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 debiles entre moléculas no polares. Se producen cuando estas moleculas 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.

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 simetrica. Si su diferencia en E.N. es distinta de 0, la molecula es asimetrica.

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 molecula es no polar; si el momento dipolar es distinto de cero, la molécula es poolar.

Geometría Molecular

La forma de las moleculas 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 seguneste esquema (A Xn Em), donde:

A es el átomo central

X son los ligandos

n es el numero de ligandos

E son los pares de electrones libres y que no forman enlaces

m es el numero de pares de electrones libres.

AX2 tiene geometria lineal

AX3 tiene geometria trigonal plana

AX2E tiene geometria angular

AX4 tiene geometria tetraédrica regular

AX3E tiene geometria tetraédrica piramidal

AX2E2 tiene geometria angular

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 moleculas diatomicas. 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: union entre atomos con diferencias de E.N. igual a cero. Ej. Moleculas homoatómicas, H2, O2.

e) enlace metalico (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).

Propiedades periodicas

Existen una serie de propiedades que varian regularmente en la tabla periodica, son las llamadas propiedades periodicas. Estas propiedades dependen fundamentalmente de la configuración electronica.

Relaciones de tamaño:
a) Volumen atómico
b) Radio atómico
c) Radio covalente
d) Radio iónico

Relaciones de energía:
a) Potenciales de ionización
b) Electronegatividad
c) Electroafinidad
d) Electropositividad

Volumen atómico: El volumen disminuye en un periodo de izquierda a derecha y aumenta en un grupo con el incremento en el número atómico. Esto se explica porque al aumentar el numero atomico tambien aumenta el numero de electrones.

Radio atómico: el radio es la mitad de la distancia entre un atomo y otro en estado sólido con enlaces covalentes. Los radios ionicos se determinan en redes cristalinas y corresponde a la distancia entre el nucleo y el electron mas lejano del mismo, considerando que un ión tiene electrones de mas o de menos. El radio ionico disminuye a lo largo de un periodo, mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende en nun grupo.

Potencial de ionización P.I. (energía de ionización): Es la energía necesaria para retirar el electrón debilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental. Mientras menor sea el radio atomico, mayor será la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo tanto mayor será la energía requerida para remover al electrón más lejano.

Electronegatividad (E.N.): Es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molecula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.

Electroafinidad (E.A.): Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo. Las E.A. son inversamente proporcionales al tamaño del átomo.

Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Esta propiedad es inversamente proporcional a la E.N.