Fundamentos de Enlace Químico y Propiedades de las Soluciones

Enlace Químico

Los átomos de los elementos forman enlaces, de los cuales los más importantes son:

  • Enlace Químico Electrovalente o Iónico o Polar

    (Transferencia de electrones)

  • Enlace Covalente

    (Comparición de un par de electrones entre 2 átomos)

  • Enlace Covalente Coordinado

    (Uno de los 2 átomos aporta el par de electrones para compartir)

Otros menos importantes:

  • Enlace Metálico
  • Enlace de Hidrógeno
  • Fuerzas de Van der Waals

Sustancias Iónicas

Son el resultado de las fuerzas electrostáticas que mantienen los iones en un arreglo rígido bien definido, tridimensional.

Generalmente son líquidos, gaseosos, sólidos de punto de fusión bajo.

Enlace Covalente

En este modelo se comparten un par de electrones entre los átomos que están atraídos por los 2 núcleos de los átomos que comparten un par de electrones. También se forma a partir de un par de electrones, se le llama también enlace de par electrónico.

El enlace covalente debe tener en cuenta:

  • El orbital que ocupa el par de electrones
  • Cómo está ordenado o colocado el par de electrones
  • Si hay enlace múltiple (2 ó 3)
  • Si hay pares de electrones no enlazantes o pares solos de electrones
  • Si el enlace formado es polar o no polar.

Enlace Covalente Coordinado

En muchos compuestos cada átomo suministra un electrón para la formación del enlace. Hay algunos casos en los que un solo átomo suministra ambos electrones.

Este enlace consiste en la compartición de un par de electrones entre dos átomos, donde dicho par es proporcionado por uno de los elementos enlazados.

Polaridad entre Enlaces

La polaridad describe la proporción en que los electrones se comparten. Al unirse 2 átomos de electronegatividad diferente, los electrones serán atraídos hacia el átomo más electronegativo y por lo tanto la nube electrónica no estará igualmente distribuida en los átomos, por lo que un átomo en la molécula tendrá un carácter negativo y el otro positivo, lo que da origen a un enlace polar y entre mayor sea la diferencia en las electronegatividades, mayor polaridad presenta el enlace así que un caso extremo de este enlace es el enlace iónico.

En el enlace covalente no polar los electrones se comparten equitativamente.

En el enlace polar uno de los átomos ejerce una mayor atracción de la nube de electrones.

Se formará en caso extremo un enlace iónico donde un electrón es cedido definitivamente por un átomo y aceptado por otro átomo generando los correspondientes iones.

Para diferenciar un enlace polar de uno no polar y un iónico se deberá conocer la diferencia de electronegatividades entre los dos átomos enlazados.

  • Si es de 0 a 0.4 será no polar
  • Si es de 0.4 a 1.7 será polar
  • Si es mayor de 1.7 será iónico

Fuerza de Enlaces Covalentes

La fuerza del enlace covalente entre dos átomos se determina por la energía que se requiera para romper esa unión.

Enlace Metálico

Lo forman la asociación de átomos de carácter metálico del sistema periódico al unirse entre sí.

Los núcleos de los átomos se unen entre sí formando una red.

Los electrones se sitúan libres alrededor de la red positiva formando lo que se llama un mar de electrones.

Disolución

Una solución es una mezcla homogénea que se forma cuando una sustancia se dispersa en otra.

Fuerzas Intermoleculares

  • Fuerzas de Van der Waals: Fuerzas dipolo-dipolo / Fuerzas de dispersión de London
  • Puente de hidrógeno
  • Fuerza ion-dipolo para las soluciones

Formar un enlace libera energía.

Romper un enlace requiere energía.

Fuerzas de London

Fuerzas intermoleculares entre moléculas covalentes no polares.

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Atracciones intermoleculares entre moléculas covalentes polares.

Fuerza Ion-Dipolo

Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen.

Efectos de la Presión sobre la Solubilidad

La solubilidad de un gas en cualquier disolvente aumenta a medida que se incrementa la presión del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y los líquidos no se afectan notablemente por la presión.

Propiedades Coligativas

El abatimiento del punto de congelación y la elevación del punto de ebullición son ejemplos de propiedades físicas de las soluciones que dependen de la concentración, pero no de la clase de las partículas del soluto. Tales propiedades se llaman propiedades coligativas (coligativa significa “dependiente de la colección”; las propiedades coligativas dependen del efecto colectivo de las partículas del soluto).

  • Abatimiento del punto de congelación
  • Elevación del punto de ebullición
  • Reducción de la presión de vapor
  • Presión osmótica

Abatimiento de la Presión de Vapor

La presión de vapor sobre un líquido es resultado del equilibrio dinámico. La velocidad a la cual las moléculas dejan la superficie del líquido y pasan a la fase gaseosa, es igual a la velocidad a la cual las moléculas de la fase gaseosa regresan a la fase del líquido.

Punto de Ebullición

El punto de ebullición de un soluto no volátil es mayor que el punto de ebullición del solvente puro, debido a que los solutos no volátiles abaten la presión de vapor de la solución se requerirá una temperatura más elevada para lograr que la solución ebulla.

Depresión del Punto de Congelación

El punto de congelación corresponde a la temperatura a la cual la presión de vapor de las fases sólida y líquida son iguales.

El punto de congelación se abate en una solución porque generalmente el soluto no es soluble en la fase sólida del solvente.

Presión Osmótica

Cuando el solvente y la solución están separados por una membrana semipermeable que permite el paso de moléculas del solvente se desarrolla una presión osmótica en la solución.

Osmosis: (a) movimiento neto de un disolvente del disolvente puro o de una disolución con baja concentración de soluto a una disolución con alta concentración de soluto.

Electronegatividad

  • Compuestos iónicos > 2
  • Compuestos polares > 0 y < 2
  • Compuestos no polares = 0

Enlace

  • Electrovalente = Compuestos iónicos
  • Covalente polar = Compuesto polar
  • Covalente no polar = Compuesto no polar

Fórmulas

M = mol/Litros m = mol/Kg %peso = (soluto/solución) * 100

ppm = (soluto/solución) * 106 F.M. = masa soluto/moles solución

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