Reacciones y enlaces químicos

INTRODUCCION
Reacción química, proceso en el que una o más sustancias los reactivos se
transforman en otras sustancias diferentes los productos de la reacción. Un
ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al
reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de
las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un
estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según
cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en
cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes
conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga
eléctrica y la masa total.
Las propiedades de las sustancias están determinadas en parte por los
enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos
interactúan para formar un enlace químico, solo entra en contacto sus regiones
más externas.
En la mayor parte de las moléculas los átomos están enlazados por uniones
covalentes. La mayoría de los enlaces iónicos se obtienen de la purificación de
minerales que contienen al compuesto.
Las estructuras que se utilizan para representar los compuestos covalentes
se denominan Estructura de Lewis, en dicha estructura solo se muestran los
electrones de valencia.
La tendencia de los átomos en las moléculas a tener ocho electrones en su
capa de valencia se conoce como Regla del Octeto, formulada por el mismo
Lewis.
La electronegatividad, el concepto relativo, en el sentido de que la
electronegatividad de un elemento solo se puede medir respecto de la de otros
elementos. Sabemos por varios experimentos que las moléculas tienen estructuras
definidas; esto es, los átomos de una molécula tienen posiciones definidas
relativas uno con el otro en un espacio de tres dimensiones, es de aquí donde sale
el estudio experimental denominado El Momento Dipolo.
El modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
basada en las estructuras de Lewis, es un método bastante sencillo y directo para
predecir las geométricas moleculares.
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REACCIÒN QUIMICA
Consisten en una transformación de las sustancias iniciales (reactivos) para
obtener unas determinadas sustancias finales (productos).
Desde el punto de vista atómico se pueden interpretar las reacciones
químicas como una ruptura en los enlaces entre los átomos, y un reordenamiento
de los mismos para formar sustancias nuevas.
Las R.Q. se representan de forma abreviada mediante una ecuación
química:
CH4 + O2 CO2 + H2O
A veces se debe indicar con letras entre paréntesis el estado de las
sustancias:
 Sólido (S)
 Liquido (L)
 Gaseoso (G)
En todas las Ecuaciones químicas se debe cumplir la ley de la
conservación de la masa. Lo que significa que debe haber el mismo número de
átomos en los reactivos como en los productos.
Para esto se utilizan unos números delante de cada sustancia en la ecuación
para así ajustarla y que se mantenga la proporción que deben mantener dichas
sustancias al reaccionar.
Ejemplo:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Las reacciones químicas ajustadas nos suministran cierta información:
Cualitativas: Indica cuales son las sustancias reaccionantes
Cuantitativas: Nos indica la relación existente entre las cantidades de
reactivos y productos
Energía de las reacciones químicas
Debido a que la energía de los productos es distinta a la energía de los
reactivos, en las R.Q. se producen ciertas transferencias de energía:
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Exotérmica: es cuando la energía de los reactivos es mayor que la de los
productos, esto quiere decir que durante el transcurso de la R.Q. se produce un
desprendimiento de energía, ya sea en forma de luz, calor, etc.
Este desprendimiento de energía se produce de diversas formas:

 Mediante un intercambio de calor (combustión de butano)
 Mediante la producción de energía eléctrica
 Mediante la producción de luz y sonido (dinamita)
Endotérmica: Se produce cuando la energía de los reactivos es menor a la
de los productos, entonces se produce una absorción de energía (aportada)
durante el proceso de la reacción química.
Este aporte de energía se realiza por:
 Un suministro de calor
 Un suministro de energía eléctrica
 Aporte de luz (Fotosíntesis)
En las R.Q. se produce siempre un desprendimiento o absorción de energía
debido a los cambios de energía interna que experimentan las sustancias de una
R.Q.
A la energía desprendida o absorbida en una R.Q. debido a una diferencia
de temperatura le llamamos Calor de reacción.
En una R.Q. exotérmica el calor de reacción es negativo, mientras que en
una R.Q. endotérmica es positivo
Para calcular el calor absorbido o el calor desprendido se utilizan las
ecuaciones termoquímicas, en las cuales se indica al final de la reacción el valor
numérico del calor de reacción.
Ejemplos:
C + O2 CO2 + 393,5 KJ EXOTÉRMICA ("H = -393,5 KJ)
N2 + O2 2NO - 180,7 KJ ENDOTÉRMICA ("H = 180,7 KJ)
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Reacciones de Combustión
Son aquellas R.Q. en las que actúa una sustancia llamada Combustible que
reacciona con el Comburente produciéndose en la gran mayoría de los casos CO2
y H2O.
En estas reacciones se produce siempre un gran desprendimiento de
energicen forma de radiación térmica y/o luminosa
Tipos de Reacción Química
 Síntesis o combinación (A + B AB)
Dos o más sustancias reaccionan para dar lugar a una más compleja
 Descomposición (AB A + B)
Una sustancia se descompone para dar lugar a dos o más sustancias
simples
 Desplazamiento o sustitución (AB + C AC + B)
Al combinarse dos o mas sustancias estas se reagrupan formando
sustancias nuevas
Reactivo Limitante
Las reacciones químicas nos indican la proporción en que las sustancias
reaccionan, pero estas sustancias pueden encontrarse en cualquier proporción, por
tanto la reacción dependerá de una sustancia, la cual se encuentra en cierta
proporción, y cuando esta sustancia se agote, finalizara la reacción. A dicha
sustancia la llamamos Reactivo Limitante, y que normalmente es la que se
encuentra en menor proporción.
De esta forma la ecuación se encuentra en una correcta proporción gracias
a los números en ROJO.
Es decir, la reacción al unir dos o más elementos dan como resultado la
formación de un enlace químico entre átomos y la formación de un compuesto
químico. ¿Pero por qué las substancias químicas reaccionan al ser unidas? La
razón tiene que ver con la participación de la configuración de los electrones del
átomo.
Al final de la década 1890, el químico escocés Sir William Ramsay
descubrió los siguientes elementos: helio, neón, argón, criptón y xenón. Estos
elementos, junto con el radón, fueron clasificados en el grupo VIIIA de la tabla
periódica y apodados gases inertes (o nobles) por su tendencia a no reaccionar
con otros elementos. La tendencia de los gases nobles a no reaccionar con otros
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elementos tiene que ver con las configuraciones de sus electrones. Todos los
gases nobles tienen envolturas de valencia. Esta configuración es estable y
representa una configuración que otros elementos tratan de alcanzar al reaccionar
juntos. En otras palabras, la razón por la cual los átomos reaccionan entre ellos es
para alcanzar un estado en el cual su envoltura de valencia se llene.
Miremos la reacción del sodio con el cloro. En su estado atómico, el sodio
tiene un electrón de valencia y el cloro siete.
Sodio
Cloro
El cloro, con siete electrones de valencia, necesita un electrón adicional
para completar su envoltura de valencia que tiene ocho electrones. El sodio es
más complicado. Al principio parece que el sodio necesita siete electrones
adicionales para completar su envoltura de valencia. Pero esto le daría al sodio
una carga eléctrica de -7 y lo haría altamente desbalanceado en términos del
número de electrones (cargas negativas) relativa al número de protones (cargas
positivas). Cuando esto varía, es mucho más fácil para el sodio renunciar a su
electrón de valencia y convertirse en un +1 ión. Al hacerlo, el átomo de sodio
vacía su tercera valencia y entonces la envoltura externa que contiene electrones,
es decir su segunda envoltura, se llena. Esto concuerda con nuestro postulado
anterior de que los átomos reaccionan porque están tratando de llenar su envoltura
de valencia.
Sodium Chloride
Esta característica, es decir la tendencia de perder electrones cuando entran
en reacción química es común a todos los metales. El número de electrones que
los átomos de metal perderán (y la carga que ellos adquirirán) es igual al número
de electrones en su envoltura de valencia. Para todos los elementos del grupo A
de la tabla periódica, el número de valencia de electrones es igual al número del
grupo.
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Los no metales, en comparación, tienden a ganar electrones (o
compartirlos) para completar su envoltura de valencia. Para todos los no metales,
excepto el hidrógeno y el helio, la envoltura de valencia está completa con ocho
electrones. Por consiguiente, los no metales ganan electrones correspondientes a
la fórmula = 8 - (número de grupo). El cloro, en el grupo 7, ganará 8 - 7 = 1
electrón y formará un -1 ión.
El hidrógeno y el helio sólo tienen electrones en su primera envoltura de
electrones. La capacidad de su envoltura es dos. Por consiguiente, el helio, con
dos electrones, ya tiene una envoltura de valencia llena y clasifica dentro del
grupo de elementos que tienden a no reaccionar con otros, como los gases nobles.
El hidrógeno, con un electrón de valencia, ganará un electrón cuando forma un
ión negativo. Sin embargo, el hidrógeno y otros elementos de la tabla periódica
denominados metaloides, pueden efectivamente formar ya sea iones positivos o
negativos correspondientes al número de electrones de valencia que tengan. Por
consiguiente, el hidrógeno formará un +1 ión cuando pierde su electrón y un -1
cuando gana un electrón.
Reacción de la Energía
Todas las reacciones químicas están acompañadas por un cambio de
energía. Algunas reacciones sueltan energía hacia sus alrededores (generalmente
como calor) y son llamadas exotérmicas. Por ejemplo, el sodio y el cloro
reaccionan tan violentamente que las llamas pueden ser vistas cuando la reacción
exotérmica produce calor. Por otra parte, algunas reacciones necesitan absorber
calor de sus alrededores para seguir adelante. Estas reacciones son llamadas
endotérmicas. Un buen ejemplo de una reacción endotérmica es esa que tiene
lugar en forma instantánea dentro de una 'bolsa de frío'. Generalmente las 'bolsas
de frío' comerciales contienen dos compuestos - úrea y cloruro de amonio en dos
contenedores diferentes dentro de la bolsa de plástico. Cuando se dobla la bolsa y
los contenedores interiores se rompen, los dos compuestos se mezclan y empiezan
a reaccionar. Ya que la reacción es endotérmica, ella absorbe el calor de sus
alrededores y la bolsa se enfría.
Las reacciones que prosiguen inmediatamente cuando dos substancias se
mezclan (tal como la reacción del sodio con el cloro o la úrea con el cloruro de
amonio) son llamadas reacciones espontáneas. No todas las reacciones proceden
espontáneamente.
Por ejemplo, piense en un fósforo. Cuando se enciende un fósforo se causa
una reacción entre los químicos de la cabeza del fósforo y el oxígeno del aire.
Pero el fósforo no se encenderá espontáneamente, primero necesita la entrada de
la energía, llamada la energía activadora de la reacción. En el caso del fósforo,
usted provee la energía activadora como el calor al golpear el fósforo en la caja.
Después que la energía activadora se absorbe y la reacción empieza, la reacción
continúa hasta que usted apague la llama o se le acabe el material que produce la
reacción.
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ENLACES QUIMICOS
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla
periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118
elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros
para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se
forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que
resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus
átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que
reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se
moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue
usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se
enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de
sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la
sal de mesa común!
+
Metal de
sodio
Gas de
Cloro
sal de mesa
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propuso que los
enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los
átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos
eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de
valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se
enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces
probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en
forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día
sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces
químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un
átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados
negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de
manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la
base del enlace iónico.
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Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
sodio (en la derecha) pierde su
única valencia de electrones al
cloro (a la derecha),
resultando en
Un ión de sodio cargado
positivamente (izquierda) y un ión
de cloro cargado negativamente
(derecha).
Una simulación de la reacción NaCl
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño,
mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón
adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que
la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+ y Cl- se sujetan gracias a las
fuerzas electroestáticas, formando así un enlace iónico. Los compuestos iónicos
comparten muchas características en común:
 Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales,
 Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero,
el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio),
 Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros
solventes polares,
 En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad,
 Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con
temperaturas muy altas.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares
(fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal
sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio
cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un
número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido
a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están
organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión
de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la
misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula
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sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema
continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de
la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales
sólidos con altos puntos de fusión.
Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1
Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1
Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1
Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1
Cristal de Cloruro de Sodio Esquema de Cristal NaCl
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos
comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una
transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o
más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los
átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones
(generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no
metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el
enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder
llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese
que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen
un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta
envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo
electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno
reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el
compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos
compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace
covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una
envoltura de valencia.
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se
forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes
en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como
resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura
ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas
covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más débil.
Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes
existen como verdaderas moléculas.
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Enlaces Múltiples
Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un
enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de
electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que
tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su
envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2,
ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis
son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las
estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que
representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para
los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Las Estructuras de Puntos de Lewis
Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace
entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden
ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par
de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el
O2.
H2
H :H
H -H
or
O2
Las estructuras de Linus Pauling: Para explicar la equivalencia de los
cuatro enlaces alrededor del átomo de carbono, introdujo el concepto de los
orbitales híbridos, en los cuales los electrones orbitales son propulsados desde sus
posiciones originales por la repulsión mutua electrostática. Reconoció la
presencia de orbitales híbridos en la coordinación de iones o de grupos de iones
en una disposición geométrica definida sobre un ion central. Su teoría de la
valencia (positiva y negativa) dirigida, es decir, la capacidad de un átomo para
combinarse con otros átomos, fue una consecuencia lógica de sus tempranas
investigaciones, al igual que el carácter iónico parcial de los enlaces covalentes
(átomos que compartían electrones). Su concepto empírico de electronegatividad
como energía de atracción de los electrones en un enlace covalente, resultó útil en
la clarificación posterior de estos problemas. Introdujo la noción de híbridos de
resonancia según la cual la estructura verdadera de una molécula se concibe como
un estado intermedio o de transición entre dos o más estructuras.
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Enlaces Polares y No-Polares
En realidad, hay dos sub. tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un
buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que
ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los
electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos
átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del
mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar.
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente
compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un
átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no
tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un
enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo
alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen
ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la
molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno
(dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El
oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones
adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada
hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno
comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para
completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte
dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la
envoltura de valencia H.
Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es
el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor
afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el
oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el
electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.
Los Dipoles
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más
tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de
oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga
negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la
molécula desarrolla una carga parcial positiva.
Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior
una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado
por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha
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apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro
electrón se encuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la
molécula.
TIPOS DE AGENTES O REACTIVOS
(nucleofilicos, electrofílicos y radicales libres)
Se pueden distinguir tres tipos de reactivos de acuerdo a su naturaleza
eléctrica: nucleofilicos, electrofìlicos o radicales libres
Los reactivos nucleofìlicos son las especies químicas con cargas negativas,
o que se pueden comportar como bases de Lewis.Se presentarán reacciones de
substitución nucleofílica aromática que proceden por un mecanismo novel de
reacción. Este mecanismo supone la presencia de un intermediario hipervalente
del silicio que desplaza el equilibrio a productos. El balance global de la reacción
es, para la substitución de núcleos aromáticos sin grupos salientes y no activados,
el reemplazo de un H por el grupo trimetilsililo (ec. 1) [1]:
Como ejemplo de los heteroaromáticos estudiados figuran los indicados en las
ecuaciones 2,3, y 4:
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Se describirán otros heterociclos que también reaccionan con Me3si- y sus
aplicaciones sintéticas.
Los reactivos electrofìlicos presentan cargas positivas o una deficiencia
electrónica fuerte, como los ácidos de Lewis; y los radicales libres no presentan
carga, pero tienen electrones desapareados por tanto, son especies muy reactivas
he inestables.
La función principal del electrolito es conducir los iones entre el cátodo y el
ánodo. Pero debe de cumplir además una serie de requisitos adicionales como
son:
 Impermeable a los gases, permitiendo la separación del oxidante y del
combustible.
 Estabilidad bajo condiciones reductoras y oxidantes.
 Compatibilidad química con el ánodo y el cátodo.
 Compatibilidad mecánica (el coeficiente de expansión térmica debe de
coincidir o aproximarse con cada uno de los otros componentes de la
celda).
Algunos reactivos electrofìlicos
H+ protón
NH4+ Amonio
NO2+ Nitro
R+ Alquil
NO+ Nitroso o Nitrosonio
SO3+ Anhídrido sulfúrico
Algunos reactivos nucleofílicos
Cl-, Br-, I- Haluros (cloruro, bromuro, yoduro)
OH- Oxidrilo
-OCH3 Metoxil
-CN Cianuro
CH3COO- Acetato
(CH3)3N Trimetil Amina
-SCH3 Metil Mercaptano
Un sustrato que contiene carbono con densidad positiva, generalmente los vecinos
de elementos electronegativos, se involucran con reactivos nucleofílicos; aquellos
sustratos con altas densidades negativas o electrones accesibles como en el caso
de enlaces py interactúan con reactivos electrofílicos; si en el medio de reacción
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se encuentra el ultravioleta o algún peroxido, estos generaran radicales libres que
propiciaran el cambio químico.
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V
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CONCLUSION
Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos
los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia de
electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de los
elementos tienen cargas iguales al número de grupos.
Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene
unidos a dos átomos por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos
simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo
cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de electrones
no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es el resultado de
la diferencia que hay en las electronegatividades de los átomos para atraer hacia
ellos los electrones enlazantes.
La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces
covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones para
la regla del octeto, en particular para los compuestos covalentes de berilio, para
los elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer periodo y
subsecuentes de la tabla periódica.
Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades
relativas de la mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad)
permite distinguir el enlace covalente polar del enlace covalente no polar.
Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de
la capa de valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden aplicar
reglas sencillas para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la formula de
Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto, no son poco comunes las
excepciones a esta regla. Se pueden obtener las formulas de Lewis al seguir las
reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con frecuencia ayudara a
decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor descripción de una
molécula o ion.
La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos
en el espacio, no de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere a
la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo
central.
La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica
cuántica en el cual se forman orbítales híbridos mediante la combinación y
reacomodo de los orbítales de un mismo átomo. Todos los orbítales híbridos
tienen la misma energía y densidad electrónica y el número de orbítales híbridos
es igual al número de orbítales atómicos puros que se combinan.
La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso
(aunque se habla de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico
respectivamente).
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BIBLIOGRAFIA
 Enciclopedia Hispánica. Tomo 6-7-9. Año 2003. Estados Unidos de América.
 Química. Autor Maria del Pilar Rodríguez. Año 2001. Venezuela.
 Pagina de Internet: http://www.visionlearning.com
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