Enlaces químicos
Todas las moléculas y compuestos conocidos se forman según Walter Kossel y Gilbert Newton Lewis (1916), según el siguiente principio: "los atomos en combinación quimica tienden a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo". Para ello ganan, pierden o comparten electrones, alcanzando estabilidad.
Los tipos de enlaces químicos son:
a) Enlace iónico: un átomo cede electrones a otro átomo y ambos se atraen por diferencias de cargas
b) Enlace covalente polar: es un enlace en el que dos átomos comparten electrones para alcanzar la configuracion de gas noble. Es un enlace que se forma cuando sus E.N. son distintas de cero y menor de 1.7, originando moléculas diatómicas. Ej. HCl
c) Enlace covalente coordinado o dativo: uno de los átomos cede los dos electrones para formar el enlace. Ej. H2SO4 y HNO3
d) Enlace covalente apolar: unión entre átomos con diferencias de E.N. igual a cero. Ej. moléculas homoatómicas, H2, O2.
e) Enlace metálico (sus electrones están deslocalizados): conducen el calor y la electricidad.
Cuando los átomos forman enlaces, lo hacen con los electrones más externos, aquellos que se encuentran en el último nivel de energía (electrones de valencia), ya sea ganando, perdiendo o compartiendo electrones. Cada átomo tiende a cumplir la regla del dueto (dos electrones en el último nivel) o del octeto (Ocho electrones en el último nivel) para ser más estable; si no, es inestable y reactivo.
Notación de Lewis: los electrones del último nivel se anotan con puntos o cruces alrededor del símbolo químico (ver foto arriba).
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Geometría Molecular
La forma de las moléculas es trabajada mediante un modelo de Gilliespie y Nyholm, denominado RPEV (repulsión de pares de electrones de valencia), cuya idea central es que "los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos".
El modelo considera el diseño según este esquema (A Xn Em), donde:
A es el átomo central
X son los ligandos
n es el número de ligandos
E son los pares de electrones libres y que no forman enlaces
m es el número de pares de electrones libres.
AX2 tiene geometría lineal
AX3 tiene geometría trigonal plana
AX2E tiene geometría angular
AX4 tiene geometría tetraédrica regular
AX3E tiene geometría tetraédrica piramidal
AX2E2 tiene geometría angular
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Polaridad molecular
Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares. Para determinar si es una u otra, se debe determinar la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes. Si la diferencia de E.N.=0 su estructura es simétrica. Si su diferencia en E.N. es distinta de 0, la molécula es asimétrica.
En la foto se observa una molécula diatómica polar, tal como es HCl. Para moleculas poliatómicas es necesario conocer las E.N. y la geometría molecular para definir la nube electrónica. En este caso los enlaces se reemplazan por vectores y la suma de vectores refleja el momento dipolar (u). Si el momento dipolar es cero, la molécula es no polar; si el momento dipolar es distinto de cero, la molécula es polar.
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Interacciones moleculares
1. Atracción dipolo-dipolo: fuerzas que se producen entre dos o más moleculas polares, por atracción entre cargas parciales positivas y negativas (Foto). Ejemplo: puente de Hidrógeno.
2. Atracción ión-dipolo: fuerza entre un ión positivo o negativa y una molécula polar.
3. Fuerzas de Van de Waals (fuerzas de London): son atracciones débiles entre moléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas no tienen polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo de los electrones, generando un polo positivo y uno negativo, gracias al cual se sienten atraídas.
