CADENAS (ABIERTA Y CERRADA)





Esquema de las diferentes cadenas que se pueden hacer en los compuestos

  

TIPOS DE ENLACE

Determinar el tipo de enlace en los compuestos

a) Monóxido de carbono

 CO

C = 2.5 e.v.
O = 3.5 e.v.
ΔE = /3.5 -2.5 / =1                Enlace Covalente polar
                        
 b) Ácido fluórico
H FO

H = 2.01 e.v. 3 e.v.
F = 4.0 e.v.
O = 3.5
ΔE = / 14.5 -2.01/ = 12.49     Enlace Iónico (Electrovalente)
               
 c) Agua
H20

H = 4.2 e.v.
O = 3.5 e.v.
ΔE = /13.5 – 4.2/ = 1.2       Enlace Covalente polar
           
  
 d) Ácido nítrico
H NO

H = 2.01 e.v. 3 = 3.5 e.v. 
N = 3.0 e.v.
O
ΔE = /13.5 -2.01/ = 11.49      Enlace Iónico (Electrovalente)
       
 e) Bromo
Br
Br = 2.0 e.v.
ΔE = /2.0/= 2.0                    Enlace Iónico (Electrovalente) 
                    
 f) Oxido de cobre
Cu O

Cu = 1.9 e.v.
O = 3.5 e.v.
ΔE = /3.5 - 1.9/ = 1.6           Enlace covalente polar
              
 g) Hidróxido de aluminio
Al (OH)

Al = 1.5 e.v. 
(O = 3.5 e.v. H = 2.113 e.v.)
ΔE = / 9.8 – 1.5/ = 8.3           Enlace Iónico (Electrovalente)        


 h) Ácido sulfúrico

H SO4

H x 2 = 4.2 e.v.
S = 2.5 e.v.
O4 = 14 = (16.5) 
ΔE = /16.5 – 2.5/ = 14           Enlace Iónico (Electrovalente)

TIPOS DE CADENAS EN COMPUESTOS ORGANICOS

La química orgánica de los compuestos del carbono. Los compuestos orgánicos más sencillos son los hidrocarburos que están formados solamente de carbono e hidrógeno.

En los hidrocarburos llamados saturados o alcanos, cada átomo de carbono presenta uniones sencillas con otros cuatro átomos, que pueden ser de carbono o hidrógeno, y cada átomo de hidrógeno está unido solamente a uno de carbono.

Cuando en un hidrocarburo existe un doble o triple enlace entre los átomos de carbono, se habla de hidrocarburos insaturados. Los que tienen enlaces dobles se llaman alquenos y los que tienen enlaces triples, alquinos.

Los compuestos: los hidrocarburos saturados de cadena abierta. Los compuestos están formados por moléculas que contienen  hidrógeno y carbono, de allí el término "hidrocarburos", se les conoce como "saturados" por que los enlaces carbono-carbono son sencillos y son de cadena abierta por que los cadenas de átomos de carbono no se cierran en un ciclo.

Estos hidrocarburos reciben el nombre de alcanos o parafinas. En todos ellos el carbono se presenta tetravelente. El primer miembro de la serie es el metano, con fórmula condensada CH4. Le siguen el etano y el propano C2 H6 y C3 H8.

El hidrocarburo con cuatro átomos de carbono se llama butano C4 H10, en este caso dos moléculas con diferente estructura: el butano normal o n-butano y el butano ramificado o isobutano.

Para nombrar los demás miembros de la serie se emplean prefijos latinos, seguidos del sufijo -ano: pentano, hexano, heptano, octano, etcétera. A una serie de compuestos que difieren en una unidad (-CH2-, en este caso). se le conoce como serie homóloga.

Cada miembro de esta familia contiene un carbono y dos hidrógenos más que el anterior. Debido a ello, puede escribirse una fórmula general para los alcanos.

Hidrocarburos, en los cuales uno o más hidrógenos se sustituyen por un grupo de átomos que recibe el nombre del grupo funcional.

En la siguiente tabla se pueden ver los nombres (en la primera columna) y las fórmulas en la segunda de muy diversos grupos funcionales orgánicos. Todos ellos tienen al menos un enlace sencillo con el que se unen al resto de una molécula orgánica. En la tercera columna tienes la fórmula del compuesto más simple que puede formarse con este grupo funcional y en la cuarta su nombre químico. Por el momento, sólo conviene, las dos primeras columnas.

  

GRUPO FUNCIONAL	FÓRMULA	EJEMPLO
Amina	-NH2	CH3-NH2	Metil amina
Amidna	-CON H2	CH3-CONH2	Acetamida
Alcohol	-OH	CH3-OH	Metanol
Aldehído	-CHO	H-CHO	Metanal
Ácido carboxílico	-COOH	H-COOCH3	Ácido metanoico
Éster	-COOR	CH3-O-CH3	Metanoato de metilo
Éter	-ROR	CH-CO-CH3	Éter metílico
Cetona	-C=O	CH3-CO-CH3	Propanona
Halogenuro	-X	CH3-Br	Bromometano
Nitrilos	-C ΞN	CH3-CNΞN	Acetonitrilo
Tioles	-SH	CH3-SH	metanotiol

                         

PROPIEDADES QUÍMICOS Y FÍSICOS DE LOS ENLACES

• Iónico: Formando generalmente por un metal y un no metal. Los compuestos iónicos muestran altos puntos de ebullición y fusión; son duros, quebradizos y malos conmductores de la electricidad y el color.  Se presenta en estructuras ordenados. Cuando se fundan o se disuleven en disolventes polares son buenos conductores de la electronegatividad. Ejemplos: Li F, Na Cl, CO2 

• Covalente:  Formado generalmente entre elementos no metálicos. Los compuestos covalentes muestran un gran variedad de puntos de ebullición y fusión, son aislantes eléctricos y términos. Están formados por moléculas con geometrías definidas. Ejemplos: CH4, NH3, C6, F2.

• Metálico: formado por elementos metálicos. Los metales generalmente son sólidos con puntos de ebullición y fusión altos. Son densos, brillantes, maleables y excelentes conductores del calor y la electricidad, ya que sus electrones no están localizados. Ejemplos: Fe, Na, aleaciones  (bronce), Au.      

REGLA DE OCTETO

Esta regla indica que cuando se van a enlazar dos átomos iguales, los electrones de valencia de éstos se organizar de tal manera que, al formar el enlace por compartimento de pares de electrones, cada uno de los átomos al final adopta una estructura de gas noble, quedando ambos rodeados de 8 electrones en sus últimos niveles de energía. Cuando se trata de átomos diferentes, el elemento más electronegativo o no metálico es el que rodea de ocho electrones.

Esta regla tiene algunas explicaciones como es el caso de que no se aplica en la formación de enlaces con pares de átomos de hidrógeno.

Aplicación de la Regla de Octeto con el Flúor 

 Aplicación de la regla del octeto con átomos iguales.  

Regla de Octeto y sus diferentes traducciones.

ELECTRONES

La capacidad de combinación de un átomo se conoce como valencia. Dependiendo de cómo esté combinado, un elemento puede tener más de una valencia. Por ejemplo, el azufre es divalente en el H2S, tetravalente en el SO2 y Hexavalente en el SO3. 

Valencia 1		Valencia 2		Valencia 3		Valencia 4
H	F	Mg	O	Al	N	Sn	C
Li	Cl	Ca	S	Cr	PO4-3	Pd	Si
Na	Br	Zn	Se	Fe
K	OH-	Cu	CO-2
Cu	CN-	Cr	SO3-24
Ag	NO3-	Fe	SO-23

ESTRUCTURA LEWIS

EL químico norteamericano Gilbert N. Lewis y el alemán Walther Kossel propusieron que los átomos al combinarse tienden adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.

La formación de los enlaces entre los átomos es necesario conocer una notación simple, consiste en escribir el símbolo del elemento, y rodearlo con puntos que representan los electrones de valencia, los cuales coinciden con el número del grupo al que pertenece el símbolo.

Así, por ejemplo el símbolo de Lewis para el oxígeno es:

En donde los puntos representan los electrones de valencia que coinciden con el número del grupo que es "VI A". De la misma manera se representan el resto de los elementos de los demás grupos de tipo "A". Esta simbología sólo es útil para los elementos de los familia "A".

Más ejemplos de Estructura Lewis

VALORES DE NEGATIVIDAD

La electronegatividad fue desarrollada y ideado por el químico estadounidense Linus Pauling a mediados del siglo XX.

La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace.

En la escala de Pauling, se establece un valor máximo de 4 para la electronegatividad, y corresponde al átomo de Flúor, que es el más afín por los electrones.

Por otra parte, la electronegatividad mínima es de 0.7 y corresponde al Cesio, que es el menos afín por los electrones de un enlace. Es el caso de los gases nobles, como prácticamente no participan en los enlaces químicos, no se especifican valores de esta propiedad.

En la tabla periódica, usando la electronegatividad se muestra:

Los valores de electronegatividad crecen de izquierda a derecha (por ejemplo, en el último periodo que se muestra: (S 0.7, At 2.2) y de abajo hacia arriba (en la familia 17: A 2.2, F 4.0.)

Los no metales tienen valores de electronegatividad mayores que los metales.

Cuando se combinan dos elementos la evaluación de la diferencia de sus electronegatividades permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos.

          

TIPOS DE ENLACE

Lo que une un átomo a otro es una energía que puede ser grande o pequeña, y esta es lo que se conoce como energía de enlace químico. Los responsables de mantener unidos a los átomos, son los electrones de éstos. Así, un enlace químico es la energía que mantiene unidos a los átomos en un conjunto de éstos, los cuales pueden ser iguales elementos o diferentes compuestos. estas energías dependen  de las propiedades de los átomos de los elementos. Las cuales también dan lugar a diversos tipos de enlace químico como son el covalente y el iónico entre otros.

ENLACE COVALENTE

Los átomos se enlazan compartiendo pares de electrones se dice que se unen formando enlaces químicos que se llaman covalentes. Este tipo de enlace tiene variantes que de acuerdo con los átomos que lo forman, se transforme en otros tipos de enlace hasta llegar al llamado "iónico". Realmente casi todos los enlaces químicos de los compuestos que forman la materia alguno de estos dos tipos o variantes de ellos.

Se puede explicar de manera elemental mediante la regla del octeto (figura 1). Los átomos al enlazarse comparten pares de electrones cumpliendo casi con la condición que se rodean de ocho electrones.

Figura 1

Cuando se unen átomos iguales, la diferencia de electrones de electronegatividades es cero por lo que enlaces es covalente puro, pero cuando se unen átomos diferentes por covalencia, forman lo que se llama covalente polar.     

El enlace es covalente con bajo por si fuera mayor, entonces sería covalente con alto porcentaje de polaridad, pero si fuera mayor, entonces sería covalente con alto porcentaje de polaridad y cercano al enlace iónico. Este último enlace llamado iónico, es lo contrario del covalente, ya que en este caso  los átomos que participan no comparten los pares de electrones y lo que en este caso lo que hacen es cederlos y aceptarlos para formar iones estableciendo entre ellos una atracción de tipo electrostático.

Así mientras mayor sea la mayor la diferencia de electronegatividad más desigual será la mayor en lo que comparte los electrones del enlace covalente se presentará mayor polaridad de esta diferencia de electronegatividad serán la última.

Así la mayoría de los enlaces químicos químicos que se forman entre los átomos, van desde covalente, pasan por el polar hasta llegar al iónico.

Enlace químico 

En general los enlaces químicos se pueden clasificar en covalentes iónicos y metálicos, y entre ellos existen tendencias a parecerse a uno más que a otro.

Todos los enlaces químicos de los átomos que conforman la materia tienen variantes entre uno y otro. Un enlace covalente puro, sólo puede ser posible entre átomos iguales, y cuando se presenta entre átomos diferentes, entonces dependiendo de las propiedades del elemento, éste puede ser covalente con algo de iónico con algo de covalente.