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Fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son un tipo de fuerza intermolecular, denominadas así por el físico alemán Fritz London, quien las investigó en 1930. Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad.

(1) Fuerzas de London

La intensidad de la fuerza de dispersión depende de cierto número de factores. Sin embargo, dar un enfoque cualitativo y predictivo debe considerar que las fuerzas de dispersión se relacionan con el número de electrones que se encuentren en el átomo o en la molécula. Así, bajo dicha base, es el número de electrones el que determinará la facilidad con la que se puede polarizar la densidad del electrón y a mayor polarización, son más intensas las fuerzas de dispersión. A su vez, la intensidad de estas fuerzas intermoleculares determina el punto de fusión y el punto de ebullición de la sustancia: cuando más intensas son las fuerzas intermoleculares, más altos son los puntos de fusión y de ebullición.

(2) Nube electrónica de una molécula apolar

Referencias:

1. http://agregaciondelamateria.blogspot.com.es/
2. http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_dispersi%C3%B3n_de_London
3. http://web.mst.edu/~gbert/INTERACT/intermolecular.HTM
4. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008)

Fuerzas intermoleculares: Dipolo-Dipolo y Dipolo - Dipolo Inducido

La interacción dipolo-dipolo consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula polar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo.

(1) Dipolo-Dipolo

Estas son ligeramente direccionales, es decir, al elevarse la temperatura, el movimiento transicional, rotacional y vibracional de las moléculas aumenta y produce orientación más aleatoria entre ellas. En consecuencia, la fuerza de las interacciones dipolo-dipolo disminuye al aumentar la temperatura.
Un ejemplo muy claro de este tipo de enlaces es el enlace de puente de Hidrógeno, para hacernos una idea, podemos ver el siguiente video.

La interacción dipolo-dipolo inducido tiene lugar entre una molécula polar y una molécula apolar. En este caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre las moléculas.

(2) Dipolo - Dipolo Inducido

Referencias:

1. https://sites.google.com/site/261lassolucionessalinas/revision/ecularesnlaces-intermole
2. http://iesdolmendesoto.org/zonatic/el_enlace_quimico/enlace/fuerzas_intermoleculares/dipolos2.gif
3. http://es.wikipedia.org/wiki/Interacci%C3%B3n_dipolo-dipolo
4. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008).

Polaridad

La polaridad química o solo polaridad es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas en la misma (consultar también dipolo eléctrico). Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, las fuerzas intermoleculares, etc. El compuesto NaCl (sal común) si bien no es un compuesto molecular sino que es una red iónica, podría usarse en un ejemplo del efecto de una molécula o disolvente polar ya que las moléculas de agua, polares, se introducen en los espacios vacíos entre los iones del cristal iónico (NaCl) justamente debido a su polaridad, acercandose el diferencial de carga positivo del agua a los iones Cl- y el negativo al Na+, debilitan el enlace iónico, logran que los iones se alejen y así lo disuelven permaneciendo adosadas a estos. En general, semejante disuelve a semejante: solvente apolar disuelve solución apolar, y viceversa.

(1) Moléculas Polares y No Polares

Al formarse una molécula de modo enlace covalente el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. Esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar.

En estos recursos interactivos, podremos observar la polaridad de diferentes moléculas:

Polaridad Molecular

o bien aquí

Polaridad Molecular

Referencias:

1. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008).
2. http://www.sceu.frba.utn.edu.ar/dav/homovidens/nieco/uniones-quimicas/en-que-consiste-la-polaridad-1.htm
3. http://www.quimitube.com/videos/enlace-covalente-polaridad-de-enlace-y-polaridad-molecular
4. Recurso proporcionado por Mª Salud Climent Bellido (Departamento de Química Orgánica)
5. https://phet.colorado.edu/es/simulation/molecule-polarity

Enlace Metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre si.

Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas hexagonal compacta, cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo.

En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.

Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.

(1) Representación del enlace metálico

La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables. Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen. La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales, elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como maleabilidad, ductilidad, buenos en la conducción de calor y electricidad, y con brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).

Referencias:

1. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008)
2. http://actdomenico.wikispaces.com/ENLACE+MET%C3%81LICO
3. http://www.mim-us.es/estructuras_cristalinas/hc.html

Enlace Covalente

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica, en cambio, solo es posible la comparticion de electrones con el fin de alcanzar la mayor estabilidad posible; para que un enlace covalente se genere es necesario que el delta de electronegatividad sea menor a 1,7.

(1) Representación CH4

De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo no metal y entre distintos no metales. Cuando distintos átomos de no metales se unen, a pesar de que ocurra el compartimento electrónico, uno de ellos resultara más electronegativo que el otro por lo que tendrá tendencia a atraer los electrones hacia su núcleo; esto genera un dipolo eléctrico (o molécula polar) como es el caso del agua. 

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

En el siguiente recurso, podemos ver observar las diferencias existentes entre los enlaces covalente e iónico:

Covalente vs Iónico

Características:

• Suelen ser gases o líquidos a temperatura ambiente.
• Aislante térmico y eléctrico.
• Su solubilidad dependerá de la polaridad de la molécula y del disolvente.
• Bajas temperaturas de ebullición y fusión.

Referencias:

1. Wikipedia: http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente#mediaviewer/File:Covalent.es.svg
2. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008)
3. Recurso proporcionado por Mª Salud Climent Bellido (Departamento de Química Orgánica).
4. http://blog.educastur.es/eureka/4%C2%BA-fyq/enlace-quimico/
5. http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/tutorial-05.html

Enlace Iónico

En Química, un enlace iónico es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe electrones. Para que un enlace iónico se genere es necesario que el delta de electronegatividad sea mayor a 1,7.

(1) Estructura del NaCl

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva (o cationes) con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente (o anión), que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que el H llega a su "octeto" una vez alcanzados 2 electrones en su capa de valencia.

(2) Cesión de un electrón Li - F

Características de este tipo de enlace:

• Sus enlaces son muy fuertes.
• Son sólidos a temperatura ambiente.
• Altos puntos de fusión.
• Solubles en disoluciones polares.
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí disueltos.

Referencias

1. Wikipedia : http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico#mediaviewer/File:Sodium-chloride-3D-ionic.png
2. Blogger: http://losenlacesquimicos4.blogspot.com.es/2012/05/enlace-ionico.html
3. Física y Química 1º Bachillerato (Editorial Guadiel, 2008)