Enlace Químico
Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos para formar una molécula. Este enlace determinará las características de la molécula y por lo tanto de la materia. La formación de enlaces químicos permite a los átomos alcanzar estados más estables de configuración electrónica.
Una configuración electrónica estable depende de los electrones que puedan estar en cada orbital atómico. Para cualquier átomo, el primer orbital solo puede aceptar dos electrones, de tal manera que para que este orbital se encuentre estable necesita dos electrones. El segundo orbital necesita de 8 electrones para estar estable, el tercer orbital de 18, el cuarto de 32, el quinto 32, el sexto 18 y el séptimo 8. Cabe destacar que no todos los átomos tienen todos los orbitales, esto depende del número de electrones que tenga cada átomo.
El átomo de Hidrógeno, por ejemplo, sólo tiene un electrón y este se encuentra en el primer orbital (y no tiene más orbitales). Este electrón único recorre un orbital inestable; necesita un electrón más para que este orbital se encuentre estable y lo puede adquirir de otro átomo. En otro ejemplo podemos ver al átomo de Carbono, que tiene dos electrones en su primer orbital y por lo tanto está completo y estable; sin embargo, en su segundo orbital sólo tiene cuatro, así que necesita cuatro electrones más para tener su segundo orbital estable. El Hidrógeno puede formar un enlace con otro átomo mientras que el Carbono puede formar 4 enlaces.
El enlace químico de tipo covalente les permite a los átomos compartir sus electrones para llenar esos espacios vacíos en los orbitales. Un átomo de Carbono puede asociarse, es decir, formar un enlace covalente con cuatro átomos de Hidrógeno para estar estable. De esta forma, cada Hidrógeno le “presta” al Carbono su electrón para que su segundo orbital quede estable y al mismo tiempo el Carbono “presta” dos de sus cuatro electrones del segundo orbital a los Hidrógenos (uno a cada uno) para que tengan su primer orbital estable.
En el enlace iónico no se comparten electrones, sino que estos son arrancados de los átomos y de esta forma quedan ionizados. esto quiere decir que adquieren una carga eléctrica. El ejemplo clásico de enlace iónico es el que forman las sales como el cloruro de sodio (NaCl). El Sodio tiene un número atómico 11, significa que tiene 11 electrones; 2 de ellos se encuentran en el primer orbital y lo ocupan por completo de tal manera que se encuentran estables, otros 8 electrones están orbitando en el segundo nivel y también lo ocupan por completo; el último electrón se localiza en el tercer orbital. Recordemos que se requieren 8 electrones en el tercer nivel para estar estables. Este último electrón que se encuentra orbitando sólo se puede perder muy fácilmente y es lo que ocurre cuando un átomo de Sodio se acerca a uno de Cloro.
El átomo de Cloro tiene un número atómico de 17, es decir 17 protones y 17 electrones; dos de estos se hallan en su primer orbital, 8 en el segundo y 7 en el tercero. Este último orbital está incompleto y necesita un electrón para estar estable. Cuando un átomo de Cloro se acerca a uno de Sodio le arrebata un electrón y ambos quedan con un número de electrones que deja a sus orbitales estables. Sin embargo, ambos quedan ionizados, es decir, con carga eléctrica; el Sodio queda cargado positivamente y el Cloro negativamente.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de interacción atómica relativamente débiles que pueden participar atrayendo o repeliendo moléculas cercanas. Su nombre se debe al químico danés Johanes Diderik van der Waals que vivió en el siglo XIX y que fue galardonado con el Premio Novel en 1910. A pesar de ser débiles comparadas con el enlace covalente, definen el comportamiento químico de los compuestos, como por ejemplo, su solubilidad o su estado sólido, líquido o gaseoso a determinada temperatura
Los puentes de Hidrógeno son fuerzas de atracción en las que un Hidrógeno que se encuentra unido por enlace covalente a un átomo electronegativo como el Oxígeno o el Nitrógeno interactúa con otro átomo electronegativo. Los puentes o enlaces de hidrógeno son muy importantes para las propiedades del agua y de las moléculas biológicas como las proteínas.
El átomo de Hidrógeno es el único que puede formar estos enlaces ya que sus electrones de valencia no están separados del núcleo por alguna otra capa de electrones. Cuando el Hidrógeno se encuentra unido a un átomo electronegativo existe una distribución desigual de electrones en el enlace covalente y deja al núcleo del Hidrógeno con una pérdida considerable de electrones orbitando a su alrededor. Para subsanar esta distribución acepta parcialmente los pares electrónicos no compartidos por algún átomo electronegativo.
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Una configuración electrónica estable depende de los electrones que puedan estar en cada orbital atómico. Para cualquier átomo, el primer orbital solo puede aceptar dos electrones, de tal manera que para que este orbital se encuentre estable necesita dos electrones. El segundo orbital necesita de 8 electrones para estar estable, el tercer orbital de 18, el cuarto de 32, el quinto 32, el sexto 18 y el séptimo 8. Cabe destacar que no todos los átomos tienen todos los orbitales, esto depende del número de electrones que tenga cada átomo.
El átomo de Hidrógeno, por ejemplo, sólo tiene un electrón y este se encuentra en el primer orbital (y no tiene más orbitales). Este electrón único recorre un orbital inestable; necesita un electrón más para que este orbital se encuentre estable y lo puede adquirir de otro átomo. En otro ejemplo podemos ver al átomo de Carbono, que tiene dos electrones en su primer orbital y por lo tanto está completo y estable; sin embargo, en su segundo orbital sólo tiene cuatro, así que necesita cuatro electrones más para tener su segundo orbital estable. El Hidrógeno puede formar un enlace con otro átomo mientras que el Carbono puede formar 4 enlaces.
El enlace químico de tipo covalente les permite a los átomos compartir sus electrones para llenar esos espacios vacíos en los orbitales. Un átomo de Carbono puede asociarse, es decir, formar un enlace covalente con cuatro átomos de Hidrógeno para estar estable. De esta forma, cada Hidrógeno le “presta” al Carbono su electrón para que su segundo orbital quede estable y al mismo tiempo el Carbono “presta” dos de sus cuatro electrones del segundo orbital a los Hidrógenos (uno a cada uno) para que tengan su primer orbital estable.
En el enlace iónico no se comparten electrones, sino que estos son arrancados de los átomos y de esta forma quedan ionizados. esto quiere decir que adquieren una carga eléctrica. El ejemplo clásico de enlace iónico es el que forman las sales como el cloruro de sodio (NaCl). El Sodio tiene un número atómico 11, significa que tiene 11 electrones; 2 de ellos se encuentran en el primer orbital y lo ocupan por completo de tal manera que se encuentran estables, otros 8 electrones están orbitando en el segundo nivel y también lo ocupan por completo; el último electrón se localiza en el tercer orbital. Recordemos que se requieren 8 electrones en el tercer nivel para estar estables. Este último electrón que se encuentra orbitando sólo se puede perder muy fácilmente y es lo que ocurre cuando un átomo de Sodio se acerca a uno de Cloro.
El átomo de Cloro tiene un número atómico de 17, es decir 17 protones y 17 electrones; dos de estos se hallan en su primer orbital, 8 en el segundo y 7 en el tercero. Este último orbital está incompleto y necesita un electrón para estar estable. Cuando un átomo de Cloro se acerca a uno de Sodio le arrebata un electrón y ambos quedan con un número de electrones que deja a sus orbitales estables. Sin embargo, ambos quedan ionizados, es decir, con carga eléctrica; el Sodio queda cargado positivamente y el Cloro negativamente.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de interacción atómica relativamente débiles que pueden participar atrayendo o repeliendo moléculas cercanas. Su nombre se debe al químico danés Johanes Diderik van der Waals que vivió en el siglo XIX y que fue galardonado con el Premio Novel en 1910. A pesar de ser débiles comparadas con el enlace covalente, definen el comportamiento químico de los compuestos, como por ejemplo, su solubilidad o su estado sólido, líquido o gaseoso a determinada temperatura
Los puentes de Hidrógeno son fuerzas de atracción en las que un Hidrógeno que se encuentra unido por enlace covalente a un átomo electronegativo como el Oxígeno o el Nitrógeno interactúa con otro átomo electronegativo. Los puentes o enlaces de hidrógeno son muy importantes para las propiedades del agua y de las moléculas biológicas como las proteínas.
El átomo de Hidrógeno es el único que puede formar estos enlaces ya que sus electrones de valencia no están separados del núcleo por alguna otra capa de electrones. Cuando el Hidrógeno se encuentra unido a un átomo electronegativo existe una distribución desigual de electrones en el enlace covalente y deja al núcleo del Hidrógeno con una pérdida considerable de electrones orbitando a su alrededor. Para subsanar esta distribución acepta parcialmente los pares electrónicos no compartidos por algún átomo electronegativo.
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