades generales de los metales. Estructuras de los metales. Teoría de enlace. Conductores aislantes y semiconductores.
Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van del waals: orientación, inducción y dispersión. Enlaces de hidrógeno. Propiedades de los compuestos covalentes.
Tipos de enlace
En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:
1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.
2. Enlace covalente, si comparten los electrones.
3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.
5. Conclusiones
Bueno, como hemos visto al hacer jugo o endulzar al té se producen una serie de reacciones químicas que nunca hubiéramos imaginado. Los enlaces, las soluciones, la fractura de enlaces y la formación de otros, ¿quien lo hubiera imaginado? Pero ahora que sabemos todo esto, cuando nos sentemos a tomarnos un té ya no se nos olvidara pensar en esto.
Bueno hasta aquí llega nuestro informe, y con estos ejemplos de lo aprendido concluimos este informe:

QUIMICA
Indice
1. Introducción
2. Definición de enlace químico.
3. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de pauling.
4. Fórmulas de lewis para moléculas e iones poliatómicos.
5. Geometría electrónica y molecular.
6. Teoría de enlace de valencia.
7. Estado de la materia
8. Glosario
9. Conclusión
10. Bibliografía
1. Introducción
Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones más externas.
En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de minerales que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes se denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los electrones de valencia.
La tendendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su capa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo Lewis.
También hablaremos sobre la electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que la electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros elementos. Sabemos por varios experimentosque las moléculas tienen estructuras definidas; esto es, los átomos de una molécula tienen posiciones definidas relativas uno con el otro en un espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale el estudio experimental denominado El Momento Dipolo.
El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia basado en las estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo para predecir las geométricas moleculares.
La mecánica cuántica posee dos teorías: teoría del enlace de valencia y la teoría de orbítales moleculares, ambas emplean los métodos de la mecánica cuántica pero hacen diferentes suposiciones y simplificaciones.
2. Definición de 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 procesopor el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.
Enlace iónico:
El 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 grupode 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 (NaCl), 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.
NaCl

Enlace Covalente:
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 (figura a).

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 (figura b).

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. (figura c):

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.
Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento se define como eldipolar, producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas:
Q x r
Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que  siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es:
1 D = 3,33 x 10-30 C m
(Donde C es Coulomb y m es metro)
Un momento dipolar se mide colocando una muestrade la sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares. Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos aumentan.
Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de todos los dipolos de enlace de las moléculas.
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

3. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de Pauling.
La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades.
Cuando se tenga algún interésen conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y el enlace será iónico. Se ve por consiguiente, que el grado del carácter iónico del enlace, según sea medido por la cantidad por la carga soportada de los átomos en cada extremo podrá variar desde cero hasta un 100%, dependiendo de las electronegatividades de los átomos unidos.
Por ultimo, vale la pena tomar nota de las tendencias de electronegatividad dentro de la tabla periódica. Se observará que los elementos más electronegativos se encuentran en la parte superior derecha de la tabla; los menos electronegativos se encuentran en la parte inferior izquierda. Esto consiste con las tendencias de la energía de ionización (El) y de la afinidad electrónica (AE). Es también consistente con las observaciones realizadas en donde los átomos procedentes de los extremos opuestos de la tabla —litio y flúor, por ejemplo— forman enlaces que son esencialmente iónicos y que átomos como el carbono y el oxígeno forman enlaces covalentes que sólo son poco polares.


4. Fórmulas de Lewis para moléculas e iones poliatómicos.
Las formulas de Lewis las usamos para mostrar los electrones de valencia en dos moléculas simples. Una molécula de agua puede representarse por uno de los siguientes diagramas.

Una molécula de H2O tiene dos pares electrónicos compartidos, es decir, dos enlaces covalentes simples. El átomo O tiene dos pares no compartidos:
En las formulas de guiones, un par de electrones compartidos se indican por un guión. En el dióxido de carbono (CO2) hay dos dobles enlaces, y su formula de Lewis es:

Una molécula de dióxido de carbono (CO2) tiene cuatro pares electrónicos compartidos, es decir, dos dobles enlaces. El átomo central (C) no tienes pares sin compartir.
Los enlaces covalentes en un ion poliatómico pueden representarse de la misma forma. La formula Lewis para el ion amonio, NH4, muestra solo ocho electrones, aunque el átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total de cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un electrón menos que los átomo originales.

Describir formulas de Lewis es un método de contar los electrones que es útil para la primera aproximación para sugerir esquemas de enlaces. Es importante saber que las formulas de puntos de Lewis solo muestran el número de electrones de valencia, el número y las clases de enlaces y el orden en que están conectados los átomos. No intentan mostrar las formas tridimensionales de las moléculas e iones poliatómicos.
Regla del Octeto. Limitaciones de la regla del octeto para la formula de Lewis.
Regla de octeto. Se basa en que un átomo diferente del hidrógeno tienden a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir, un enlace covalente se forma cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual tenga el octeto completo. Al compartir electrones en un enlace covalente, los átomos individuales pueden completar sus octetos.
La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.
Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.
Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.
1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be.
2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.
3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.
4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.
Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario.
Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central.
Muchas veces que violan las reglas del octeto son muy reactivas por ejemplo, los compuestos que contienen átomos con solo cuatro electrones de valencia (limitación 1 de arriba) o seis electrones de valencia (limitación 2 de arriba) frecuentemente reaccionan con otras especies que suministran pares electrónicos. Compuestos como estos que aceptan un par de electrones para compartir se denominan ácido de Lewis: una base le Lewis es una especie que puede disponer de un par de electrones para compartir. Las moléculas con un número impar de electrones a menudo se dimerizan (combinan en pares) para dar productos que sí satisfacen la regla de octeto, ejemplos son la dimerización del NO para formar N2O2 y del NO2 para formar N2O4.
5. Geometría electrónica y molecular.
Geometría molecular.
Es la distribución tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula influye en sus propiedades físicas y químicas, como el punto de fusión, punto ebullición, la densidad y el tipo de reacción en que puede participar.
La geometría alrededor de un átomo central dado de una molécula, es aquella que hace mínima la repulsión de los pares de electrones, los usados para formar enlaces y los no usados que quedan como pares libres alrededor de cada átomo en la molécula.
Para comprender cabalmente este principio, se debe saber que la estructura electrónica de moléculas en base a la configuración de octetos, necesariamente deja en libertadpares de electrones. Obviamente, estos pares, ubicados alrededor de un átomo que se considere central, deben situarse de manera que la repulsión electrostática entre dos pares, sea mínima. Así, lo primero es hacer un balance electrónico de la molécula en base a octetos, luego decidir cual átomo se considera central para luego analizar que pasa con los pares de electrones alrededor de éste. Los ejemplos de moléculas que se presentan a continuación, cubren prácticamente todas las posibilidades geométricas posibles de alcanzar.

BeCl2 La idea aquí es que los pares de electrones en los enlaces y los pares solitarios de un átomo, se posicionen lo más alejados posibles. Como ejemplos comencemos con la molécula BeCl2 que tiene la estructura de Lewis señalada. Nótese que hay dos pares de electrones alrededor de Be, de modo que para que estos se encuentren lo más alejados posibles, formarán un ángulo de 180° entre sí, generando así la máxima separación entre los pares de electrones. Esto nos genera la estructura lineal para BeCl2.
BeH2 Este caso es similar al anterior, es lineal, no quedan e- libres, todos en los enlaces y produce una conformación lineal
CO2 Recordar que C (1s22s2 2p2), contiene 4 e- en la capa de valencia que corresponden los seleccionados en la figura, todos se comparten para formar los octetos alrededor de cada átomo, no permanecen pares de cargas libres y la molécula es lineal.

BF3 La estructura de Lewis para esta molécula, es la que se presenta a la izquierda. Aquí el B no presenta pares solitarios sin ocupar y solo está rodeado por tres pares de electrones que forman enlaces. Es una molécula deficiente en electrones.
La agrupación de los F a su alrededor a 120° hace mínima la repulsión, por lo que la geometría molecular es la que se muestra, plana formando 120°, un triángulo equilátero.
NH3 Se predice la estructura del NH3 mediante pasos a seguir durante el procedimiento referidos a la figura de la izquierda
PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). Obsérvese que nada se ha establecido aún sobre la verdadera geometría.
PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica.

PASO 3 Se Ubica los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra a continuación
PASO 4 Se Nombra la estructura de la molécula, basándose en la posición de los átomos. Colocando los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que NH3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es una pirámide trigonal.
Hasta el momento hemos tomado casos en que 2, 3 y 4 pares de electrones se ubican alrededor de un átomo del centro. Sin embargo, esto puede ocurrir con 5 y 6 pares de electrones también de modo que conviene mostrar la forma que todos se agrupan alrededor de un átomo, con el fin de lograr la mínima repulsión entre ellos. La Tabla a continuación muestra todos estos casos.


Este esquema lo ocuparemos ahora para deducir la geometría de algunas moléculas típicas.
XeF4 Debido a que los gases nobles presentan una estructura de capas de valencia s p completamente ocupadas, siempre se pensó que eran químicamente inactivos. Así, por muchos años se le consideró gases inertes hasta que en 1960 varios compuestos de Kr, de Xe y de Rn fueron sintetizados. Un ejemplo es el compuesto XeF4 cuya estructura de Lewis se muestra a la derecha.
Nótese que el átomo Xe se encuentra rodeado por seis pares de electrones, en total 12 electrones que exige que la forma adquirida por estos sea octaédrica, como se ve en la figura que acompaña.

La estructura geométrica dependerá de cómo se estos pares solitarios y los enlaces se ubiquen. Las posibilidades son como las que se señala para los casos a , b a la derecha y, obviamente, debemos decidir cuál de estas dos formas geométricas es la correcta.
En el caso a, estos pares solitarios se encuentran a 90° entre sí en cambio, en b están separados por 180° y esta es la geometría más correcta para evitar la repulsión de los pares de electrones solitarios.
La geometría experimental coincide con este análisis, muestra los 4 F ocupando el plano ecuatorial. Así, XeF4 es cuadrado plano con el Xe en el centro molecular
Estructuras geométricas de H2O, NH3, CH4.
Vamos a comparar ahora lo que se logra con las moléculas señaladas, puesto que todas poseen un átomo central con 4 pares electrónicos de los cuales, el metano los ocupa totalmente y las otras en forma parcial. Lo que se logra es

y se ve claramente que la existencia de pares electrónicos libres disminuyen el ángulo de la estructura pseudo-tetraédrica en estas moléculas.
Enlaces múltiples en VSEPR
Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para saber como manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la estructura del ion NO3- para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes


Además, el ion NO3- se sabe que es planar con ángulos de enlace de 120° y esta estructura planar es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo central. Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en la descripción de la geometría molecular. En realidad, esta bien que sea así porque disponer " dos pares solitarios " en un enlace doble, " los obliga a no ser independientes"
En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo
Moléculas que no contienen un átomo central.
Para ilustrar estos casos, usemos la molécula METANOL, la estructura de Lewis se muestra a la derecha y donde se observa que no hay un átomo central, definido sino que el C y el O forman parte del centro molecular.
La geometría se puede predecir investigando previamente como se ordenan los pares solitarios alrededor de cada uno de los átomos participantes, que no son de los extremos, esto es, C y O
Nótese que hay 4 pares solitarios de electrones alrededor del carbono, que lo obligan a adoptar una forma tetraédrico. Alrededor de éste, se ubican 3 átomos H y el átomo O que proviene del grupo OH.

Ahora bien, recordemos que el átomo O en el H2O dispone de 2 pares solitarios sin compartir, que hacen que adopten una geometría angular. En la molécula metanol, una posición del agua está ocupada por el átomo C del CH3 pero preservando la forma angular, como lo muestra la figura a la derecha.
La geometría final se logra conocer juntando ambas formas desarrolladas para cada fragmento y se observa claramente que el H del grupo OH no es lineal respecto a la línea de unión C-O sino que forma un ángulo muy parecido al que corresponde al agua. La última la figura a la izquierda nos entrega la forma final que debe adoptar el Metanol, con un entorno tetraédrico alrededor del átomo C y una forma angular alrededor del átomo O.

I-3 : ion azida. La estructura electrónica de Lewis para este ion es la que aparece en la figura a la izquierda. Allí podemos observar que, si bien no existen enlaces múltiples, el átomo central acomoda en total 10 e 's ocupando orbitales atómicos d superiores. en todo caso, como átomo central maneja 5 pares de electrones de los cuales, 2 forman los enlaces y los otros tres deben agruparse de modo que la repulsión electrónica sea mínima.
La estructura a describe el caso en que dos de los pares solitarios salen perpendicular al plano formado por los átomos y formando un ángulo de 90° con el tercer par solitario (en el plano de los tres átomos de Iodo).
La estructura b produce otra agrupación de los pares solitarios, que también forman 90° entre sí y finalmente, la figura c ubica los tres pares solitarios formando 120° entre sí logrando la mínima repulsión.
La geometría c es la que corresponde al resultado experimental y la molécula I-3 es lineal.
Geometría electrónica: Se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central.
Geometría molecular: Se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones.
6. Teoría de enlace de valencia.
La teoría de enlace de valencia es una teoría aproximada para explicar el enlace por par de electrones o covalente con la mecánica cuántica.
Teoría básica.
De acuerdo con la teoría sobre enlace valencia, se forma un enlace entre dos átomos cuando se satisfacen las condiciones siguientes:
• Un orbital de en un átomo viene a ocupar una porción de la misma región del espacio que ocupa un orbital del otro átomo. Se dice que los dos orbítales se traslapan. Esto se explica ya que a medida que el orbital de un átomo se traslapa con el otro, los electrones en orbítales comienzan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la unión.
• El número total de electrones en ambos orbítales no es mayor a dos. Lo dos orbítales no pueden contener más de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo pueden estar dos electrones (esto ocurre siempre y cuando si los espines de los electrones son opuestos).
A medida que el orbital de un átomo se traslapa con el orbital de otro, los electrones en los orbítales empiezan a moverse alrededor de ambos átomos. Debido a que los electrones son atraídos a ambos núcleos a la vez, jalan juntos a los átomos. La fuerza del enlace depende de la cantidad de traslape; mientras mayor sea la sobreposición mayor será la fuerza de la unión. Los dos orbítales no pueden contener mas de dos electrones, porque en una región dada del espacio solo pueden estar dos electrones (y eso solamente si los espines de los electrones son opuestos).
Importancia del enlace químico.
El enlace es la unión entre los átomos de un compuesto. La unión o enlace entre los átomos tiene su origen en la estructura electrónica de los mismos. La actividad químicade los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que es muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a estos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal.
La sal común es una sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y aderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que el aguadel mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras funciones vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal alcalino, el sodio. Ambos en estado puro son extremadamente peligrosos para el hombre, sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es inocua en pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto químico, una sustancia muy diferente de los elementos que la componen.
Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de distintos elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno, hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para unirse se transforman en iones, átomos con carga eléctrica. Estos iones se unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se realiza mediante enlaces químicos.
7. Estado de la materia
Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio, en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Como muestra la siguiente figura:

En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada con poca libertad de movimiento. En un líquido las moléculas están unida, pero no en una posición tan rígida y se puede mover libremente. En un gas, las moléculas están separadas por distancias que son grandes en comparación con el tamaño de las moléculas.
Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo el hielo) se fundirá por calentamiento y formará un líquido (agua). (La temperatura a la cual se da esta transición de denomina punto de fusión). El calentamiento anterior convertirá el líquido en un gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido.) por otro lado el enfriamiento de un gas lo condensará para formar un líquido. Cuando el líquido se enfría aun más se congelará y se formará un sólido.
El plasma es considerado como el cuarto estado de la materia, pues su presencia en el universo es muy abundante. Se trata de una masa gaseosa fuertemente ionizada en la cual, como consecuencia de temperaturas extremadamente elevadas, los átomos se han visto despojados de su envoltura de electrones y coexisten con los núcleos atómicos en un estado de agitación intensa. Las estrellas, durante una parte importante de su vida, están constituidas por grandes masas de plasma. Debido a la violencia de los choques entre núcleos, en tales condiciones se producen reacciones de síntesis de núcleos nuevos con una considerable liberación de energía. El Sol es esencialmente una enorme esfera de plasma.
8. Glosario
• Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que participan en el enlace.
• Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados en el enlace químico.
• Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de átomos ó moléculas.
• Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o moléculas.
• . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan porEnlace sigma, los extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que se unen.
• enlace covalente formado por el traslapeEnlace pi, lateral de los orbítales; su densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos que están unidos.
• Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados.
• Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para describir el enlace en una molécula o ion.
• Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
• Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclasde los orbítales atómicos en un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos.
• Orbítales Híbridos: son orbítales atómicos que se que se obtienen cuando dos o más orbítales no equivalentes, del mismo átomo, se combinan preparándose para la formación del enlace covalente.
• Orbítales moleculares. Orbítales producto de las interacciones de los orbítales atómicos de los átomos que se unen.
• Solapamientos de Orbítales. Interacción de orbítales de átomos diferentes en la misma región del espacio.
• Plana Trigonal. Ocurre si hay tres pares de electrones en la capa de valencia de un átomo, el cual tienden a estar acomodados en un plano, dirigidos hacia los vértices de un triángulo de lados iguales (triángulo equilátero), las regiones del espacio ocupadas por pares electrónicos están dirigidas a ángulos de 120º uno al otro.
• Plana Cuadrada. Termino usado para describir las moléculas e iones poliatómicas que poseen un átomo en el centro y cuatro átomos en las esquinas de un cuadrado.
• Plasma. Mezcla de iones y electrones, como en una descarga eléctrica. En ocasiones el plasma se ha considerado el cuarto estado de la materia.
• Hielo cuántico. El hielo cuántico es un estado en el que la materia está tan próxima al cero absoluto (0 ºK) que el movimiento atómico disminuye: Todos los núcleos se colapsan en un "superátomo" alrededor del cual giran todos los electrones. Se ha considerado el quinto estado de la materia.
9. Conclusión
Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los elementos tienen cargas iguales al número de grupos.
Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos a dos átomos por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes.
La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para la regla del octeto, en particular para los compuestos covalentes de berilio, para los elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer periodo y subsecuentes de la tabla periódica.
Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad) permite distinguir el enlace covalente polar del enlace covalente no polar.
Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de la capa de valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicar reglas sencillas para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formula de Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto, no son poco comunes las excepciones a esta regla. Se pueden obtener las formulas de Lewis al seguir las reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con frecuencia ayudara a decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de una molécula o ion.
La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en el espacio, no de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo central.
La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica cuántica en el cual se forman orbítales híbridos mediante la combinación y reacomodo de los orbítales de un mismo átomo. Todos los orbítales híbridos tienen la misma energía y densidad electrónica y el número de orbítales híbridos es igual al número de orbítales atómicos puros que se combinan.
La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso (aunque se habla de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico respectivamente).
La experiencia de Rutherford fue crucial en la determinación de la estructura atómica. Los párrafos que siguen son un extracto de su propia comunicación (1911):
"Es un hecho bien conocido que las partículas alfa y beta sufren desviaciones de sus trayectorias rectilíneas a causa de las interacciones con los átomos de la materia.
Parece indudable que estas partículas de movimiento veloz pasan en su recorrido a través de los átomos, y las desviaciones observadas son debidas al campo eléctrico dentro del sistema atómico.
Las observaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa, indican que algunas de estas partículas deben de experimentar en un solo encuentro desviaciones superiores a un ángulo recto.
Un cálculo simple demuestra que el átomo debe de ser asiento de un intenso campo eléctrico para que se produzca una gran desviación en una colisión simple..."

En aquella época Thomson había elaborado un modelo de átomo consistente en un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. Rutherford pone a prueba este modelo y sugiere el actual modelo de átomo.
"La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución del átomo, capaz de producir los efectos observados. En efecto, la dispersión de partículas cargadas de alta velocidad por los átomos de la materia constituyen uno de los métodos más prometedores de ataque del problema.."
En la simulación de la experiencia de Rutherford, consideramos una muestra de un determinado material a elegir entre varios y la situamos en el centro de un conjunto de detectores dispuestos a su alrededor. El blanco es bombardeado por partículas alfa de cierta energía producidas por un material radioactivo. Se observa que muy pocas partículas son desviadas un ángulo apreciable, y se producen muy raramente sucesos en los que la partícula alfa retrocede.

Descripción
Como hemos visto al estudiar el fenómeno de la dispersión, la interacción entre partículas cargadas positivamente corresponde a una fuerza central y conservativa. La energía total es siempre positiva por lo que la trayectoria es siempre una hipérbola.
Se denomina parámetro de impacto a la distancia existente entre la dirección de la partícula incidente y el centro de fuerzas.
Una vez que la partícula ha sido dispersada por el núcleo se aleja del centro de fuerzas siguiendo una trayectoria que tiende asintóticamente a una línea recta. El ángulo  que forma dicha recta con el eje horizontal se denomina ángulo de dispersión.
La fórmula que relaciona el parámetro de impacto b con el ángulo de dispersión  para una energía E dada de la partícula alfa, como hemos visto, es la siguiente.


Sección eficaz para la dispersión
Consideremos un haz uniforme de partículas cargadas, todas con la misma masa y energía que inciden sobre un centro de fuerzas, por ejemplo, un núcleo de una muestra metálica
El haz incidente está caracterizado por su intensidad I, que mide el número de partículas que atraviesan el área normal al haz en la unidad de tiempo. La dirección final de cada partícula del haz será diferente debido a la dispersión por el núcleo.
Se denomina sección eficaz para la dispersión  al número de partículas dispersadas en el ángulo sólido d por unidad de tiempo, dividido entre la intensidad incidente.

El área sombreada de la esfera tiene un área (2R•sen)(Rd), que corresponde al ángulo sólido d= 2sen d.
El número de partículas que inciden sobre el centro dispersor con un parámetro de impacto entre b y b+db es el producto de la intensidad I por el área del anillo que se muestra a la izquierda de la figura I•(2bdb). Dichas partículas cambiarán su dirección debido a la dispersión, estando su ángulo de desviación comprendido entre  y +d. Luego,

El signo menos significa que a un incremento del parámetro de impacto b, le corresponde a una disminución del ángulo de dispersión 
Simplificamos la intensidad I del haz incidente.

Teniendo en cuenta la relación entre parámetro de impacto b y ángulo de dispersión .


Llagamos a la siguiente relación

Donde Z es el número atómico del blanco, z el número atómico del proyectil, e la carga del electrón, E la energía de la partícula incidente, y  el ángulo de dispersión
Esta es la famosa fórmula de Rutherford, la sección eficaz diferencial de dispersión, confirmada por las experiencias de Geiger y que dio lugar a un nuevo modelo de átomo, formado por un núcleo muy pequeño cargado positivamente y una región amplia en torno al núcleo en la que se distribuye la carga negativa.

Actividades
Se elige el material del blanco, en el control de selección Material del blanco.
Se introduce
• la energía de la partícula alfa en MeV
Se pulsa el botón titulado Empieza
Las partículas alfa emitidas por el material radioactivo comiencen a bombardear el blanco.
Al lado del material del blanco elegido, se proporciona el dato de su numero atómico Z. Cuanto mayor sea éste, mayor será la intensidad de la fuerza repulsiva entre el núcleo fijo de dicho elemento y la partícula alfa. Verificar la influencia del número atómico en el experimento de dispersión, manteniendo constante la energía de las partículas alfa incidentes.
Experimentar con distintos blancos y energías de las partículas alfa. Observar que son muy raros los sucesos en los que la partícula alfa experimenta una gran desviación.
Este programa interactivo no es una simulación real de la experiencia de Rutherford, solamente trata de explicar los aspectos esenciales de este famosa experiencia. El programa ha sido alterado para mostrar algunos sucesos en los que una partícula alfa resulta desviada, que en la experiencia real son altamente improbables.


Simulación de la experiencia de Rutherford
Los experimentos llevados a cabo por Geiger y Mardsen en el laboratorio de Rutherford consistían en bombardear una lámina de oro de menos de un micrómetro de espesor con partículas alfa que provenían de la desintegración del radio y cuya energía era del orden de 5 MeV.
Observaron que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson. Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo, el cual debería alojar en su interior una fuente pequeña pero intensa de campo eléctrico, el núcleo.
El programa interactivo (más abajo) simula un haz cilíndrico y homogéneo de partículas que se dirigen hacia los átomos que forman el blanco. Se dispersan debido a la interacción eléctrica y se registran en unos detectores de anchura angular 1º, que en forma de anillo que cubren el intervalo 0-180º.
Los detalles del modelo simulado, así como la gran variedad de experiencias que pueden realizarse con el programa original se pueden consultar en el texto el artículo mencionado en las referencias. En nuestra versión simplificada, se supondrá que la masa del núcleo es mucho mayor que la del proyectil, y que el espesor del blanco será tal que cada partícula incidente del haz experimenta una única interacción.
• Se elige el material del blanco, en el control de selección Blanco.
• Se elige el tipo de partículas incidentes, en el control de selección Proyectil.
Se introduce
• La energía de las partículas incidentes en MeV, en el control de edición titulado Energía
• El número de partículas incidentes, en el control de edición titulado N.proyectiles
Se activa el botón de radio Resultados y se pulsa el botón titulado Calcula, el programa muestra el número de partículas dispersadas en distintos intervalos angulares.
Se activa el botón de radio titulado Gráfica y a continuación, se pulsa el botón titulado Calcula. Comprobamos la fórmula de Rutherford de la siguiente manera:
Tomando logaritmos en la fórmula de Rutherford

donde  ( )= N/(2•sen, N es el número de partículas registradas en el detector de ángulo .
En el eje vertical, se representa el logaritmo de  ( ). En el eje horizontal se representa el logaritmo del seno de la mitad del ángulo de dispersión sen /2).
Se obtiene una línea recta cuya pendiente es –4 o un número muy próximo a éste. Verificándose de este modo, la famosa fórmula de Rutherford.



Compuestos químicos
PRACTICA 1
ESTUDIO DE LAS PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE ALGUNOS COMPUESTOS FUNCION DEL TIPO DE ENLACE QUIMICO.
INTRODUCCION
Las propiedades físicas y químicas de los elementos y de sus compuestos dependen de las estructuras atómicas y moleculares o cristalinas en que existen.
Podemos llegar a predecir para los materiales sus comportamientos en diferentes situaciones si conocemos sus propiedades físicas y químicas, estas a su vez nos permiten clasificar a la materia entre diferentes estados físicos y químicos, comportamientos metálicos o no-metálicos, propiedades oxidantes y reductoras, etc. También, un mismo elemento o compuesto químico puede presentarse con estructura sólida diferente y tendrá por ello diferentes aplicaciones, por ejemplo: el carbono es muy duro en forma de diamante, con estructura tetraédrica, mientras que en la forma de grafito, por ser laminar puede servir como lubricante y el carbono amorfo en muy pequeños tamaños de partícula puede adsorber otras partículas también muy pequeñas y entonces servir para purificar soluciones.
Otras pruebas como solubilidad en agua u otros disolventes y pruebas de conductividad eléctrica manifestarán que tipo de enlace químico hay en los compuestos que se estudian.
Los compuestos pueden clasificarse en función del enlace químico que se encuentre presente; estos pueden ser iónicos, covalentes o metálicos.
Los compuestos que contienen enlaces iónicos están formados por iones positivos y negativos dispuestos unos con respecto a los otros en forma regular en un enrejado cristalino, cuando los compuestos son sólidos. La atracción entre los iones es de naturaleza electrostática y se extiende igualmente en todas direcciones.
Los compuestos con enlace covalente están formados generalmente por moléculas discretas, los enlaces son direccionales y existen fuerzas de enlace covalente entre los átomos de esa molécula y otra. En el sólido solamente actúan fuerzas de carácter débil entre una molécula y otra, las cuales son llamadas fuerzas de Van der Waals.
Los compuestos iónicos en solución o en estado fundido pueden conducir la corriente eléctrica en forma importante, y este comportamiento es débil en los compuestos covalentes polares o no se presentará si el compuesto es covalente no polar.
En un cristal iónico, los iones están atrapados en sitios fijos en la red cristalina, estos no pueden migrar y por lo tanto no pueden conducir la corriente eléctrica. Si el cristal no es perfecto, se pueden presentar una conducción del ión desde un punto de la red al punto vacante de la misma. En contraste los compuestos covalentes están aislados, pues ellos no presentan cargas eléctricas y por lo tanto no conducen la corriente eléctrica en ninguno de los estados sólidos, líquidos o gaseosos.
Los metales son buenos conductores en general. La naturaleza del enlace metálico hace que existe una nube de electrones móviles en el sólido responsable de esta conductividad eléctrica y otras propiedades como el brillo metálico.
En cuanto a la solubilidad: los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua y en disolventes polares, esto es, disolventes con alta constante dieléctrica, mientras que los compuestos covalentes que no sean polares sólo se disolverán en disolventes orgánicos no polares, o sea, disolventes de baja constante dieléctrica como el benceno y el tetracloruro de carbono.
Respecto a las temperaturas de fusión, éstas también están en función del tipo de enlace presente en el compuesto. La fusión de compuestos iónicos implica necesariamente el rompimiento de la red cristalina, esto requiere una considerable energía de tal manera que los puntos de fusión y de ebullición son generalmente altos, y los compuestos son muy duros.
La energía calorífica requerida para fundir o evaporar un compuesto covalente es comúnmente baja, debido a su naturaleza y carácter débil de las fuerzas de Van der Waals. Por lo tanto los compuestos que presentan enlaces covalentes son por lo general gases, líquidos y algunas veces sólidos pero con bajo punto de fusión, en algunas ocasiones presentas estructuras covalentes infinitas en tres dimensiones en lugar de moléculas discretas, en estos casos operan fuerzas de enlace fuertes en todas direcciones; algunos ejemplos son el diamante y la sílice (SiO2), son compuestos covalentes pero muy duros y tienen altos puntos de fusión.
Los metales se caracterizan también por poseer altos puntos de fusión.
OBJETIVOS
• Revisión de los distintos tipos de enlace.
• Relacionar los compuestos con el tipo de enlace que los forman
• Revisar las propiedades de los diferentes tipos de compuestos en función del tipo de enlace
REACTIVOS:
• hidróxido de sodio.
• aluminio en polvo.
• cinta de magnesio.
• Glucosa.
• Parafina .
• Nitrato de potasio.
• Benceno.
• Sulfato de cúprico.
• Cloroforno.
• Cloruro de sodio.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
• CONDUCTIVIDAD
Introduzca los electrodos en cada una de las disoluciones que se le proporcionen, cuidando que la distancia entre ellos sea la misma en todos los casos. Anote las observaciones junto al nombre de la sustancia. Si es conductor fuerte use (++), si se trata de un conductor débil (+) y si no es conductor (0).
Tome 3g de nitrato de potasio y fúndalos dentro de un crisol con la llama de un mechero, e inmediatamente, mida la conductividad de la sal fundida. Repita lo anterior pero ahora con tetracloruro de carbono como disolvente. Anote sus observaciones.
• SOLUBILIDAD
Coloque una pequeña cantidad de los compuestos que se citan a continuación (la que tome con la punta de una espátula) en tubos de ensayo agregando aproximadamente 2 mL de agua destilada. Anote sus observaciones.
Las sustancias son : líquidos: benceno y cloroformo y sólidos: glucosa, cloruro de sodio, hidróxido de sodio, parafina, sulfato cúprico, nitrato de potasio.
Repita lo anterior pero ahora con tetracloruro de carbono como disolvente. Anote sus observaciones.
C) PUNTO DE FUSIÓN
Coloque en 7 tubos de ensayo 0,5 g de las siguientes sustancias sólidas: glucosa, sulfato cúprico, hidróxido sódico, cloruro sódico y nitrato potásico, limaduras de hierro, magnesio.
Caliente directamente a la llama de un mechero cada tubo durante un minuto.
Clasifique los puntos de fusión en bajo si funden durante el tiempo de calentamiento, y alto si no funden durante ese tiempo.
RESULTADOS
De acuerdo con sus observaciones complete la siguiente tabla:
Sustancia Conductividad Solubilidad
H2O/CCl4 Punto de Fusión ( !ó! ) Tipo de enlace
Glucosa
Cloruro de sodio
Hierro
Hidróxido de sodio
Parafina
Magnesio
Nitrato de potasio
Benceno
Cloroformo
Sulfato cúprico
( !ó! ) : alto ó bajo.
CUESTIONES FINALES
- De acuerdo con los datos de la tabla anterior deduzca para cada sustancia en el tipo de enlace correspondiente (covalente polar, covalente no polar, iónico o metálico). Explique la respuesta.
- De los analizado en esta práctica ¿qué podría esperarse en cuanto a la conductividad, solubilidad y punto de fusión de compuestos como: dióxido de carbono, cloruro de plata o cromo?.


Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A 0
Config s 1 s 2 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6
Período metales



Nº Z Nºoxidac.
masa E

nombre
no metales
1 1 ± 1
1,00 H
hidrógeno

Alcalino-
térreos
Térreos Carbo- noideos
Nitroge- noideos
Calcógenos
Anfígenos
G.Nobles>
Halógenos
2 0
4,00 He
helio


2 3 1
6,94 Li
litio

4 2
9,01 Be
berilio




5 3
10,81 B
boro

6 ±4,2
12,01 C
carbono

7 24±35
14,00 N
nitrógeno

8 -2
15,99 O
oxígeno

9 -1
18,99 F
fluor

10 0
20,18 Ne
neón


3 11 1
22,99 Na
sodio

12 2
24,30 Mg
magnesio

metales pesados (transición) 13 3
26,98 Al
aluminio

14 4,2
28,08 Si
silicio

15 ±3,5
30,97 P
fósforo

16 ±2,4,6
32,06 S
azufre

17 ±1357
35,45 Cl
cloro

18 0
39,94 Ar
argón


frágiles dúctiles (1)
4 19 1
39,1 K
potasio

20 2
40,08 Ca
calcio

21 3
44,95 Sc
escandio

22 4,3
47,87 Ti
titanio

23 5432
50,94 V
vanadio

24• 2,3,6
51,99 Cr
cromo

25 23467
54,94 Mn
manganeso

26 3,2
55,84 Fe
hierro

27 2,3
58,93 Co
cobalto

28 2,3
58,69 Ni
niquel

29• 2,1
63,54 Cu
cobre

30 2
65,40 Zn
cinc

31 3
69,72 Ga
galio

32 4
72,64 Ge
germanio

33 ±3,5
74,92 As
arsénico

34 -2,4,6
78,96 Se
selenio

35 ±1357
79,90 Br
bromo

36 0
83,8 Kr
criptón


5 37 1
85,47 Rb
rubidio

38 2
87,62 Sr
estroncio

39 3
88,90 Y
itrio

40 4
91,22 Zr
circonio

41• 5,3
92,9 Nb
niobio

42• 65432
95,9 Mo
molibdeno

43 7
(97,9) Tc
tecnecio

44• 42368
101 Ru
rutenio

45• 3,2,4
102,9 Rh
rodio

46• 2,4
106,4 Pd
paladio

47• 1
107,9 Ag
plata

48 2
112,4 Cd
cadmio

49 3
114,8 In
indio

50 4,2
118,7 Sn
estaño

51 ±3,5
121,7 Sb
antimonio

52 -2,4,6
127,6 Te
teluro

53 ±1357
126,9 I
yodo

54 0
131,3 Xe
xenón


6 55 1
132,9 Cs
cesio

56 2
137,3 Ba
bario

57-71
*
72 4
178,5 Hf
hafnio

73 5
180,9 Ta
tantalio

74 65432
183,8 W
volframio

75 74621
186,2 Re
renio

76 42368
190,2 Os
osmio

77 4236
192,2 Ir
iridio

78• 4,2
195,1 Pt
platino

79• 3,1
197 Au
oro

80 2,1
200,6 Hg
mercurio

81 1,3
204,4 Tl
talio

82 4,2
207,2 Pb
plomo

83 ±3,5
208,9 Bi
bismuto

84 2,4,6
(209) Po
polonio

85 
(210) At
astato

86 0
(222) Rn
radón


7 87 1
(223) Fr
francio

88 2
(226) Ra
radio

89-103
**
104
(261) Rf
rutherfordio

105
(262) Db
dubnio

106
(266) Sg
seaborgio

107
(264) Bh
bohrio

108
(277) Hs
hassio

109
(268) Mt
meitnerio

110
(271) Ds
darmstadtio

111
(272) Rg
roentgenio

112
Uub
(285)
113
Uut
114
Uuq
(289)
115
Uup
116
Uuh
117
Uus
118
Uuo


6 *Lantánidos 57 3
138,9 La
lantano

58 3,4
140,1 Ce
cerio

59 3,4
140,9 Pr
praseodimio

60 3
144,2 Nd
neodimio

61 3
(145) Pm
promecio

62 3,2
150,3 Sm
samario

63 3,2
152 Eu
europio

64 3
157,2 Gd
gadolinio

65 3,4
158,9 Tb
terbio

66 3
162,5 Dy
disprosio

67 3
164,9 Ho
holmio

68 3
167,2 Er
erbio

69 3,2
168,9 Tm
tulio

70 3,2
173 Yb
iterbio

71 3
175 Lu
lutecio

Tierras
raras

7 **Actínidos 89 3
(227) Ac
actinio

90 4
232 Th
torio

91 5,4
231 Pa
protactinio

92 6543
238 U
uranio

93 5643
237 Np
neptunio

94 4653
(244) Pu
plutonio

95 6543
(243) Am
americio

96 3
(247) Cm
curio

97 4,3
(247) Bk
berquelio

98 3
(251) Cf
californio

99 3
(252) Es
einstenio

100 3
(257) Fm
fermio

101 3
(258) Md
mendelevio

102 3,2
(259) No
nobelio

103 3
(262) Lr
laurencio


(1) punto de fusión bajo; ( Z • ) config. electrónica anómala ; , radiactivo. ; Hacia arriba y derecha aumenta los caracteres: no metálico, ácido, electronegativo y oxidante.
Config. d 1 f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14
alcalinos_metal alcalinoterreos_metal predominio_metal predominio_metal semimetales no_metal halógenos_no_metal gases_nobles Lantánidos Actínidos
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES SINTÉTICO color de símbolo (estado a 25º C)

• ENLACE QUÍMICO.-
Unión química entre dos átomos enlazados, considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.
Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones(con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.
La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la configuración de un gas noble.
• TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS:
• ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:
Existe entre dos átomos cuando uno de ellos (X) pierde un electrón quedando cargado positivamente (X+), y el otro (Y) gana un electrón resultando ser cargado negativamente (Y-); éstos átomos se atraen por fuerzas electrostáticas y forman compuestos iónicos (X+;Y-).
Esto es debido a las atracciones electrostáticas entre partículas químicas iónicas:
Cationes(+) : Partículas químicas cargados electropositivamente.
Aniones(-) : Partículas }químicas cargadas electronegativamente.
Ejemplo:
Mediante los enlaces iónicos se forman compuestos químicos, conocidos como iónicos; por ejemplo, el fluoruro de litio se forma cuando un átomo de litio le cede al flúor el único electrón que tiene en su último nivel, lográndose así que los átomos de litio y flúor se estabilicen y se transformen en íones; el litio, por haber perdido un electrón, se convierte en un anión.
Ejm: Molécula Iónica del Cloruro de Sodio









ESTRUCTURA DE LEWIS:
Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ejm:
Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado:
REGLA DEL OCTETO:
Es una forma de afirmar la estabilidad de valencia, pueden alcanzar esta constitución ganando electrones hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un ion positivo. Ejm.
•
•
Como lo muestra los electrones que intervienen en las uniones químicas son los del último nivel. Por lo tanto, para abreviar, sólo trabajaremos con éste último nivel, con cada átomo que tengamos que unir. Cuando es necesario debemos agregar otro átomo que nos permita completar la unión química como lo indica la REGLA DEL OCTETO.
• ENLACE COVALENTE:
Se producen cuando dos átomos enlazados comparten 1, 2 y hasta 3 pares de electrones de enlace. Es producto del comportamiento de uno o más electrones entre dos átomos, debido a la poca diferencia de su electronegatividad, por lo que forma que cada uno alcance su configuración electrónica. En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes.
• ENLACE COVALENTE COORDINADO.- Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ejm. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H

• ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES: Son las que participan con más de un par de electrones entre cada dos átomos; si participan dos se le denomina enlace doble; si son tres enlace triple, etc.
ESTRUCTURA MOLECULAR
La distribución de los átomos en una parte o en una molécula presenta su geometría espacial, cuya comprensión es útil para determinar la polaridad de las moléculas:
• GEOMETRÍA MOLECULAR Y REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS:
La forma geométrica u organización tridimensional de los átomos de las moléculas tiene efecto sobre las propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc.) y propiedades químicas (tipo de reacciones, velocidad de reacción) de los compuestos.
Los electrones de valencia enlazados y no enlazados de cada átomo se repelen entre si, produciendo que los átomos a los cuales están enlazados se mantengan separados.
Las formas moleculares son tales que las repulsiones sean mínimas.
El modelo de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) está basado en estos hechos:
Las fuerzas de repulsión entre los pares de electrones enlazantes y pares no enlazantes siguen el siguiente orden, de mayor a menor:
Par no enlazante
Vs.
par no enlazante
> Par no enlazante
Vs.
par enlazante
> Par enlazante
Vs.
par enlazante
Los enlaces dobles y triples deben ser tratados como si fuesen enlaces simples.
Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas.
Cuando las moléculas tienen enlaces polares, las formas geométricas tienen cargas positivas y negativas que tornan la molécula un dipolo, siendo la polaridad medida por el momento dipolar
, siendo Q la cantidad de carga de cada polo en Coulomb y r la distancia entre las cargas en metros.
Ejemplos:
El fluoruro de hidrógeno, HF El agua, H2O

Geometría de moléculas con átomo central sin pares de electrones libres:
TIPO: AB2 GEOMETRIA: lineal EJEMPLOS: BeCl2, HgCl2
B-A-B
ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB3 GEOMETRIA: plana trigonal EJEMPLOS: BF3,AlCl3

ESTRUCTURA DE LEWIS:


TIPO: AB4 GEOMETRIA: tetraédrica EJEMPLOS: NH4+, CH4.


ESTRUCTURA DE LEWIS:


Geometría de moléculas con átomo central con uno o más pares libres:
TIPO: AB2E GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: SO2

ESTRUCTURA DE LEWIS:


TIPO: AB2E2 GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: H2O, H2S

ESTRUCTURA DE LEWIS:



TIPO: AB3E GEOMETRIA: pirámide trigonal EJEMPLOS: NH3

ESTRUCTURA DE LEWIS:



• TIPOS DE ENLACE COVALENTE:
b.1. ENLACE SIGMA()
Se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos, un electrón al par electrónico de enlace. Las uniones químicas también se clasifican de acuerdo al tipo de orbitales participantes en el enlace, así como a su orientación en: enlace sigma, y enlace pi, . En el enlace sigma se conocen tres tipos, los cuales se describen a continuación:
Enlace sigma “s” ( s ). se manifiesta cuando se recubren dos orbitales “s”

Enlace sigma “sp” ( sp ).- ocurre cuando se une un orbital “s” y un orbital “p”.


Enlace sigma “p” ( p ).- se observa cuado dos orbitales “p” se recubren en forma longitudinal.

b.2. ENLACE Pi ( )
Se forma después del enlace sigma; es el segundo o tercer enlace formado entre dos átomos, debido a la superposición lateral de los orbitales “p”. Sus electrones se encuentran en constante movimiento.


Enlace Doble y Triple
• ENLACE COVALENTE POLAR:
Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; la propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares.
Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares. Ejm:

Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares
ELECTRONEGATIVIDAD:
Es la capacidad que tiene el átomo en compuesto químico para atraer sus electrones de enlace, los compuestos diatómicos, de acuerdo a carácter iónico porcentual se clasifican en:
% TIPO DE ENLACE
0 a 18 Covalente Apolar
18 a 51 Covalente Polar
> a 51 Iónico

El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.
Si
electronegatividad = 0
enlace covalente
Si
enlace polar
Si
electronegatividad> 3,0
enlace iónico
Ejemplos:
KF, la diferencia de electronegatividad del enlace es (4,0-0,8) = 3,2 , por lo que el compuesto es iónico.
HF, la diferencia de electronegatjvidad del enlace es (4,0-2,1) = 1,9 ; el compuesto es polar.
CO, la diferencia de electronegatividad del enlace es (3,5-2,5) = 1,0 ; el monóxido de carbono es un compuesto polar.
H2O, la diferencia de electronegatjvidad de cada enlace OH es (3,5-2,1) = 1,4 ; el agua es un compuesto polar.
• ENLACE METÁLICO
La unión es completa; la situación electrónica en los metales es imaginar al cristal como una serie de iones iguales sumergidos en un mar de electrones; siendo la causa para la cohesión de los metales.
• INTERACCIONES ENTRE PARTÍCULAS QUÍMICAS
En general, las interacciones intermoleculares son mucho menores que los enlaces químicos.

• FUERZA DE VAN DER WAALS
Son los causantes a que los gases se aparten del comportamiento ideal; son las mismas que mantienen unidas a las moléculas en los estados líquido y sólido.
En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas.
1.- Orientación.
2.- Inducción.
3.- Dispersión.
4.- Repulsión




Orientación Inducción Dispersión Repulsión
• FUERZA DIPOLO - DIPOLO
Cuando las moléculas polares se atraen entre sí; de tal manera que el polo positivo se quede más cercano al negativo de la otra(- +); si representamos, entonces:



• FUERZA ION - DIPOLO
Es cuando las moléculas e iones se atraen mutuamente; el polo negativo es atraído por los cationes; el positivo por los aniones. Ejm:

• FUERZAS DE LONDON
Todos los gases nobles y las moléculas no polares son susceptibles de ser licuados, las fuerzas de atracción son débiles; las moléculas no polares se atraen mutuamente.

• ENLACE DE HIDRÓGENO
Es cuando la presencia de una fuerza de atracción entre ciertas moléculas, tal que es mayor de lo que sería de esperarse en una interacción dipolo-dipolo y menor que los enlaces covalentes; en resumen las energía se relacionan así:
Fuerzas de Atracción de Van Der Waals Enlace Hidrógeno Enlace Covalente
1 10 100
Ejm: Un enlace entre un hidrógeno y un átomo electronegativo como el F, O o N es muy polar

Cada molécula de agua, puede participar en cuatro enlaces de hidrógeno


• MATERIALES Y REACTIVOS:
• MATERIALES:
• 01 equipo de sistema eléctrico y accesorios.
• 01 equipo de calentamiento (estufa eléctrica)
• 07 vasos de precipitados de 150 ml.
• 04 pipetas graduadas de 10 ml.
• 06 tubos de ensayo.
• REACTIVOS QUÍMICOS:
o

o Kerosene
o CH3COOH
o Agua destilada
o Cloroformo
o CCl4
o Azúcar
o NaCl
o C2H5OH
o NH4OH
o H3BO3
o HCl
o Acetona
o Benceno
o Etanol
o H2SO4
o HNO3
o Aceite, etc.

• PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:
• Ensayo N°1: SOLUBILIDAD
• “LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE”
• Se Mezcaln:
o Cuando tienen el mismo enlace químico y presentan iguales tipos de fuerzas.
H2O y C2H5OH Se mezclan.
H2O y Azúcar Se mezclan
Hg y Au Se mezclan.
• No se Mezclan:
o Cuando no presentan el mismo enlace químico y poseen distintos tipos de fuerzas:
H2O No se mezcla.
En efecto los compuestos covalentes no polares si disuelven en compuestos covalentes no polares; debido a la presencia de las Fuerzas de London; de igual manera los compuestos covalentes polares se disuelven en compuestos covalentes polares por la presencia de las fuerzas dipolo dipolo.
• Ensayo N° 2: ESTUDIO DEL ENLACE IÓNICO Y COVALENTE POR CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA:
o En en vaso precipitado conteniendo aproximadamente 50 ml de solución de NaCl; C2H5OH; H3BO3; NH4OH; CH3COOH; sacarosa y HCl; luego se introduce los electrodos de cobre con mucho cuidado dentro de la solución; esto se debe mantener separados y luego fijarlos.
o Conectar el tomacorriente y luego se observa el foco cuyo resultado se anota con los calificativos: fuerte, mediano y nulo.
o Se desconecta el toma corriente; luego se extrae los electrodos de la solución en experimento, se lava con agua destilada y luego se le seca.
o Según los pasos mencionados se obtuvo los resultados siguientes:
NaCl : fuerte
C2H5OH : nulo
H3BO3 : fuerte
NH4OH : mediano
CH3COOH : mediano
Sacarosa : nulo
HCl : fuerte
Cuadro 1:
Sustancia Iónico Covalente Tipo de Intensidad de Paso de Corriente Eléctrica Tipo de Enlace Químico Predominante
Catión (+) Anión (-)
NaCl Na+ Cl- Brillante Iónico
HCl H+ Cl- Parcialmente Brillante Iónico Covalente parcial
Pb(CH3COO)2 Pb2+ 2CH3COO- Iónico Bajo Iónico
KOH K+ OH- Brillante
H2SO4 2H+ SO42- Brillante Iónico
• CONCLUSIONES:
o Después de haber realizado los dos ensayos; podemos llegar a la conclusión de que las soluciones de sustancias pueden disolverse siempre que tengan el mismo tipo de enlace químico o igual fuerza intermolecular de atracción; por el contrario no son solubles o tiene la libertad de unirse con otra sustancia que no sea del mismo tipo de enlace y fuerza, antes mencionado.
o También la luminiscencia y el paso de la corriente eléctrica a través de los electrodos se debe al tipo de enlace y a la ionización de sus respectivos aniones y cationes.
• RECOMENDACIONES:
o En el desarrollo de los experimentos, donde se hace el uso de la corriente eléctrica, se debe tener más precaución y mayor seriedad al usarlo; ya que es muy peligroso al tener contacto con los reactivos o con la piel.
• BIBLIOGRAFÍA:
o TEXTOS:
 VARIOS AUTORES “QUÍMICA EXPERIMENTAL”. Edit.Mercantil Ayacucho. 1995. p..p. 7-1 a 7-2
 HANS RUDOLF, Christen. “QUÍMICA GENERAL” Edit. Reverté S.A. Barcelona España. p.p. 87 - 97.
 ZAMBRANO GUIMARAY, Tomasa Z. “MANUAL DE TÉCNICAS DE LABORATORIO”. Edit. UNSAM. Huaraz Perú.1990.
.INTERNET:
 http://ciencianet.com
 http://lectura.ilce.edu.mx:3000/sites/telesec/curso2/htmlb/sec_143.html
 http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm
 http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04b.htm#_Toc506305370
 http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm
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