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El enlace químico es de vital importancia para el desarrollo de todos los compuestos que conocemos, sin él prácticamente nada de lo que somos capaces de ver existiría. Muchos nos hemos preguntado más de alguna vez como es posible el enlace entre electrones si estos tienen ambas cargas negativas. Usualmente tendemos a pensar que estas cargas deberían repelerse, pero de alguna manera logran enlazarse. A través de este capítulo estudiaremos el enlace químico, los tipos que lo constituyen, sus propiedades, la fundamentación de la teoría enlace-‐ valencia y algunas estructuras tridimensionales de compuestos iónicos y covalentes.
© Fernando Brierley V. – Felipe Salas B. 2013
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El Enlace Químico
Dentro de los elementos que conocemos existen algunos muy estables como es el caso de los gases nobles y otros bastante inestables cuando están aislados como es el caso de la mayoría de los elementos que conforman la tabla periódica. Los gases nobles, debido a que tienen 8 electrones en su última capa, a excepción del helio el cual tiene 2, son considerados gases “inertes” puesto que no reaccionan con otros elementos químicos y casi no forman enlaces. Sin embargo todos los demás compuestos pueden formar enlaces químicos y en consecuencia una gran variedad de compuestos.
Los elementos se enlazan ya que que en su condición inicial son sistemas electrónicamente inestables y al enlazarse adquieren una mayor estabilidad. La estabilidad máxima que puede adquirir un átomo se alcanza cuando orbitan 8 electrones en su último nivel energético (capa externa), la que denominamos capa de valencia.
La capacidad de enlace de los átomos está determinada por el tipo de átomos interactuando y en particular por las electronegatividades de ellos. De esta manera la fuerza de enlace es muy variable y depende principalmente de la naturaleza de los átomos.
Dado que en química es muy común el uso de signos y símbolos para relacionar los enlaces con su naturaleza es que Lewis creó una manera simple y didáctica de representar los enlaces.
I] Estructura de Lewis
La estructura de Lewis es la representación de la distribución de los electrones que están en la capa de valencia y consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea. Es útil notar que el número de electrones de valencia coincide con el número del grupo de la tabla periódica en el que el elemento se encuentre. Ejemplos
A través de la estructura de Lewis podemos inferir a qué grupo pertenece un determinado elemento, por ejemplo el Carbono pertenece al grupo IVA y por ende tiene 4 electrones de valencia.
Es útil recordar que para diagramar un elemento según Lewis debemos primero escribir el símbolo del elemento al centro y rellenar los electrones como si de una configuración electrónica se tratara. Es decir, seguir el mismo orden que se presenta en el diagrama anterior.
Sin embargo, cuando trabajamos con moléculas la estructura de Lewis cambiará un poco. Ya no la hacemos como dijimos anteriormente, sino que la forma correcta de ir llenando los electrones será uno a uno, partiendo por uno arriba, uno abajo, uno a la izquierda y otro a
la derecha, para luego empezar a repetir. Este fenómeno ocurre debido a un fenómeno conocido como Hibridación. Cuando se estudiaban diferentes moléculas se comprobaba que el número de enlaces que podía hacer dicha molécula era similar al número de grupo al que pertenecía, siendo que la estructura de Lewis predecía un número menor de enlaces. La explicación es que los subniveles (s, p o d) pueden “combinarse” y formar nuevos orbitales, en los cuales se alojarán diferentes electrones así permitiendo un mayor número de enlaces disponibles.
De esta manera para representar la molécula de CO2 según Lewis se obtiene lo siguiente:
II] Tipos de Enlace
El enlace es la unión de átomos o moléculas mediante atracciones electrostáticas. La unión de átomos da origen a moléculas y la unión de moléculas da origen a complejos moleculares. Dentro de los enlaces se pueden encontrar:
(1)Enlaces Interatómicos:
Este tipo de enlace es aquel que se produce entre átomos y podemos encontrar dos tipos: Enlace Iónico, Covalente y Metálico. El objetivo del enlace atómico es alcanzar una configuración electrónica de gas noble y así ganar estabilidad, de paso creando moléculas complejas.
a. Enlace Iónico:
El enlace iónico es la unión electrostática entre dos átomos que han perdido y ganado electrones respectivamente. Ocurre cuando los átomos que interactúan tienen una gran diferencia de electronegatividad (mayor a 1.7), así el elemento con mayor electronegatividad (no metal) se “roba” el par de electrones de enlace transformándose ambos en iones, que posteriormente se mantendrán unidos debido a la atracción electromagnética.
Ejemplo: Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 (1 electrón en la última capa) Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (7 electrones en la última capa)
Puesto que los átomos buscan la estabilidad el sodio tiende a perder aquel último electrón y se transforma en catión (Na+) quedando con configuración electrónica de gas noble y el cloro, al quitarle el electrón al sodio queda con
configuración electrónica de gas noble y con una carga neta negativa, es decir, se convierte en anión (Cl-‐).
En consecuencia:
𝑁𝑎! + 𝐶𝑙!
𝑁𝑎𝐶𝑙
Dentro de las propiedades que cabe destacar de los compuestos formados por enlaces iónicos son que forman estructuras cristalinas; son solubles en agua; en disoluciones o fundidos son muy buenos conductores de la electricidad y poseen elevadas temperaturas de fusión y ebullición (sobre los 400℃). Usualmente el enlace iónico se da entre un no metal y un metal. Es decir, entre un elemento de la derecha de la tabla periódica con uno de la izquierda..
Ejemplos de sustancias iónicas: NaCl (sal de mesa), KNO3 (salitre), CuSO4 (sulfato de cobre) y todas las sales en general.
b. Enlace Covalente:
El enlace covalente es la unión entre átomos (generalmente no metales) en la que se comparten los electrones de enlace para lograr una mayor estabilidad
(formando un octeto entre los dos).
A diferencia de los enlaces iónicos cuando la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7 o incluso nula, estamos en presencia de enlaces covalentes, sin embargo dependiendo de qué tan alta es esta diferencia los enlaces covalentes se dividen en:
1. Enlace Covalente Polar: Este enlace se caracteriza porque el par de electrones enlazantes es compartido por ambos átomos pero no de igual modo. Es decir, uno de los átomos (el más electronegativo) atrae más hacia sí los electrones de enlace formando un polo de carga, sin embargo, no logra desprenderlos del todo como en el enlace iónico. Ocurre cuando la diferencia de electronegatividad es menor que 1.7 pero mayor que 0.1.
Ejemplo: 𝐻!𝑂; el agua presenta enlaces covalentes polares, puesto que la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno es menor a 1.7.
2. Enlace Covalente Apolar: Este enlace se caracteriza porque los electrones enlazantes están equidistantes de ambos átomos, es decir, los comparten por igual. Este enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividad es muy cercana a cero. Usualmente se da entre átomos de un mismo elemento.
Ejemplo: 𝑁!. El nitrógeno molecular es una molécula que posee dos
átomos de nitrógeno. Al ser átomos iguales, la diferencia de electronegatividad es cero, por lo tanto, el enlace es apolar.
3. Enlace Covalente Coordinado (o dativo): Este enlace ocurre sólo en casos especiales. Para que ocurra es necesario que uno de los elementos a enlazar tenga un par de electrones libres, y el otro tenga una deficiencia electrónica, usualmente será un catión. En los demás tipos de enlaces, era necesario que cada una de las especies aporte con un electrón. En el caso del enlace Dativo, ocurre que la especie que tiene un par de electrones libres aporta los dos electrones y con ellos se forma en enlace, atrayendo al catión por fuerza electrostática. Sin embargo, muchas de las especies formadas por este tipo de enlaces no son muy estables, sobre todo porque al ocurrir un enlace Dativo, la molécula quedará con carga neta positiva.
Ejemplo: 𝑁𝐻!+𝐻! 𝑁𝐻
! !, donde los dos puntos arriba del
nitrógeno representan un par de electrones libres.
Dentro de las propiedades que cabe destacar de los compuestos covalentes es que usualmente se encuentran en estado líquido a temperatura ambiente, son malos conductores de la electricidad, y tienen bajas temperaturas de fusión y ebullición.
Además, dentro de los enlaces covalentes se pueden dar enlaces simples (se comparte un par de electrones), enlaces dobles (se comparten dos pares de electrones) y enlaces triples (se comparten tres pares de electrones). La fuerza de enlace va decreciendo, es decir, la fuerza de atracción que existe entre dos átomos unidos por un enlace triple será mayor que la existente con un enlace doble y a su vez es mayor que en un enlace simple.
c. Enlace Metálico: El enlace metálico se caracteriza porque ocurre sólo entre átomos metálicos y del mismo tipo. A diferencia de los otros tipos de enlace, que se daban entre dos átomos, el enlace metálico ocurre en un conjunto de átomos. Todos los átomos que participarán en el enlace, aportan electrones los cuales no se encontrarán fijos a ningún átomo en particular, y formarán una nube electrónica que podrá moverse libremente en todo el material.
Dentro de las propiedades de las sustancias metálicas son las ya conocidas por todas: a temperatura ambiente se encuentran en estado sóido (a excepción de Mercurio); poseen altas temperaturas de fusión y evaporación; son buenos conductores tanto de la electricidad como del calor y poseen brillo metálico.
(2)Fuerzas Intermoleculares:
Como vimos anteriormente, existen fuerzas de atracción entre distintos átomos. Pero la cohesión de un cuerpo no queda explicada sólo las atracciones intramoleculares, sino que además hay fuerzas que mantienen unidas a las moléculas, lo que permite la formación de numerosas estructuras.
a. Puente de Hidrógeno: El puente de hidrógeno es una fuerza intermolecular que existe entre moléculas, cuando una de éstas posee un átomo de hidrógeno junto a un elemento muy electronegativo. De esa forma el hidrógeno quedará con un polo positivo, siendo atraído por el átomo electronegativo de
otra molécula. Si una molécula tiene enlaces 𝑁−𝐻,𝑂−𝐻,𝐹−𝐻 podrá formar puentes de hidrógeno.
b. Fuerzas de Van der Waals: Cuando tenemos moléculas que posean polos de cargas (llamados dipolos), estos podrán interactuar con los dipolos de otras moléculas, formando así una especie de orden donde cada átomo con carga se atrae con un átomo con carga su opuesta de otra molécula. Cabe notar que las fuerzas intermoleculares son más débiles que los enlaces químicos, por tanto, para romper una molécula de cierto compuesto se requiere mayor energía que para cambiar el estado de agregación de dicho compuesto.
