enlaces quimicos, regla del octeto, electrones de valencia

1. TALLER DE QUIMICA

3.  Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un
estado de máxima estabilidad, tienden a conseguir un estado
en el cual su energía sea mínima.
 Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que
conduzcan a la formación de una agrupación estable, entre esos
átomos hay un enlace.
 Los enlaces entre átomos, llamados
interatómicos, dependiendo del tipo de sustancia que se
forme, podrán ser iónicos, covalentes o metálicos.
 Las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas de las
sustancias (sólidas, líquidas o gaseosas), llamados enlaces
intermoleculares, pueden ser enlace o “puente” de hidrógeno
y fuerzas de Van der Waals.
CONCEPTO

4. HISTORIA DEL CONCEPTO DE ENLACE
QUÍMICO
• Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan
tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas
estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.
• En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query " de su
Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".
Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel
tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos
enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos
conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión.
• Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es
excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su
efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
• En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una
teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y
electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglo XIX, Edward
Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría
de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder
combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos
positivo y negativo. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace
de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis
electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace
triple.

6.  La TEV, propuesta por Pauling, afirma que, para que se forme un enlace
covalente entre 2 átomos, cada uno de ellos debe tener un orbital con un
electrón desapareado. De manera, que al aproximarse las nubes de carga de los
orbitales de los 2 átomos hasta la distancia adecuada (distancia de enlace) se
producirá una superposición parcial de ambas y, en la zona común , tendrá
lugar el apareamiento de los electrones, lo que supone la formación de un
enlace covalente.
 Para que la superposición sea efectiva, los orbitales deben tener un tamaño
comparable y aproximarse con una orientación adecuada.

7.  Enlace σ: se forma por solapamiento frontal de los
orbitales que contienen los electrones que se van a
compartir, se puede dar con s + s, s + p y px + px. (Son
los enlaces sencillos).
 Enlace П: se forma por solapamiento lateral de los
orbitales que contienen los electrones que se van a
compartir, se puede dar con py + py y pz + pz. En este
tipo de enlace hay 2 zonas de solapamiento, una a
cada lado del plano que contiene los núcleos de los
átomos.
 Un enlace doble está formado por un σ y un П.
 Y Un enlace triple está formado por un σ y dos П.
 Los enlaces σ son más fuertes que los enlaces П,
debido a que son más fuertes los solapamientos
frontales que los laterales.

9. APLICACIONES DE LA TEORÍA DEL ENLACE DE
VALENCIA
 Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es
la condición de máximo traslape que conduce a la formación
de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para
explicar la formación de enlaces covalentes en muchas
moléculas.
 Por ejemplo en el caso de la molécula F2, el enlace F-F está
formado por el traslape de orbitales p de dos átomos de flúor
diferentes, cada uno conteniendo un electrón desapareado.
Dado que la naturaleza de los orbitales es diferente en las
moléculas de H2 y F2, la fuerza de enlace y la longitud de
enlace diferirán en ambas moléculas.
 En una molécula de HF, el enlace covalente está formado por
el traslape del orbital 1s del H y 2p del F, cada uno
conteniendo un electrón desapareado. La compartición mutua
de los eletrones entre H y F resulta en la formación de un
enlace covalente entre ambos.

11. Representación de los electrones que
participan en los enlaces químicos.
En la cual el científico ingles Newton
Lewis sugirió una forma sencilla de
representarla llamada electrón –punto
Lewis.

12.  Ejemplos:
Elemento Capa de Valencia Electrones de
Valencia
 Mg 3s2 2
 Cl 3s2 3p5 7
 Al 3s2 3p1 3
 O 2s2 2p4 6

13. REGLA DEL OCTETO
Es aquella en que los átomos tienden a
ganar, perder, o compartir electrones hasta
estar rodeados por 8 electrones de valencia
, de modo que un octeto consiste en
subcapas S y P de tal modo que, que un
octeto de electrones puede visualizarse
como 4 electrones de valencia alrededor
del átomo.

14. REGLA DEL OCTETO 2° PARTE
La regla del octeto, enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la
tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar
sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones de tal forma
que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es
semejante a la de un gas noble,1 los elementos ubicados al extremo derecho
de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente
estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir
que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es
aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos
enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas.
Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de
enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.
Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada
que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el
comportamiento de muchas sustancias.

15. LIMITACIONES
 Existen excepciones a esta regla. Los átomos que cumplen la regla del octeto en
algunos compuestos son: carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. En algunos casos
estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el carbono y el nitrógeno.
 Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho
electrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la
molécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor.
 La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto"
es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribir
algunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos están
unidos entre sí. Considérese por ejemplo el ácido nítrico. Aunque la fórmula del
ácido nítrico con frecuencia se representa como HNO3, en realidad el hidrógeno
está unido a un oxígeno, no al nitrógeno. La estructura es HONO2 y no HNO3.
 También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes y
moléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder, ganar
o compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno logra la
estabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. los átomos de los gases nobles
se caracteriza por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente
llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de
su última capa que queda llena con ocho electrones.