Enlace Químico
El enlace químico y sus clases
El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre iones, átomos o moléculas que forman las sustancias. Los electrones del átomo situados en el nivel más externo, nivel de valencia, tienen especial importancia en la formación de los enlaces. La transferencia o la compartición de electrones de este nivel justifica los dos tipos fundamentales de enlace: iónico y covalente. En la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a 8 en su nivel de valencia (regla del octeto), ya que esto supone la máxima estabilidad. Se trata de una regla útil para interpretar algunos enlaces, pero que en muchos casos no se cumple. Se cumple, y no siempre, en los átomos incluidos en los tres primeros periodos. Las limitaciones de la regla del octeto son: El hidrógeno es estable con solo dos electrones en su capa 1s. Octeto expandido: algunos elementos a partir del tercer periodo, al tener orbitales d, pueden rodearse de más de 8 electrones; por ejemplo, en el PCl5 el fósforo está unido con 5 átomos de cloro, por lo que tendrá diez electrones a su alrededor. Octeto incompleto: algunos otros elementos se estabilizan con menos de ocho electrones a su alrededor; por ejemplo, el BF3, en donde el boro está rodeado solo por seis electrones. Según sea el tipo de transferencia electrónica entre los átomos implicados, se distinguen varios tipos de enlace que estudiaremos a continuación.
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Enlace iónico
Dependiendo de su estructura electrónica, cada átomo cede o recibe un número determinado de electrones hasta adquirir la configuración estable de gas noble. Con ello adquiere una cierta carga positiva o negativa, a la que denominamos valencia iónica. La formación de iones se forma cuando un elemento metálico muy electropositivo se encuentra en las proximidades de uno no metálico muy electronegativo. Debido a la existencia de iones positivos y negativos aparecen fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de determinada carga en torno a otros de carga opuesta. El resultado de estas fuerzas es el enlace iónico. El enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. Hay que recordar que los compuestos iónicos al no formar moléculas, tienen una fórmula empírica que describe la relación en que se encuentran en el compuesto los iones de uno y otro signo. Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación, que se define como el número de iones de un signo que rodea a un ion de signo opuesto.
Enlace covalente
El enlace covalente se produce al unirse elementos no metálicos entre sí o con el hidrógeno, es decir, entre átomos de electronegatividades semejantes. Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos.
Modelo de Lewis. El enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. La unión de dos átomos mediante compartición de un par de electrones se denomina enlace covalente simple, si se comparten dos pares de electrones el enlace es doble y si se comparten tres pares de electrones es un enlace covalente triple. Cuando los electrones compartidos son proporcionados por uno solo de los átomos que se enlazan, el enlace se denomina coordinado. 2
Según esta teoría, la covalencia o valencia covalente de un elemento es su capacidad para formar enlaces covalentes.
Estructuras de Lewis de las moléculas poliatómicas. La estructura de Lewis se realiza a partir de la configuración electrónica de los átomos que intervienen. El átomo central suele ser el elemento menos electronegativo, es decir, el que necesita más electrones para completar su nivel de valencia.
Estructura de la molécula de ácido nítrico HNO3 Comenzamos por designar el átomo central, y colocar alrededor de él los O N O H átomos de oxígeno. A uno de estos se O enlaza el hidrógeno Calculamos el número total de electrones de valencia, n, que necesitan los 5 átomos n = 8 e- (N) + 38 e- (O) para que adquieran la estructura de gas + 2 e- (H) = 34 enoble. Calculamos el número total de electrones v = 5 e- (N) + 36 e- (O) de valencia, v, de los átomos de la + 1 e- (H) = 24 emolécula. Obtenemos el número de electrones compartidos, c, restando n y v. Como solo c = n – v = 34 e- - 24 e- = hay tres átomos unidos al átomo central, 10 e- (5 pares habrá que colocar dos pares enlazantes enlazantes) entre éste y un átomo de oxígeno. Determinamos los electrones libres o solitarios, s, es decir, no compartidos, s = v – c = 24 e- - 10 e- = restando v y c. 14 e- (7 pares no Los pares no enlazantes deben colocarse enlazantes9 alrededor de cada átomo de modo que todos adquieran estructura de gas noble.
Teoría de enlace de valencia El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de átomos diferentes con emparejamiento de los electrones del espín antiparalelo. Cuanto mayor es esta superposición, mayor es la fuerza de enlace. El resto de los orbitales atómicos que no forman enlace no experimenta modificación alguna. Las posibilidades de formar enlaces covalentes que tiene un elemento dado dependen del número de electrones desemparejados que aparecen en su 3
estructura electrónica, ya que solo estos electrones pueden formar enlaces covalentes. Este hecho permite definir el concepto de valencia covalente o covalencia. La valencia covalente o covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes puede formar, lo que depende del número de sus electrones desemparejados. En algunos elementos, el número de enlaces que forman es mayor que el de electrones desemparejados que poseen. Este hecho se debe a la promoción electrónica: un electrón, en un orbital completo, se sitúa en un orbital vacío de mayor energía dentro del mismo nivel.
Elemento
Estructura electrónica
C
1s2 2s2 2p1x 2p1y
Estructura electrónica promocionada 2 1s 2s1 2p1x 2p1y 2p1z
covalencia 4
Polaridad del enlace. En la formación del enlace covalente, la electronegatividad de los átomos que intervienen va a determinar la polaridad del enlace y la posible polaridad de la molécula resultante. Los casos posibles son: ■ Moléculas diatómicas homonucleares. Al tener los dos átomos la misma electronegatividad, coinciden los centros de distribución de la carga positiva y negativa, y las moléculas resultan apolares. Es el caso del H2, F2, N2 y O2. El enlace apolar es el enlace covalente en que los electrones son compartidos por igual por los dos átomos de modo que la densidad electrónica es simétrica respecto de los dos núcleos. ■ Moléculas diatómicas heteronucleares. Al tener los dos átomos distintas electronegatividades, el enlace se polariza y la molécula es un dipolo molecular. El enlace polar es aquél en el que uno de los dos átomos, por ser más electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga eléctrica compartida.
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Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se encuentran en estado sólido o líquido. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de dos clases: fuerzas de Van der Waals y enlace de hidrógeno. Fuerzas de Van de Waals. Estas fuerzas son de naturaleza electrostática. Fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en estos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva.
Fuerzas de dispersión. Son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. Las existencia de estas fuerzas se explica admitiendo que en un momento dado la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. La distribución de la carga cambia rápidamente, de modo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipolo instantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido.
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Enlace de hidrógeno. Se denomina enlace de hidrógeno a un tipo especial de interacción dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como F, O o N.
Enlace metálico El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas. Modelo de nube electrónica. La red cristalina metálica está formada por iones del metal, es decir, átomos que han cedido sus electrones de valencia. Estos están deslocalizados en el conjunto del cristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de los huecos existentes entre los iones; constituyen la denominada nube electrónica. La estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y la nube de electrones deslocalizados
Propiedades de las sustancias
Iónico
Covalente apolar
Covalente polar
Sólidos covalentes
Metálico
P. fusión P. ebullición
Alto Alto
Muy bajo Muy bajo
Bajo Bajo
Dureza
Alta
Muy baja
Baja
Muy altos Muy altos Alta (en función de la simetría) Baja
alto Alto Media (dúctiles y maleables) Alta
Nula
Muy baja
Nula o casi nula
Muy alta
Baja/alta
Alta/baja
Nula o casi nula
Muy baja
Dilatación Conductividad Solubilidad (polares/apolares)
Baja Nula (sólidos) alta (fundidos o disueltos) Alta/baja
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