- Teoría de Orbital Molecular
Según la teoría del orbital molecular los orbitales de los átomos que se enlazan se solapan dando lugar a una serie de orbitales extendidos a toda la molécula (orbitales moleculares). El proceso de solapamiento, por tanto, no sólo afecta a la capa de valencia sino a todas las capas de los átomos enlazados. Esta teoría describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera. La diferencia entre un orbital molecular y un orbital atómico es que el orbital atómico está relacionado sólo con un átomo.
- Orden de enlace
El orden de enlace, indica la fuerza de un enlace, es un intento de estimar el número de enlaces entre pares de átomos en la molécula y de establecer una relación con la descripción de Lewis. El orden de enlace de una molécula se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazantes menos el número de electrones en orbitales no enlazantes, todo ello dividido por 2. El resultado nos da el número de enlaces neto.
- Longitud de Enlace
Se define como la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula, o bien, la distancia entre los núcleos de los dos átomos enlazados. Estas distancias dependen no sólo de los átomos unidos, sino también del grupo funcional del que forman parte.
- Energía de enlace
Una de las medidas de estabilidad de las moléculas, se le llama al cambio de entalpía necesario para romper un enlace específico de un mol de moléculas gaseosas. La energía de enlace es la energía que se desprendería por la formación de un enlace químico, a partir de sus fragmentos constituyentes. Los enlaces más fuertes, o más estables, tienen una energía de enlace grande. Los enlaces covalentes, metálicos o iónicos son típicamente muy fuertes, frente a los de puente de hidrógeno o Van der Waals, típicamente más débiles.
- Geometría de las moléculas tomando como base la Teoría de la repulsión de los pares de electrones.
La teoría predice la forma de una molécula, tomando en cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central.
Este modelo considera que los pares de electrones ocupan orbitales localizados. Se orientan para que la distancia entre los orbitales sea máxima. Estas geometrías se generan a partir de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, algunas de las geometrías permitidas son: Lineal, Angular, Trigonal plana, Pirámide Trigonal, Forma T, Tetraédrica, Pirámide Trigonal, Octaédrica, etc
Definir y dar un ejemplo de los siguientes enlaces débiles.
- Interacciones dipolo permanente – dipolo permanente
La interacción dipolo permanente-dipolo permanente tienen lugar entre moléculas polares como el HCl por ejemplo, produciéndose una atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas contiguas, pero no así el solapamiento de los átomos interactuantes al ser de mayor tamaño que en el puente de hidrógeno.(El solapamiento sólo se produce en el enlace de hidrógeno, donde el N, el O y el F son especies más pequeñas). Cuanto mayor sea la polaridad de la molécula (diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman), más fuerte será la interacción.
- Enlace de Hidrógeno
Es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N-H, O-H, H-F, y un átomo electronegativo de O, N, F. Esta interacción se describe como:
A-H…B ó A-H…A
Ay B representan al O,N,F; A-H es una molécula o una parte de molécula.
a. Interacciones dipolo permanente – dipolo inducido
La interacción dipolo permanente-dipolo inducido se produce entre una molécula polar y otra apolar. En este tipo de interacción, el dipolo permanente de la molécula polar provoca una deformación en la nube electrónica de la molécula apolar que se aproxima (el polo negativo de la molécula polar induce el desplazamiento de lo electrones de la molécula polar hacia el polo opuesto, apareciendo un dipolo). De este modo, se establece una atracción eléctrica entre polos opuestos.
Este tipo de enlace también se conoce como polarización, siendo tanto más intenso cuanto mayor sea la polarización de la molécula apolar. La intensidad de este fenómeno dependerá de la mayor o menor polaridad (diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la molécula polarizante; la polar) así como del tamaño de la molécula polarizada (a mayor número de electrones, más desigualdad de disposición puede existir). Un ejemplo de este tipo son los llamados clatratos, que formados por el agua son verdaderos hidratos con fórmulas como Cl2·7,3H2O y Ar·5,7H2O
b.Fuerzas de London (dipolo inducido – dipolo instantáneo)
(Dispersión o Fuerzas de London) Aparecen en todos los compuestos moleculares, siendo la única fuerza intermolecular que aparece entre moléculas apolares. Se produce por la aparición de una distribución asimétrica de la carga en una molécula (dado el movimiento continuo de los electrones). Este fenómeno induce la aparición de un dipolo instantáneo en la molécula que se aproxima, estableciéndose una interacción muy débil e instantánea.
Ejemplos: F – F ….. F – F
También conocidas como fuerzas de dispersión, se presentan en moléculas no-polares, a través de la formación de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Son ejemplos de este tipo de fuerzas, las que se presentan en compuestos como ; CO2 ,C6H6, CH4. En general, de bajo punto de fusión y baja conductividad.
Fuente:
www.wikipedia.org