CAPITULO II

ENLACES ATOMICO MOLECULARES

1. GENERALIDADES.

1.1 ATOMO.

Pequeña porción de un elemento simple que conserva las características propias del elemento. ESTRUCTURA DE LOS ATOMOS.

• Núcleo. Está constituido por: los protones de carga positiva y los neutrones sin carga.

• Corteza. Se encuentran los electrones con carga negativa, girando (jabardeando), alrededor del núcleo en órbitas de diferente tipo y dirección. Para nuestro caso vamos a adoptar el modelo atómico planetario (Bohr).

MODELO ATOMICO DE BHOR

  MASA

Gramos (UMA)

CARGA

Coulomb

PROTON 1.673 x 10 - 24 + 1.602 x 10 – 19

NEUTRON 1.673 x 10 – 24 0

ELECTRON 9.109 x 10 - 28 - 1.602 x 10 – 19

TABLA Nº 2.1 MASA Y CARGA ELECTRICA DE LAS PARTICULAS ATOMICAS.

1.2 UNIDAD DE MASA ATOMICA (UMA).Se define exactamente, como un doceavo

de la masa de un átomo de Carbono, el cual tiene una masa de 12 UMA.

1.3 MASA ATOMICA RELATIVA.La masa atómica relativa de un elemento,

es la masa en gramos de 6,023 x 1023 átomos (Número de Avogadro y Ampere) del elemento.

Ejemplo.1 Mol Gramo de Fierro tiene: 55,9332 gr. de peso y contiene 6,023 x 10 23 átomos de Fierro.

1.4. MOLECULA.

Son partículas formadas por la unión de dos o mas átomos de los elementos simples que componen la sustancia, las que a su vez forman las partículas y estas los cuerpos.

Ejemplo:O2 molécula de oxígeno (1 elemento simple).H2O molécula de agua (2 elementos simples).H2SO4 molécula de acido sulfúrico (3 elementos

simples).

3. TIPOS DE ENLACES ATOMICOS Y MOLECULARES.

Los átomos en estado enlazado se encuentran en condiciones energéticas más estables que cuando están libres. Estos enlaces pueden dividirse en dos grupos:

a) Enlaces fuertes o primarios (principales).

b) Enlaces débiles secundarios.

3.1 ENLACES ATOMICOS PRIMARIOS.

En este tipo de enlace intervienen grandes fuerzas interatómicas que tratan de mantener unidos a los átomos bajo una determinada forma estructural y pueden ser de las siguientes clases:

a) Enlaces iónicos.

b) Enlaces covalentes.

c) Enlaces metálicos.

A. ENLACE MOLECULAR IONICO.

Este tipo de enlace se presenta cuando se transfiere un electrón de un átomo a otro, produciendo iones positivos (cationes) y negativos (aniones), donde aparecen grandes fuerzas interatómicas electrostáticas coulombianas, que mantienen unidos a los átomos. Este enlace es no direccional y es relativamente fuerte, el cual oscila en promedio entre 630 – 3950 Kjoule/mol.• Los átomos metálicos tienen gran tendencia a perder electrones y cargarse positivamente.• Los átomos no metálicos tienen gran tendencia a ganar electrones y cargarse negativamente.

ENLACE IONICO

• Na – e- = Na+

Disminuye su diámetro atómico

De 0.192 nm a 0.0095nm

• Cl + e- = Cl-

Aumenta su diámetro atómico

De 0.099 nm a 0.181nm

B. ENLACE MOLECULAR HOMOPOLAR O COVALENTE.

El enlace covalente se forma entre dos átomos que tienen pequeñas diferencias de electronegatividad y cuyos elementos están ubicados próximos en la tabla periódica. También se forman en moléculas diatómicas como el F2 , O2 , N2 , Cl2 y en moléculas poliméricas de los hidrocarburos, donde el carbono forma enlaces covalentes.

En este tipo de enlace cada átomo contribuye con un electrón a la formación del par, donde dos átomos adyacentes tienen una distribución compartida de electrones de valencia, en los cuales los momentos magnéticos o spin de estos electrones serán de sentido de giro distinto. El enlace covalente es de naturaleza altamente direccional, cuyos valores oscilan en promedio entre 170 a 880 Kjoule/mol.

ENLACE HOMOPOLAR O COVALENTE

C. ENLACE METALICO.

Es un enlace, originado por la distribución compartida adireccional de los electrones de valencia, que se extienden a todos los átomos del metal, los cuales están formando una nube de enlace o nube electrónica, en la cual los electrones pueden desplazarse a lo largo de todo el material. En este tipo de enlace, se dice que los electrones de valencia están deslocalizados, esto quiere decir, que es igualmente probable que estén, asociados con cualquiera de un gran número de átomos adyacentes.

En general a menor número de electrones de valencia por átomo mayor es el carácter metálico del enlace, sin embargo a medida que el número de electrones de valencia aumenta las energías de enlace y puntos de fusión también aumentan. El valor de estos enlaces oscilan entre 85 a 525 Kjoule /mol.

ENLACE METALICO

3.2 ENLACES ATOMICOS SECUNDARIOS.

Es posible obtener enlazamientos con energías bastante menores sin transferencia o distribución compartida de electrones; a este tipo de enlace se les llama enlace secundario de Vander Waals, con valores que oscilan en promedio entre 4 a 42 Kjoule /mol

El mecanismo de enlazamiento secundario es algo semejante al iónico, esto es por la atracción de cargas opuestas, pero la diferencia clave es que no se transfieren electrones; la atracción depende de la distribución asimétrica de cargas positivas y negativas dentro de cada unidad atómica, esta asimetría se llama DIPOLO.

Los dipolos pueden ser de dos tipos:a)Inducidos, temporales u oscilantes (varían con

el tiempo). Los dipolos oscilantes de átomos cercanos pueden atraerse unos a otros creando enlaces débiles interatómicos no direccionales, como por ejemplo en el Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

b) Permanentes (permanecen en el tiempo). Su presencia es posible entre moléculas con enlaces covalentes , donde pueden establecerse fuerzas de enlaces débiles, como por ejemplo en los enlaces de los hidrocarburos como del metano, propano, benceno etc..

ENLACE VANDER WAALS

3.2.1 INTERACCION ENTRE DIPOLOS.

Es posible la interacción entre dipolos.a) Fuerzas de London. Cuando la interacción se

produce entre dos dipolos inducidos, como en el tetra cloruro de carbono, los gase nobles.

b) Fuerzas de Debye. Si la interacción se produce entre un dipolo inducido y un dipolo permanente, como en las moléculas de agua y el tetra cloruro de carbono.

c) Fuerzas de Keeson. Si la interacción se produce entre moléculas dipolares permanentes como en las moléculas de agua, a las cuales se les llama Puente de Hidrógeno.