Una mirada de cerca
libración química: en breve
Tienes un unión química cuando una fuerza electrostática contiene más átomos en una especie química (aleaciones fuertes o primarias o intramoleculares) o múltiples moléculas en una sustancia condensada (aleaciones débiles o secundarias o intermoleculares).
Los lazos químicos "fuertes" tienen un mayor contenido energético y son más difíciles de romper, mientras que los lazos del "mazón" tienen menos contenido energético y son más fáciles de romper. De esto se trata que las moléculas que tienen vínculos químicos más débiles son más inestables.[1] Además, cuanto más un vínculo es fuerte, menos la longitud del vínculo, siendo la fuerza que mantiene unidos los átomos mayores.[2]
Naturaleza electrostática del vínculo químico
La naturaleza del vínculo químico se puede explicar observando las fuerzas coulombianas que interactúan entre moléculas. Por ejemplo, tomamos la forma de una cation: consta de dos núcleos H...Explora el capítulo
La naturaleza del vínculo químico se puede explicar observando las fuerzas coulombianas que interactúan entre moléculas. Por ejemplo, tomamos la estación 
Ligas Primarias
Covalente bond · Bono covalente puro · Covalente polarExplora el capítulo
| Longitud de unión típica y energía de la unión[3] | ||
| Saliendo | Duración (pm) |
Energía (kJ/mol) |
|---|---|---|
| H - Hidrogen | ||
| H | 74 | 436 |
| H-O | 96 | 366 |
| H-F | 92 | 568 |
| H-Cl | 127 | 432 |
| C — Carbon | ||
| C-H | 109 | 413 |
| C-C | 154 | 348 |
| C=C | 134 | 614 |
| C.C. | 120 | 839 |
| C-N | 147 | 308 |
| C-O | 143 | 360 |
| C-F | 134 | 488 |
| C-Cl | 177 | 330 |
| N - Nitrógeno | ||
| N-H | 101 | 391 |
| N-N | 145 | 170 |
| No. | 110 | 945 |
| O - Oxygen | ||
| O | 148 | 145 |
| O | 121 | 498 |
| F, Cl, Br, I — Halogen | ||
| F-F | 142 | 158 |
| Cl-Cl | 199 | 243 |
| Br-H | 141 | 366 |
| Br-Br | 228 | 193 |
| Yo... | 161 | 298 |
| I-I | 267 | 151 |
Los vínculos químicos primarios son fuerzas que mantienen juntos átomos formando moléculas. Un vínculo primario se lleva a cabo mediante el intercambio o transferencia de electrones entre átomos y atracción electrostática entre protones y electrones. Estos bonos generan la transferencia de un número entero de electrones, llamado orden vinculante, aunque en algunos sistemas hay cantidades intermedias de carga, como en benceno, donde el pedido de fianza es 1,5 para cada átomo de carbono. Los lazos primarios generalmente se clasifican en tres clases, con el fin de aumentar la polaridad:
Covalente bond
El vínculo covalente es el enlace entre dos átomos pertenecientes a no metales (igual o teniendo una diferencia de electronegatividad - escala paulatina - entre 0 y 1,7) que juntan un par de electrones (llamados "pares combinados") en una órbita externa que abraza ambos átomos. El vínculo covalente está representado por un himno que conecta los dos átomos relacionados.
Bono covalente puro
Un vínculo covalente puro (o apolar) es un vínculo covalente que no necesariamente establece entre dos átomos pertenecientes al mismo elemento.
Un vínculo covalente puro (o homopolar o apolar) es cuando la diferencia en electronegatividad entre dos átomos es menor o igual a 0.4.
A medida que la nube electrónica se distribuye simétricamente, el vínculo no se polariza.
Los lazos covalentes formados entre dos átomos que comparten dos pares de electrones toman el nombre de "lazo doble". Los lazos covalentes formados entre dos átomos que comparten tres pares de electrones toman el nombre de "lazo triple".
Para determinar el número de bonos covalentes formados entre dos átomos, hay que saber el valor del átomo de los elementos considerados y después de haber hecho este descubrimiento cuántos electrones faltan para ser estables (regulación del octeto).
Por ejemplo. N=azoto V grupo= 5 electrones de valence (+ 3 electrones para completar el octeto)
Los lazos entre dos átomos de nitrógeno son un triple vínculo.
Covalente polar
El vínculo polar covalente se establece entre dos átomos con diferencia electronegativa entre 0.4 y 1.7. En este caso, los electrones involucrados en el vínculo serán más atraídos por el átomo más electronegativo, por lo tanto el enlace se polarizará eléctricamente, es decir, cada uno de los átomos implicados en el vínculo presentará una carga parcial.
Cuando una molécula se mantiene cohesiva por sí misma los vínculos covalente puros o tiene una simetría tal como para cancelar recíprocamente las polaridades de sus bonos covalentes será totalmente apolar. En cambio, una molécula que consiste en dos átomos vinculados entre sí por un vínculo covalente polar es polar (o dipolo eléctrico); esto generalmente no significa que la molécula tenga una carga eléctrica porque en su totalidad es eléctricamente neutral. La estructura polar de una molécula se puede predecir fácilmente si es biatómica.
Coordinación o bonos dativos
Es un tipo particular de vínculo covalente llamado "dativo", ya que los dos electrones involucrados en el vínculo provienen sólo de uno de los dos átomos.
El átomo que "da" al vínculo su "solo par", es decir. ambos electrones adjuntos presentes en una órbita se llama "dator". El otro, que proporciona un orbital exterior vacío (es decir, dos lugares vacíos que pueden ser ocupados por dos electrones) o reorganiza su configuración electrónica para acomodar el par de electrones (es decir,. moviendo dos electrones presentes en una órbita extraña sobre otro orbital desigual, liberando efectivamente un orbital) se llama "adopción".
El vínculo dativo puede ser representado con una flecha, desde el donante hasta el aceptante, o más impropiamente se puede indicar con un doble hifeno.
Aleaciones deslocalizadas y unión metálica
Algunos lazos covalentes, llamados "delocalizados", pueden unir tres o más átomos simultáneamente, como en los bores y compuestos aromáticos.
Bono de metal
La forma más extrema de deslocalización del lazo covalente está en el lazo metálico. Según este modelo, un metal puede ser representado como una retícula cristalina de iones positivos mantenidos unidos por una nube de electrones compartidos extendidos a todos los lattice (sea di Fermi); siendo tales electrones no vinculados a ningún átomo en particular, son extremadamente móviles; tal movilidad es responsable de la alta conductividad eléctrica de los metales.
Ionian litter
El enlace iónico es un vínculo entre iones con una carga de señal opuesta. Estos iones están formados por átomos con diferencia electronegativa (ΔE)No.) más alto que el límite convencional de 1.7 - 1.9: en estas condiciones, el átomo más electronegativo (antes caracterizado por una alta energía de ionización y alta afinidad electrónica, por lo tanto más expuesto a atraer un electrón a sí mismo) priva al otro átomo menos electronegativo (caracterizado por una baja energía de ionización y una afinidad electrónica casi ausente, por lo tanto con menor posibilidad de atraer un electron a sí mismo)
Este vínculo es de naturaleza puramente electrostática; la disposición de los átomos en el espacio no tiene la direccionalidad del enlace covalente: el campo eléctrico generado por cada ión se extiende simétricamente al espacio que lo rodea.
El ΔENo. es en relación con el grado de polaridad de un compuesto, esto significa que cuanto mayor sea el ΔENo., cuanto mayor sea el grado de polaridad. Se deduce que la polaridad en compuestos iónicos es muy alta ya que uno o más electrones se transfieren al átomo más electronegativo.
Es el tipo más simple de vínculo químico, tanto desde un punto de vista conceptual como desde el de su descripción analítica, siendo interpretable según las leyes clásicas de la electrostática.
Estos enlaces se rompen durante el proceso de la solvación.
Lazos secundarios
Dipoles moleculares pueden causar fuerzas de atracción intermolecular.Explora el capítulo
Dipoles moleculares pueden causar fuerzas de atracción intermolecular.
Los lazos intermoleculares son esencialmente constituidos por atracción mutua entre dipoles estáticos - es el caso de las moléculas polares - o entre los dipolios y iones - es el caso, por ejemplo, de un Sale que se derrite en el agua.
En el caso de gases nobles o compuestos formados por moléculas apolar, la licufare se explica por la formación aleatoria de una dipola temporal cuando los electrones se concentran aleatoriamente en un lado de la molécula; este dipolo causa un desequilibrio en la carga eléctrica (la llamada "dipole inducida") en moléculas cercanas a ellos, que genera atracción recíproca y provoca la condensación del gas. El vínculo es producido entonces por estas fuerzas particulares de atracción llamadas "fuerzas de dispersión o Van der Waals".
Un caso particular de unión intermolecular, que también puede ser intramolecular cuando la geometría de molécula lo permite, es el enlace de hidrógeno.
Un átomo de hidrógeno vinculado a un átomo de oxígeno (o fluorina), debido a su polarización positiva y dimensiones reducidas, atrae los átomos de oxígeno (y el flúor a un nivel inferior) cerca con una intensidad relativamente alta.
Esta conexión, aunque débil, es responsable de la conformación espacial de proteínas y ácidos nucleicos, que dependen de la actividad biológica de los compuestos mismos.
Como orden de magnitud, el alcance de las distintas fuerzas vinculantes puede indicarse en el siguiente cuadro:
| Tipo de conexión | Fuerza relativa |
|---|---|
| Ionian litter | 1000 |
| Interacciones dipolares y bonos de hidrógeno | 10 - 100 |
| Van der Waals force | 1 |
Notas
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- ^ En este sentido, un ejemplo es dado por la molécula de etileno en comparación con la molécula del etano. En el caso de etileno, los dos átomos de carbono están vinculados por dos lazos: un vínculo σ más fuerte y un vínculo π más débil. En la molécula de etano, sin embargo, los dos átomos de carbono están vinculados por un solo vínculo σ. Por esta razón, la molécula de etileno es más inestable que la molécula del etano, como después de la calefacción tiene la apertura del vínculo π, que es más débil.
- ^ De hecho, el vínculo químico actúa como una fuerza atractiva, que se opone a una fuerza repulsiva (que aumenta en intensidad para disminuir distancia), por lo que la posición recíproca de los átomos es un equilibrio dado por la acción conflictiva de las dos fuerzas. Para profundizar: potencial de Lennard-Jones.
- ^ La longitud de unión se expresa en la p.m. y puede convertirse en un dividendo por 100 (1 Å = 100 pm). La energía se expresa en kJ/mol. Datos obtenidos [1] Archivado el 14 de diciembre de 2007 en la máquina Wayback ..
Bibliografía
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- Paolo Silvestroni, Fundamentos de la química, 10a edición, CEA, 1996, pp. 38-97, ISBN 88-408-0998-8.
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