TEMA 3: ENLACE
1. NATURALEZA DEL ENLACE QUÍMICO
En la naturaleza, la mayor parte de los átomos no aparecen aislados, sino unidos, originando moléculas o estructuras gigantes. Únicamente los gases nobles están formados por átomos aislados, debido a que no poseen, como los demás elementos de la tabla periódica, tendencia a unirse.
El enlace químico es la fuerza que se establece entre átomos o grupos de átomos y que es responsable de que permanezcan unidos.
En general, cuanto menor sea el contenido energético de un sistema químico, mayor es su estabilidad.
Un conjunto de átomos se unen entre sí para transformarse en un sistema químico de mayor estabilidad. La representación gráfica de la energía frente a la distancia internuclear de equilibrio da lugar a la gráfica siguiente.
Por todo esto, se puede afirmar que los átomos se unen para conseguir la estructura de los gases nobles.
Regla del octeto o de Kossel : Los átomos de los diferentes elementos se unen con el fin de ser más estables, lo que, en
Química, significa alcanzar la configuración electrónica en su capa de valencia de los gases nobles (con 8 electrones, excepto el helio, que tiene 2).
Para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo, el átomo compartirá, cederá o ganará electrones.
Tipos de enlace
En general, y según lo dicho, los enlaces pueden clasificarse en dos grandes grupos.
A. Enlaces interatómicos o intramoleculares. Son los que mantienen unidos entre sí a los átomos de una molécula. Según la clasificación tradicional, son de tres tipos:
1. Enlace iónico: Es debido a la atracción electrostática entre iones. Este enlace es típico de la combinación de metales con no metales por transferencia de electrones del metal al no metal. La sustancia iónica característica es la sal común, NaCl.
2. Enlace covalente: Es característico de las uniones entre elementos no metálicos. La unión interatómica se debe a la compartición de pares de electrones entre átomos contiguos. Este es el tipo de enlace que une a los átomos de oxígeno e hidrógeno en el agua, H2O.
3. Enlace metálico: Como su nombre indica, es típico de los metales, tales como el cobre (Cu), el aluminio (Al) y el magnesio (Mg). En este enlace también se comparten electrones, pero de una forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal.
B. Enlaces intermoleculares. Son los que mantienen unidas a las moléculas de una misma sustancia. Nos ocuparemos de los siguientes:
1. Fuerzas de Van der Waals. 2. Puentes de hidrógeno.
2. ENLACE IÓNICO
El enlace iónico es la unión entre un elemento metálico y un elemento no metálico.
Se denomina electrovalencia o valencia iónica a la carga de una especie química cuando intercambia un determinado número de electrones.
La formación de una sustancia iónica se puede describir de la manera siguiente:
1. Formación de un par de iones aislados.
2. Establecimiento de fuerzas de atracción entre los iones de signo contrario.
Estas son fuerzas de tipo electrostático que cumplen la ley de Coulomb. Se atraen entre sí dos iones de carga opuesta. Cada ion se rodea del máximo número posible de iones de signo contrario y se forman estructuras gigantes de iones ordenados (red o cristal iónico). La fórmula indica la proporción en la que se encuentran los iones para que exista neutralidad eléctrica en el cristal (fórmula empírica), pero no la cantidad de los mismos.
El número de iones que rodea a otro ion de signo contrario depende del tamaño del catión y del anión. Entre los iones de signo contrario se establecen fuerzas atractivas, mientras que entre los del mismo signo se van a producir fuerzas de repulsión.
El índice de coordinación (IC) de un cristal iónico es el número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se sitúan a una distancia mínima. Este índice aumenta al hacerse mayor la relación entre el radio del catión y el del anión (rc/ra).
Si uno de los iones posee un tamaño muy inferior al otro, sus fuerzas repulsivas serán mayores que las existentes si ambos poseen tamaños parecidos, por lo que alrededor de un ion se colocarán menor número de iones de signo contrario.
La energía de red o energía reticular, U, es la energía desprendida en el proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso. Su unidad en el SI es J/mol. Cuanto mayor sea en valor absoluto la energía reticular, más estable será el cristal iónico formado.
Propiedades de los compuestos iónicos.
Son sólidos a temperatura ambiente, debido a la fortaleza de la red iónica.
Poseen puntos de fusión y ebullición elevados, ya que se deben romper enlaces iónicos. Para fundir un compuesto iónico es necesario comunicar a los iones la energía térmica necesaria para vencer las fuerzas atractivas entre ellos, para lo que hace falta mucha energía, ya que las fuerzas electrostáticas entre los iones son muy intensas.
No conducen la electricidad en estado sólido, ya que sus cargas (iones) ocupan posiciones fijas en la red. Sin embargo, en estado fundido o disuelto sí la conducen, al ser sus iones móviles.
Presentan gran dureza (dificultad a ser rayados), ya que esto supone romper un cierto número de enlaces por presión.
Son frágiles. Al ejercer una fuerza sobre el cristal iónico, se desplaza una capa de iones sobre otra, quedando enfrentados los de igual carga. Se establecen entonces fuerzas de repulsión que quiebran el cristal.
Ofrecen resistencia a la dilatación, ya que esta supone un debilitamiento de las fuerzas iónicas.
En general son solubles en disolventes polares, como el agua. Cuando un cristal iónico se introduce en un disolvente polar las moléculas del disolvente interaccionan con los iones en la superficie del sólido: los iones positivos lo hacen con la parte negativa de los dipolos del disolvente, mientras que los negativos lo hacen con la parte positiva. Estas interacciones pueden llegar a ser más intensas que las interacciones entre los iones en la red, lo que se traduce en la demolición del cristal iónico y la formación de una disolución que contiene los iones rodeados de moléculas de disolvente .
3. ENLACE COVALENTE
El enlace covalente es la unión química entre átomos de elementos no metálicos, con elevada electronegatividad, que comparten uno o más pares electrónicos.
La diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados permite clasifica los enlaces covalentes en:
Enlace covalente apolar: se unen átomos con idéntica electronegatividad: H2, F2,..
Enlace covalente polar: se establece al compartir los pares electrónicos átomos de diferente electronegatividad. La distribución de carga no es uniforme y los electrones compartidos están más próximos al átomo del elemento más electronegativo: H2O, HCl,..
Se denomina enlace covalente coordinado o dativo a aquella unión química en la que el par de electrones de enlace ha sido aportado por uno solo de los átomos que se unen. Un ejemplo es el ion amonio, en el que el par de
electrones libre del átomo de nitrógeno se emplea para unirse a un protón.
Teoría de Lewis
Son los electrones de valencaia los que contribuyen al enlace.
Cada símbolo está rodeado por ocho puntos (regla del octeto), que corresponden a los electrones de valencia, y que pueden estar, bien compartidos en enlaces covalentes, o bien no compartidos, también llamados solitarios o no enlazantes.
Octeto incompleto: hipovalencia
Algunos elementos ligeros, especialmente Be y B, tienen tendencia a quedar hipovalentes, es decir, con una estructura electrónica que no llega a la de gas noble. Incumplen la regla del octeto por defecto. Otros elementos del grupo 13, tales como Al y Ga, muestran tendencia similar en sus uniones covalentes.
BeCI2 Cl
····
··
_ Cl··
··
··
Be _ BF3
····
··
_··
··
··
_ B
F F
F
·· ··
··
_
Octeto expandido: hipervalencia
En ciertas moléculas, el átomo central incumple la regla del octeto por exceso y tiene 10 e─ ó 12 e─ de valencia:
el octeto está expandido. Decimos que el átomo está hipervalente. Ejemplos: PCl5, SF6, ClF3.
PCl5 SF6 ClF3
P
_ _
_ _ _
Cl Cl Cl Cl Cl··
··
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·· ··
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··
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S_
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F F F F F F··
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··
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··
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··
··
··
·· ··
··
··
··
··
····
··
_··
··
··
_ F F F·· ··
··
_ Cl····
Especies con número impar de electrones
Si una molécula tiene un número impar de electrones, ninguna estructura puede cumplir la regla del octeto, como le pasa al NO, 11 e─, y al NO
2 17 e─ . Las posibles estructuras de Lewis para ambas son:
En los dos casos, el nitrógeno queda con 7 e─ en la capa de valencia. Pero observamos cómo para la molécula NO,
hemos colocado dos posibles estructuras. Este fenómeno se denomina resonancia y vamos a tratarlo a continuación.
Resonancia
Acabamos de ver que son posibles varias fórmulas de Lewis equivalentes, pero no idénticas, para una misma especie molecular. En estos casos se aplica el concepto de resonancia, según el cual, la estructura correcta es intermedia entre todas las posibles fórmulas equivalentes.
Así, para el ozono, O3, nos encontramos con que hay dos fórmulas de Lewis
equivalentes que cumplen la regla del octeto:
Ninguna por separado es válida, ya que el ozono tiene dos enlaces idénticos, de carácter intermedio entre el simple y el doble. La fórmula correcta es una mezcla, combinación o hibridación de ambas, a la que se denomina híbrido de resonancia.
Cada fórmula resonante se suele representar entre corchetes, y si se trata de especies iónicas, la carga del ion se pone como superíndice del corchete.
Enlace covalente coordinado.
En el punto anterior vimos la dificultad de algunas especies para completar el octeto del átomo central, por carecer de electrones suficientes para ello. En estos casos, dicho átomo puede adquirir la configuración de gas noble con la captación de un par de electrones que le ceda otra especie. Este tipo de enlace en el que se comparten electrones cedidos por un solo elemento se denomina enlace covalente coordinado o dativo; la especie que recibe el par se denomina aceptora y la que lo cede se llama donante.
Uno de los casos más típicos lo constituye el enlace formado entre el trifluoruro de boro y el amoniaco. El enlace se forma mediante el par de electrones que aporta el nitrógeno del amoniaco (molécula donante) y el boro del trifluoruro (molécula aceptora).
TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
Esta teoría, debida a Pauling y Slater, establece que dos átomos forman enlace covalente si cada uno de ellos posee al menos un electrón desapareado.
Según esto, sólo contribuirán al enlace los orbitales que posean electrones desapareados, manteniendo el resto su condición de orbitales atómicos.
Se denomina covalencia al número de enlaces covalentes que es capaz de formar un átomo de un elemento y que coincide con el número de electrones desapareados.
Enlaces: los que resultan de una interacción «frontal» entre orbitales atómicos.
Enlaces π: es el caso de solapamiento de orbitales p de dos átomos distintos cuando el solapamiento se produce lateralmente.
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TEORIA HIBRIDACIÓN
F
2
O
2
TEORIA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV).
Propiedades de las sustancias con enlace covalente .
La formación de enlaces covalentes puede conducir a dos tipos de sustancias que tienen estructuras y propiedades completamente diferentes: los sólidos con redes covalentes y las sustancias moleculares.
1. Sólidos con redes covalentes
Los sólidos con redes covalentes están constituidos por átomos unidos por enlaces covalentes formando un entramado tridimensional que se extiende por todo el cristal. El dióxido de silicio, el diamante y el grafito son algunos ejemplos de este tipo de compuestos.
El diamante y el grafito son dos variedades alotrópicas del carbono. El diamante es un cristal duro, transparente, incoloro y aislante; por el contrario, el grafito es blando, negro, conductor y menos denso, y se utiliza como lubricante y como electrodo en hornos eléctricos.
En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro átomos en disposición tetraédrica, dando lugar a una red tridimensional de átomos de carbono fuertemente enlazados por enlaces covalentes.
El grafito presenta una estructura en capas; cada capa está formada por átomos de carbono unidos mediante enlaces covalentes a otros tres diferentes, y la unión entre capas se debe a interacciones intermoleculares mucho más débiles. La estructura en capas del grafito y las débiles interacciones entre ellas son responsables de sus propiedades.
Las sustancias con redes covalentes son generalmente sólidos a temperatura ambiente. Para fundir los sólidos es necesario romper enlaces covalentes muy fuertes entre los átomos, por lo que los puntos de fusión son generalmente muy altos; por ejemplo, el SiO2 funde a 1.700 °C y el diamante a los 3.550 °C. Son duros,
insolubles en todo tipo de disolventes y generalmente malos conductores.
2. Sustancias moleculares
Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles. Muchas de ellas son gases a temperatura ambiente, como, por ejemplo, el oxígeno, el dióxido de carbono y el metano; otras son líquidas, como el agua, el bromo y el etanol; mientras que algunas formadas por moléculas de elevada masa molecular se presentan en estado sólido, como el yodo, la sacarosa y el naftaleno.
Para que un sólido molecular pase al estado líquido o gaseoso, sólo se deben vencer las fuerzas intermoleculares, por la que en los tres estados permanecen las mismas moléculas con más o menos movilidad. Los puntos de fusión y ebullición de estas sustancias son bajos (inferiores a 400 °C) debido a que las fuerzas entre las moléculas son débiles.
Los sólidos moleculares son blandos y no presentan una gran resistencia mecánica. Son malos conductores del calor y la electricidad, y son solubles en disolventes moleculares.
Así, las sustancias formadas por moléculas no polares, como I2 (s), se disuelven bien en disolventes no
polares como, por ejemplo, el tetracloruro de carbono (CCl4); mientras que las sustancias formadas por
moléculas polares, HCl (g), por ejemplo, son solubles en disolventes polares, como el agua.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Las fuerzas intermoleculares son interacciones secundarias que se establecen entre moléculas. Su energía es muy inferior a la del enlace covalente, pero, a pesar de ser débiles, son importantes, ya que son muy numerosas.
A ellas se debe, por ejemplo, el hecho de que los gases tengan un comportamiento no ideal y que algunas moléculas covalentes aparezcan en estado líquido o sólido.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser enlaces de hidrógeno o bien fuerzas de Van der Waals.
1 Enlace de hidrógeno
Es una interacción que se establece entre un átomo de hidrógeno unido a un elemento A muy electronegativo, y un segundo átomo B, también muy electronegativo, que posee al menos un par de electrones libres que le permiten actuar como base.
Los átomos A y B son, generalmente, átomos de F, O, N. Las características de este enlace son:
Su energía es superior a la de las fuerzas de Van der Waals, pero menor que la de los enlaces covalente e iónico.
Este enlace permite explicar las propiedades anómalas del agua, como sus elevados puntos de fusión y ebullición comparados con los del resto del grupo de los anfígenos.
Al descender en el grupo, dichas temperaturas aumentan debido a fuerzas de dispersión, mientras que, en el agua, el aumento se debe a los enlaces de hidrógeno. Como se ve en la gráfica adjunta, esto mismo sucede en las combinaciones del hidrógeno con los halógenos y nitrogenoideos.
2 Fuerzas de Van der Waals
La magnitud de estas fuerzas depende de la fórmula molecular, el número de electrones de las moléculas y el tamaño de las mismas. Pueden ser de tres tipos:
1. Fuerzas de atracción dipolo-dipolo o de Keeson. También llamadas fuerzas de orientación, se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes. La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo.
Al aumentar la temperatura, aumenta la agitación térmica, que se opone a la tendencia de las moléculas a adoptar determinadas posiciones. Así, las fuerzas de Keeson, al ser interacciones direccionales, disminuyen con el aumento de la temperatura.
2. Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido . Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido, y surgiendo, así, una fuerza de atracción entre ambas moléculas.
Esta interacción es importante en las disoluciones de sustancias polares en disolventes apolares. 3. Fuerzas de dispersión o de London. También llamadas fuerzas de interacción dipolo
instantáneo-dipolo inducido. Son debidas a instantáneo-dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria.
Los dipolos instantáneos originan fuerzas atractivas entre las moléculas, aunque, debido a la brevedad de su tiempo de existencia, se trata de fuerzas más débiles que las anteriores. A pesar de ello, son las responsables del estado líquido y sólido de moléculas apolares como O2, N2, CO2 o CCl4.
Las fuerzas de London crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias consideradas, debido a que aumenta el número de electrones, que serán menos atraídos por el núcleo y forman dipolos instantáneos más fácilmente. Esta es la razón por la cual las sustancias de elevada masa molecular que se encuentran a temperatura ambiente están en estado líquido o sólido.
4. ENLACE METÁLICO
Todos los átomos de elementos metálicos tienen un escaso número de electrones en la capa de valencia. con tendencia a perderlos, debido a su baja energía de ionización, y convertirse en cationes. Un elemento tiene mayor carácter metálico cuanto más fácilmente pierdan sus átomos los electrones de valencia.
Según la teoría del "mar de electrones" o "nube electrónica", los átomos pierden sus electrones de la capa de valencia, convirtiéndose en cationes. Estos se colocan ordenadamente, formando redes o estructuras gigantes llamadas redes metálicas.
Los electrones cedidos no escapan, sino que continúan moviéndose a través de toda la red, entre los intersticios de los cationes, anulando así fuerzas de repulsión entre ellos.
Las redes metálicas tienen una peculiaridad que las distingue: la facilidad de movimiento de los electrones, que les confiere propiedades como la conductividad eléctrica o térmica.
Este comportamiento de los electrones cedidos por todos los átomos de la red da el nombre a la teoría. Los electrones se comportan como una nube, mar o "gas de electrones" que se mueve con total libertad por la red de cationes.
El enlace metálico se forma cuando se atraen los iones positivos del metal y los electrones cedidos al espacio común circundante. Este modelo de enlace metálico explica satisfactoriamente las propiedades generales de los metales, como el brillo, la conductividad eléctrica y térmica, la tenacidad, la ductilidad. la maleabilidad, etc.
Cuando se trata de interpretar propiedades más específicas, como la semiconductividad de algunos elementos, se recurre a una teoría más elaborada, denominada teoría de bandas
Propiedades de los metales
Las propiedades que presentan los metales son una consecuencia de su estructura, en la que los electrones se desplazan por toda la red.
Gran conductividad eléctrica. Se explica por la gran facilidad que tienen algunos electrones de la capa de valencia para moverse libremente por toda la red.
Gran conductividad térmica. Al calentar una parte del metal, los electrones de esa zona adquieren energía cinética, que transmiten a otros electrones móviles de la red y a los cationes fijos. La agitación térmica llega así fácilmente al otro extremo del metal, que se calienta rápidamente.
Brillo metálico característico. Los electrones captan y emiten fácilmente las radiaciones electromagnéticas. Así absorben casi todas las longitudes de la luz visible, que luego emiten, por lo que presentan un típico brillo blanquecino (brillo plateado). Los metales coloreados, como el oro, no emiten todas las radiaciones absorbidas.
Tenacidad. A diferencia de los sólidos iónicos, un golpe brusco no provoca enfrentamientos de cargas opuestas, ni, por tanto, repulsiones. La estructura es similar a la inicial y esto hace que se deformen, pero sin romperse. Tienen también gran resistencia a la tracción.
Son dúctiles y maleables. Debido a la propiedad anterior, presionando sobre ellos podemos estirarlos en forma de hilos (ductilidad) o moldearlos y estirarlos en forma de láminas (maleabilidad). Puntos de fusión y ebullición variables. Depende de dos factores: el tamaño de los cationes y el
número de electrones que formen la nube, es decir, el número de electrones de valencia.
En general, la fuerza del enlace es inversamente proporcional al tamaño de los átomos (a mayor volumen de los cationes, menor atracción entre estos y la nube); por tanto, la fortaleza del enlace disminuirá al descender en el grupo.
