Análisis de los enlaces

Análise do tipo de enlace máis probable.

1. Segundo o tipo de átomos que forman as sustancia:

• Si prodúcese entre elementos que teñen moi diferente electronegatividad, entre metais (baixa electronegatividad) e non metais (alta electronegatividad): Enlace iónico.
• Si prodúcese entre elementos que teñen alta electronegatividad pero moi parecida (non metal con non metal): Enlace covalente.
• Si prodúcese entre elementos que teñen baixa electronegatividad e moi parecida (metal con metal): Enlace metálico.

      2. Segundo as propiedades das substancias:

	Enlace covalente		Enlace iónico	Enlace metálico
	Substancia molecular	Sólido covalente
¿Alto punto de fusión y ebullición?	Non	Sí	Sí	Sí
¿Conduce electricidad?	Non	Non	Non	Sí
¿Conduce a electricidade en estado líquido (fundido)?	Non	Non	Sí	Sí
¿Conduce a electricidad ao disolverse na agua?	Non	Non	Sí	--
¿Se disolve na agua?	Algunhas	Non	Sí	--
¿Maleabilidad e ductilidad?	Non	Non	Non	Sí
¿Duro?	Non	Sí	Sí	Si - Non

Enlace metálico

Que é o enlace metálico?

É o enlace que se dá entre elementos de electronegatividades baixas e moi parecidas, nestes casos ningún dos átomos ten máis posibilidades que o outro de perder ou gañar os electróns. A forma de cumprir a regra de octeto é mediante a compartición de electróns entre moitos átomos. Créase unha nube de electróns que é compartida por todos os núcleos dos átomos que ceden electróns ao conxunto..
Este tipo de enlace prodúcese entre elementos pouco electronegativos (metais).

Os electróns que se comparten atópanse deslocalizados entre os átomos que os comparten.

• Que mantén a unión?

A forza de atracción entre as cargas positivas dos núcleos e as cargas negativas da nube de electróns.

• As propiedades deste enlace son:

1. Temperaturas de fusión e ebullición moi elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto o mercurio que é líquido).
2. Bos condutores da electricidade (nube de electróns deslocalizada) e da calor (facilidade de movemento de electróns e de vibración dos restos atómicos positivos).
3. Son dúctiles (facilidade de formar fíos) e maleables (facilidade de formar láminas) ao aplicar presión. Isto non ocorre nos sólidos iónicos nin nos sólidos covalentes dado que ao aplicar presión nestes caso, a estrutura cristalina rómpese.
4. Son en xeral duros (resistentes ao rayado).
5. A maioría se oxida con facilidade.

• As aleacións:

As aleaciones fórmanse da combinación dun metal máis outro metal. A aleación de dous metais é de gran importancia xa que é unha das principais formas de modificar as propiedades dos elementos metálicos puros.

Enlace covalente

Que é o enlace covalente?

É o enlace que se dá entre elementos de electronegatividades altas e moi parecidas, nestes casos ningún dos átomos ten máis posibilidades que o outro de perder ou gañar os electróns. A forma de cumprir a regra de octeto é mediante a compartición de electróns entre dous átomos. Cada par de electróns que se comparten é un enlace.
Este tipo de enlace prodúcese entre elementos moi electronegativos (non metais).
Os electróns que se comparten atópanse localizados entre os átomos que os comparten.

• Que mantén a unión?

A forza de atracción entre as cargas positivas dos núcleos e as cargas negativas dos electróns que se comparten.

• Fórmanse moléculas?

Temos moléculas como tales no caso das sustancias moleculares. Si os átomos que se unen con enlace covalente forman 'sólidos covalentes' ou 'redes covalentes', non teremos moléculas como tales entidades que se poidan illar.

• Sustancias moleculares

Están constituídas de moléculas; é dicir, agrupaciones dun número concreto de átomos que se atopan unidos dous a dous mediante enlace covalente. Represéntase mediante a fórmula molecular*1.
Son as únicas sustancias que podemos considerar que teñen moléculas como tales entes que se poden illar.

As propiedades son as seguintes:

Son as habituais de enlácelos covalentes:

1. Temperaturas de fusión baixas. A temperatura ambiente atópanse en estado gaseoso, líquido (volátil) ou sólido de baixo punto de fusión.
2. A temperaturas de ebullición son igualmente baixas.
3. Non conducen a electricidade en ningún estado físico dado que os electróns do enlace están fuertemente localizados e atraídos polos dous núcleos dos átomos que os comparten.
4. Son moi malos condutores da calor.
5. A maioría son pouco solubles en auga. Cando se disolven en auga non se forman iones dado que o enlace covalente non os forma, xa que logo, si disólvense tampouco conducen a electricidade.

• Sólidos covalentes ou redes covalentes

Nos sólidos covalentes non se forman moléculas. Enlácelos covalentes permiten asociacións de grandes e indeterminadadas cantidades de átomos iguais ou diferentes cando isto ocorre non se pode falar de moléculas, senón de redes cristais covalentes. A fórmula das redes covalentes é do mesmo xeito que a das sustancias iónicas, unha fórmula empírica.

• Propiedades

1. Algunhas son similares ás das sustancias moleculares
2. Non conducen a calor nin a electricidade.
3. Son insolubles en auga.

A diferenza das sustancias moleculares:

1. Presentan temperaturas de fusión e ebullición moi elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente.
2. Son moi duros (resistencia a ser rayado).

1* Forma molecular: A fórmula molecular indica a cantidade exacta de átomos de cada elemento que está presente na unidade máis pequena dunha sustancia. Son as fórmulas verdadeiras das moléculas.

Enlace iónico

Que é o enlace iónico?

É o enlace que se dá entre elementos de electronegatividades moi diferentes. Prodúcese unha cesión de electróns do elemento menos electronegativo ao mais electronegativo e fórmanse os respectivos iones positivos (os que perden electróns) e negativos (os átomos que gañan os electróns).
Este tipo de enlace adoita darse entre elementos que están a un extremo e outro da táboa periódica. Ou sexa, o enlace prodúcese entre elementos moi electronegativos (non metais) e elementos pouco electronegativos (metais).

O enlace iónico dase entre elementos alcalinos (grupo 1), alcalinoterreos (gurpo 2) e os anfigenos (grupo 16) e halogenos (grupo 17).

As propiedades deste enlaces son: 

• Temperaturas de fusión e ebullición moi elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. A rede cristalina é moi estable polo que resulta moi difícil rompela.
• Son duros (resistentes ao rayado).
• Non conducen a electricidade en estado sólido, os iones na rede cristalina están en posicións fixas, non quedan partículas libres que poidan conducir a corrente eléctrica.
• Son solubles en auga polo xeral, os iones quedan libres ao disolverse e pode conducir a electricidade en devandita situación.
• Ao fundirse tamén se liberan das súas posicións fixas os iones, podendo conducir a electricidade

Hibridación

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS. 
Calquera teoría sobre o enlace químico debe ser capaz de explicar a geometría das 
moléculas. En cásolle das moléculas diatómicas non é necesario pois a geometría 
necesariamente é lineal, con todo no caso de moléculas poliatómicas cobra gran 
importancia, pois moitos comportamentos químicos teñen que ver coa geométría das 
moléculas. En moitas moléculas non coincide a geométría determinada experimentalmente , 
coa que debería ter, polo orbitales átómicos a partir dos cales fórmase. 
A teoría de hibridación de funcións orbitales atómicas ideouse, para xustificar as 
discrepancias atopadas no cálculo teórico dos parámetros moleculares, mediante a 
teoría de enlaces de valencia, e os obtidos experimentalmente en moitos compostos. A 
hibridación é unha combinación lineal de Orbitales Atómicos (OA), para formar outros orbitales 
híbridos. É dicir, a hibridación non é máis que un artificio matemático, útil para representar a 
distorsión das nubes de carga electrónica dos átomos, para dar unha distribución 
direccional distinta á que tiñan, concordantes cos datos experimentais. 
Por exemplo, no caso do CH4, o seu geometría e enlaces non o podemos explicar por enlaces de valencia, 
é dicir:
C: 1s2 2s2 2p2

Tería covalencia 2, xa que só ten dous electróns desapareados nos orbitales p, logo 
non podería unirse a 4 hidrógenos. 
Pénsase que se produce un salto electrónico dun electrón do orbital s aos orbitales p, xa si 
que temos covalencia 4:
2s   2px   2py  2pz
1      1       1     1
  
Pero teriamos 3 enlaces entre os 3 orbitales atómicos p do C e 3 orbitales atómicos s de cada 
un de 3 H (perpendiculares entre si) e outro enlace entre o orbital atómico s do C e un 
orbital s doutro H ( de menor lonxitude e calquera ángulo por ser orbitales esféricos), é dicir 
hai 4 enlaces , tres iguais e outro distinto. Non coincide co visto experimentalmente que 
son 4 enlaces idénticos, da mesma lonxitude e co mesmo ángulo de enlace. 
Por outra banda non coinciden os ángulos de enlace xa que os orbitales p son direccionales, 
perpendiculares entre si ( o debuxo inténtoo facer en clase si non o vedes) 
Coa teoría de hibridación, as solucións matemáticas utilizando orbitales híbridos 
(combinación de n orbitales atómicos para dar n híbridos), admite a formación de 4 orbitales híbridos equivalentes entre o 2s e os tres 2p do C, que serían, do tipo sp3, contendo cada 
un 1 electrón desapareado segundo a regra de Hund.
 
Estes orbitales híbridos que forman ángulos de 109,50, son capaces de solaparse frontalmente 
cos correspondentes orbitales 1s dos hidrógenos, obténdose así catro enlaces 
orientados da forma esperada, é dicir tetraédrica.


Esta teoría non só explica como se forman enlácelos senón que prevé ademais a estrutura 
espacial que presentasen as moléculas , por isto é moi útil, aínda que basicamente consiste nun 
desenvolvemento matemático que indica que os orbitales que se solaparán serán unha mestura ou 
híbrido das funcións orbitales atómicas. 
O número de orbitales híbridos obtidos será igual ao de orbitales atómicos que interveñan 
no proceso. O seu contido energético, forma e orientación, depende da cantidade e tipo de orbitales 
atómicos puros que formen cada híbrido. 
Pode ocorrer que un orbital híbrido non sirva de unión entre dous átomos por estar ocupado por dous 
electróns do átomo central, pero tamén neste caso terase en conta para formar 
a molécula. Por exemplo o caso do NH3, que ten un par electrónico libre procedente do 
átomo de nitrógeno, presenta hibridación sp3, con ángulo de enlace 106,50, posto que un 
dos seus orbitales híbridos non é equivalente aos outros por estar ocupado por un par de electrónico 
libre. A repulsión deste par sobre os pares enlazantes é maior que a que 
exercen entre si os pares enlazantes, modificando desta forma os ángulos que 
correspondería a unha forma geométrica regular da molécula.

NH3

 NH₃
O amoníaco, amoniaco, azano, espírito de Hartshorn ou gas de amonio é un composto químico cuxa molécula consiste nun átomo de nitrógeno (N) e tres átomos de hidrógeno (H) de acordo coa fórmula NH3.
Segundo a teoría de repulsión entre pares de electróns da capa de valencia, os pares electrónicos de valencia do nitrógeno na molécula oriéntanse cara aos vértices dun tetraedro, distribución característica cando existe hibridación sp3. Existe un par solitario, polo que a geometría da molécula é piramidal trigonal (grupo puntual de simetría C3v). En disolución acuosa pódese comportar como unha base e formarse o ion amonio, NH4 , cun átomo de hidrógeno en cada vértice dun tetraedro.
O amoníaco, a temperatura ambiente, é un gas incoloro de cheiro moi penetrante e nauseabundo. Prodúcese naturalmente por descomposición da materia orgánica e tamén se fabrica industrialmente. É fácilmente soluble e se evapora rápidamente. Generalmente véndese en forma líquida.
A cantidade de amoníaco producido industrialmente cada ano é case igual á producida pola natureza. O amoníaco é producido naturalmente no chan por bacterias, por plantas e animais en descomposición e por desechos animais. O amoníaco é esencial para moitos procesos biolóxicos.
A maior parte (máis do 80 %) do amoníaco producido en plantas químicas é usado para fabricar abonos e para a súa aplicación directa como abono. O resto é usado en textiles, plásticos, explosivos, na produción de pulpa e papel, alimentos e bebidas, produtos de limpeza domésticos, refrigerantes e outros produtos. Tamén se usa en sales aromáticas.
O seu nome foi dado polo químico sueco Torbern Bergman ao gas obtido nos depósitos de sal preto do templo de Amón, que significa o pertencente a Amón.

Teoria de la Repulsión dos Pares de Electróns de Valencia

A Teoría de Repulsión de Pares de Electróns de Valencia (TRePEV, teoría RPECV ou teoría VSEPR)1 é un modelo en química para predecir a forma de cada unha das moléculas baseado no grado de repulsión electrostática dos pares de electróns.2 Tamén é chamada teoría Gillespie-Nyholm polas súas dous principais desarrolladores.3
A premisa de TRePEV é que os pares de electróns de valencia ao redor dun átomo se repelen mutuamente, e polo tanto, adoptan unha disposición espacial que minimiza esta repulsión, determinando a geometría molecular. O número de pares de electróns ao redor dun átomo, tanto enlazantes como non enlazantes, denomínase número estérico.
A teoría TRePEV é generalmente comparada e contrastada coa teoría do enlace de valencia, que se ocupa da forma molecular a través de orbitales que son energéticamente accesibles para a vinculación. A teoría do enlace de valencia ocúpase da formación de enlaces sigma e pi. A teoría de orbitales moleculares é outro modelo para a comprensión de como os átomos e os electróns se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos.
A teoría TRePEV foi criticado por non ser cuantitativa, e polo tanto limita á xeración de "en bruto", malia que estructuralmente precisa, geometrías moleculares das moléculas covalentes. Con todo, campos de forza de mecánica molecular baseados en TRePEV tamén se desenvolveron.



Regras adicionais para a predicción da geometría molecular

As repulsiones exercidas polos pares de enlace diminúen ao aumentar a electronegatividad dos átomos periféricos. Por ejempo, si compáranse o NH3 co NF3, moléculas co átomo central pertencentes ao mesmo grupo, e mesma geometría, (piramidal), os ángulos de enlace son, respectivamente : 106.6 º e 102.2 º. Téñase en conta que o F presenta unha electronegatividad de 3,98, na escala de Pauling, e o H de só 2,20.
A formación de enlaces múltiples, (dobres) non afecta á estereometría da molécula, a cal está determinada fundamentalmente por enláces sigma e os pares de electróns libres.
A repulsión entre pares de electróns non enlazantes de átomos con capas cheas é maior que a repulsión entre pares de electróns non enlazantes pertencentes a átomos con capas de valencia incompleta. Como se pode observar na progresiva disminución dos ángulos da secuencia de moléculas H2S, H2Se, H2Che, H2Ou.
Cando o átomo central presenta a capa de valencia incompleta, e un ou máis orbitales libres baleiros, existe unha tendencia a que os pares de electróns libres dos átomos periféricos transfíranse ao primeiro, como ocorre no BF3. Os pares de electróns libres que rodean aos átomos de fluor poden cederse ao orbital pz baleiro do B.
Cando hai 5 ó 7 pares de electróns as posicións non son completamente equivalentes. Por exemplo, nunha molécula con geometría de bipirámide trigonal (5 pares), como é o caso do PF5 pódense distinguir posicións axiales e posicións ecuatoriais.

Hibridación

A hibridación de olvitales sp sp2 sp3, más adelante pondre unos apuntes mios pero por el momento, esto esta muy bien para empezar a entenderlo.

Cambios de estado

Aquí mostranos os pasos de estado, como as moleculas reaccionan e como antes os cambios de estado.

ALCOHOLES Y FENOLES, química