Enlace químico

¿Alguna vez jugaste con un imán? Recordarás que cuando lo acercas a un trozo de hierro éste se pega, pero cuando lo acercas al aluminio se cae. Esto se debe a las fuerzas de atracción o de repulsión. Lo mismo sucede con las sustancias, algunas tienden a juntarse y otras se separan de acuerdo con sus atracciones eléctricas.

Los elementos químicos se combinan de diversas maneras para constituir un gran número de compuestos inorgánicos y orgánicos. Las propiedades de cada compuesto dependerán del tipo de elemento químico que lo forma, el modo como se
enlazan, la forma y geometría de los agregados atómicos.

Los enlaces químicos se forman mediante interacciones entre los electrones de valencia y dependiendo del tipo de enlace químico que los une serán las propiedades que lo formen. Por ejemplo, si el enlace es fuerte, el punto de fusión de la sustancia será elevado, lo contrario pasaría con una sustancia que entre sus átomos exista un enlace débil, el punto de fusión será bajo.

Estos cambios electrónicos que producen las uniones entre átomos y moléculas son de diferente clase y dan lugar a la formación de distintas interacciones, como las interatómicas e intermoleculares.

• Interatómicas: que forman a los enlaces químicos como el iónico, el covalente y el metálico.
  • a) Enlace iónico: resulta de las interacciones electrostáticas entre iones de car gas opuestas.
  • b) Enlace covalente: es el resultado de compartir electrones entre dos átomos.
  • c) Enlace metálico: cada átomo está unido a varios átomos vecinos por electrones que son relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional

• Intermoleculares: son atracciones a través de fuerzas llamadas:
  • a) Fuerzas de Van der Waals
  • b) Puente de hidrógeno

Regla del octeto

Para explicar mejor la formación de enlaces químicos Walter Kossel y Gilbert N. Lewis enunciaron la regla del octeto, o de los ochos, la cual dice que la tendencia de los átomos de los elementos es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, es decir, con 8 electrones.

El modelo de Lewis consiste en escribir el símbolo del elemento y alrededor de este un número de puntos igual que el número de electrones que se encuentran en el último nivel de energía (electrones de valencia).

Por ejemplo, el sodio sólo tiene un electrón en su último nivel de energía, por lo que se representa como:

El símbolo del elemento representa el número atómico y los puntos a los electrones de valencia.

Observa la siguiente tabla con las representaciones de Lewis para algunos elementos de las familias representativas. Te puedes dar cuenta que los átomos de la misma columna tienen la misma representación.

Según la regla del octeto, cuando se forma una unión química los átomos pierden, ganan o comparten electrones, de tal manera que la última capa o capa de valencia de cada átomo completa 8 electrones. En general, los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones de carga positiva, como es el caso de los metales. Por otro lado, los átomos con 5, 6 y 7 electrones de valencia tienden a ganar electrones y convertirse en iones con carga negativa. Pero algunos átomos con 4 electrones de valencia son más aptos para compartir.

Algunos átomos no siguen la regla del octeto debido a que contienen 10,12 y hasta 14 electrones en la capa de unión. Cuando el átomo contiene más de ocho electrones, se dice que la capa de valencia está expandida. Por ejemplo el pentafloruro de fósforo y el hexafloruro de azufre.

Para determinar si el enlace entre dos átomos es iónico o covalente se utiliza la propiedad de la electronegatividad que se vio en el bloque anterior, que es la medida de la capacidad que tiene un átomo para atraer hacia sí los electrones.

En general, los valores diferentes de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. La electronegatividad se ha establecido en escala de 0 hasta 4. Luis Pauling asignó de manera arbitraria un valor 4 al flúor que es el elemento con más capacidad de atraer electrones y uno mínimo de 0.7 para el Francio.

En química los valores de electronegatividad de los elementos se determinan midiendo las polaridades de los enlaces entre diversos átomos. La polaridad del enlace depende de la diferencia entre los valores de electronegatividad de los átomos que lo forman.

• Si aumenta la diferencia de electronegatividad, aumenta el carácter iónico.
• Si disminuye la deferencia de electronegatividad, aumenta el carácter covalente.

Pero, ¿a qué se refiere el carácter iónico y el carácter covalente? A continuación se abordarán los tipos de enlace y sus modelos, los cuales te permitirán explicar las propiedades físicas y químicas de las diferentes sustancias.

Enlace iónico

El enlace iónico se produce por transferencia de electrones entre un metal que es capaz de ceder electrones y un no metal capaz de captarlos. Es decir, entre átomos con electronegatividades muy diferentes. El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión y el que acepta, en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determinan el número de oxidación.

Estos iones forman enlaces debido a sus cargas, ya que partículas con cargas diferentes se atraen y con cargas iguales se repelen. Por esta característica en los enlaces iónicos también se les llaman electrovalentes.

Formación y propiedades de los compuestos con enlace iónico

Los compuestos iónicos tienen como propiedad más representativa su capacidad para conducir la corriente eléctrica cuando se encuentran en solución. En estado sólido no son conductores de la electricidad, ya que los iones solamente vibran en
sus posiciones de equilibrio. Los compuestos iónicos presentan generalmente puntos de fusión y ebullición superiores a 500 °C. Esta propiedad es consecuencia de la gran cantidad de energía calórica que se debe suministrar para contrarrestar la intensidad de las fuerzas de atracción interiónicas.

Usualmente los compuestos iónicos son quebradizos y cristalinos y están formados por un sinnúmero de iones positivos y negativos, es decir, no existen las moléculas en las sustancias iónicas sólidas.

Las sustancias iónicas son solubles en agua y en otros disolventes polares.

Formación y propiedades de los compuestos con enlace covalente

Definición de enlace covalente

Los enlaces covalentes se forman cuando los átomos que se combinan comparten uno o más pares de electrones, de tal manera que ambos átomos completan su octeto adquiriendo la configuración de un gas noble. Los compuestos covalentes
dan origen a moléculas. Una molécula es un conglomerado de electrones que se comportan como una sola unidad.

Los enlaces covalentes se pueden dividir en no polares, polares y coordinados.

Enlace covalente no polar: se forma entre átomos iguales y en el cual las cargas eléctricas se distribuyen simétricamente.

Por ejemplo, las moléculas de hidrógeno están formadas por dos átomos de hidrógeno que comparten su único electrón planetario, de forma que cada átomo de la molécula tiene dos electrones en su órbita exterior.

Otros gases como el oxígeno y el cloro forman moléculas diatómicas semejantes. El oxígeno tiene solamente 6 electrones en la órbita exterior y debe compartir dos pares de electrones para que cada átomo de la molécula cuente con los 8 electrones necesarios en las órbitas exteriores.

El cloro tiene siete electrones en su órbita exterior, compartiendo un par de electrones forma el octeto.

En los enlaces covalentes la valencia se determina por el número de pares de electrones que comparten los átomos participantes. Así, en el caso de los gases hidrógeno y cloro, la valencia es 1, pues forman entre ellos un enlace simple, en el caso del oxígeno gaseoso la valencia es 2, pues forman entre ellos un doble enlace. En los enlaces covalentes no existe carga eléctrica del tipo que se produce en los enlaces iónicos.

Enlaces covalentes polar: Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de los átomos es más negativo que otro, se cumple que la diferencia de electronegatividad es diferente de cero. Cada átomo aporta un electrón para formar el par que se comparte, pero éste resulta atraído más fuertemente por uno de los dos átomos, el que corresponde al elemento con mayor electronegatividad. Así, los electrones tienden a ubicarse en un polo de la molécula, generando una zona de densidad eléctrica negativa, mientras que el otro polo de la molécula queda desprovisto de electrones, convirtiéndose en un polo de densidad eléctrica positiva.

Las moléculas en las cuales hay uniones covalentes polares forman dipolos, y las sustancias por ellas formadas son compuestos polares. Por ejemplo, la molécula de agua, debido a que los pares de electrones se encuentran más cerca del átomo de oxígeno, éste será ligeramente más negativo que los átomos de hidrógeno, o éstos serán ligeramente más positivos que el átomo de oxígeno, aunque la molécula sea eléctricamente neutra.

Como se observa en el esquema, los dos pares de electrones compartidos entre ambos elementos resultan atraídos
con mayor fuerza por el átomo de oxígeno, donde se establece el polo de densidad negativa de la molécula, la zona de densidad positiva corresponde a los núcleos de los átomos de hidrógeno.

La naturaleza polar de una molécula de agua es la base de su capacidad para disolver otras sustancias polarizadas.

Enlace covalente coordinado: en este enlace los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado solamente por uno de ellos. De modo que un átomo contribuye como dador de los electrones y el otro como aceptor, aunque los electrones son compartidos.

Por ejemplo, en el dióxido de azufre, uno de los átomos de oxígeno establece unión covalente no polar doble con el átomo de azufre, de manera que ambos consiguen 8 electrones en su nivel electrónico externo. El segundo átomo de oxígeno también comparte un par de electrones con el átomo de azufre, pero en este caso los dos electrones los aporta el azufre, formándose una unión covalente dativa o coordinada.

Enlaces covalentes por el número de electrones compartido: cuando entre dos átomos se forma un par electrónico se obtiene un enlace covalente simple también conocido como enlace sigma, cuando entre dos átomos comparten dos o tres pares de electrones se forma un enlace covalente doble o triple y se conoce como enlace pi.

Reglas en la estructura de Lewis para compuestos covalentes

Escribir los modelos de Lewis para moléculas como H2, Cl2 y O2 es muy sencillo, pero cuando se requiere escribir dicha estructura con moléculas o iones poliatómicos de tres o más átomos se deben seguir las siguientes reglas:

1. Identifica el átomo central, que actuará como punto de partida. Los átomos centrales más comunes son los menos electronegativos (excepto el hidrógeno), por lo que tienen mayor tendencia a compartir electrones con otros átomos.
2. Suma los electrones de valencia de todos los átomos que forman la molécula (A). Si se trata de un ion negativo al final suma sus cargas negativas, por el contrario, si es un ion positivo resta las cargas del ion.
3. Considera la regla del octeto, determina el total de electrones que caben en la capa de valencia de todos los átomos de la molécula (B). Aplica esta sencilla fórmula. 2X (total de electrones de hidrógeno en la molécula) +8 X (total de átomos del hidrógeno).
4. Calcula el número de electrones enlazantes (C). B – A = C
5. Para determinar el número de enlaces covalentes que hay en la molécula divide C entre dos.
6. Determina el número de electrones no compartidos. A-C= e no compartidos

Estos electrones se acomodan alrededor de los átomos para completar su octeto. Si al hacerlo quedan todavía electrones se le asignan al átomo central, para el hidrógeno se aplica lo que algunos llaman la «regla del dueto», la cual dice que éste, el litio y el berilio van a tener dos electrones en su capa de valencia para ser estables y tener la configuración electrónica del helio.

7. Dibuja la estructura de la molécula o ion poliatómico.
8. Un modo de confirmar si la estructura de la molécula o ion poliatómico es la adecuada, es estableciendo la carga formal (CF) de cada átomo. Para esto toma en cuenta que una molécula estable es eléctricamente neutra, por lo que la suma de sus cargas es igual a cero. En los iones, la suma de las cargas formales da la carga del ion.

Ejemplo:
Escribe la estructura de Lewis para el ácido nítrico HNO₃

Hasta este momento hemos visto la manera más sencilla de formación de enlace covalente. Sin embargo, se ha demostrado que las moléculas producto de enlaces covalentes presentan estructuras tridimensionales.

La geometría molecular se refiere al ordenamiento tridimensional en los átomos de una molécula.

La geometría molecular de un compuesto covalente se puede explicar mediante varias teorías basadas en los estudios de Bohr y las leyes de la mecánica cuántica.

Entre estas tenemos la teoría de:

• La repulsión del par electrónico de la capa de valencia (TRPECV)
• Enlace de valencia (TEV)
• Orbital molecular (TOM)

Estas teorías permiten hacer predicciones sobre los compuestos covalentes y de iones poliatómicos. La geometría molecular establece demasiadas propiedades físicas y químicas de los compuestos covalentes y en consecuencia determina el comportamiento de dichas moléculas en las reacciones químicas. Los sentidos como el gusto, olfato y vista dependen de la geometría molecular.

Propiedades de los compuestos con enlace covalente

Son compuestos formados por moléculas perfectamente diferenciables. Los átomos de estas moléculas están unidos por enlaces covalentes fuertes, pero las fuerzas entre las moléculas son débiles. Como resultado, las moléculas se pueden
separar fácilmente y debido a ello suelen ser gases, líquidos o sólidos que subliman.

Los compuestos con enlace covalente presentan un punto de fusión y de ebullición relativamente bajos. En general no funden a temperaturas superiores a 300 0C o no hierven a más de 6000C. Asimismo, se caracterizan por no conducir la corriente eléctrica.

Algunos átomos se unen entre sí por enlaces covalentes formando grandes estructuras en forma de redes cristalinas. Debido a la fuerza de estas atracciones suelen ser sólidos de punto de fusión y ebullición muy elevados. El SiO2 funde a 1700 °C y su punto de ebullición es de 2200 °C, en tanto que el diamante tiene un punto de fusión de 3500°C y de ebullición de 4200 °C. Estos, en general, tampoco conducen la corriente eléctrica.

Enlace metálico

Casi todos los metales son maleables, lo que permite que se puedan martillar para formar hojas delgadas y flexibles capaces de estirarse para formar alambres. Estas propiedades indican que los átomos están preparados para deslizarse unos respecto de los otros. Los sólidos iónicos o los cristales de la mayoría de los compuestos covalentes no muestran este comportamiento.

Esta clase de sólidos son típicamente quebradizos y se fracturan con facilidad.

Casi todos los metales crean estructuras sólidas en donde los átomos están dispuestos como esferas acomodadas de forma compacta. El número de electrones de la capa de valencia disponibles para la formación de enlaces no es suficiente para que un átomo forme un enlace de par electrónico con cada uno de sus vecinos.

Para que cada átomo comparta sus electrones enlazantes con todos sus vecinos, estos electrones deben ser capaces de movilizarse de una región de enlace a otra. La unión de metales no forma compuestos, para explicar un enlace metálico se tienen dos modelos que son:

a) Mar de electrones de valencia
b) Bandas de energía

Mar de electrones de valencia

Este modelo supone que los átomos de un sólido metálico se encuentran empaquetados en una ordenación sistemática o estructura cristalina. Como los metales presentan baja energía de ionización, tienden a perder sus electrones de valencia
con relativa facilidad para formar iones positivos. Sin embargo, los electrones son móviles y ningún electrón en particular está confinado a un ion metálico específico.

Cuando un alambre metálico se conecta a los bornes de una batería, los electrones fluyen a través del metal hacia el borne positivo y hacia el metal desde la batería en el borne negativo. La alta conductividad térmica de los metales también se explica por la movilidad de los electrones, la cual permite transferir fácilmente la energía cinética por todo el sólido. La capacidad de deformación de los metales (maleabilidad y ductibilidad) se puede explicar por el hecho de que los átomos metálicos se pueden mover sin que se rompan enlaces específicos. El material se adapta sin dificultad al cambio de posición de los átomos, producto de la nueva forma del metal, a través de una redistribución de los electrones. Según este modelo, no hay un solo átomo que este unido a otro, y al aplicarle una fuerza, los iones metálicos se deslizan a través del mar de electrones para ocupar nuevos sitios.

Bandas de energía

Se basa en la teoría del orbital molecular al suponer que en una red metálica los átomos están tan cerca unos de otros que sus orbitales atómicos se superponen entre sí y dan lugar a un conjunto de orbitales moleculares de energía similar que están mejor descritos como una banda de niveles energéticos.

El modelo también establece que dentro de cada banda, los electrones van llenando los orbitales de más baja energía, tal como se llenan los orbitales en cualquier átomo, los orbitales moleculares energéticamente semejantes y llenos constituyen
la banda de valencia.

El conjunto de orbitales moleculares vacíos recibe el nombre de banda de conducción. Si las bandas electrónicas del sólido están completamente llenas, la sustancia es un aislador, ya que no existen niveles no ocupados disponibles para los electrones.

Éste es el caso, por ejemplo, de numerosos sólidos no metálicos, como sería el carbono (diamante), silicio azufre, fósforo, entre otros; en los cuales cada átomo tiene completo su octeto electrónico formando uniones covalentes con todos sus vecinos más cercanos.

Un aislador podría convertirse en conductor si uno (o más) de los electrones de la banda más elevada pudiera ser expulsado, dejando así un nivel vacante en esta banda; al mismo tiempo, el electrón es llevado a una banda superior donde se dispone de muchos niveles vacantes. En general, se necesita una gran energía para provocar la transferencia aludida de un electrón de una banda a otra.

Características que se derivan del enlace metálico

La mayoría de los metales tienen puntos de fusión y ebullición altos, por ejemplo, el wolframio funde a 3422 °C. Pero éste suele ser variable de acuerdo con el metal. Poseen una gran resistencia debido a la enorme fuerza de cohesión y presentan superficies pulidas, casi no absorben luz, por lo contrario, la reflejan, una superficie metálica reciente tiene un lustre característico.

Además, los metales que podemos manipular con las manos desnudas producen una sensación fría característica relacionada con su elevada conductividad térmica. Los metales tienen también una alta conductividad eléctrica; la corriente eléctrica fluye fácilmente a través de ellos. El flujo de corriente se produce sin que haya desplazamiento de átomos dentro de la estructura metálica y se debe al flujo de electrones en el interior del metal. La conductividad térmica de un metal es por lo
común paralela a su conductividad eléctrica.

Fuerzas intermoleculares

Son fuerzas de atracción entre moléculas que ejercen más influencia sobre sólidos y líquidos. Para entender mejor estas propiedades es necesario comprender los diferentes tipos de fuerzas.

Fuerzas de Van der Waals

Esta clase de fuerza es mucho más débil que el enlace covalente, incluye la atracción de los electrones de un átomo por el núcleo del otro y la consiguiente redistribución de la carga electrónica en las moléculas.

Puentes de hidrógeno

Es un tipo especial de atracción dipolo-dipolo y quizás el más importante. Se produce cuando el hidrógeno está enlazado a un átomo muy electronegativo y de pequeño volumen como el oxígeno, el flúor o el nitrógeno, formándose moléculas muy polares atraídas entre sí por intensas interacciones bipolares. Los compuestos que experimentan este tipo de fuerzas presentan un visible cambio en sus puntos de fusión y ebullición que se refleja en su estado de agregación a temperatura ambiente. Otras moléculas que presentan puentes de hidrógeno son ADN, ARN, la estructura secundaria y terciaria de las proteínas.

Fuente: Secretaría de Educación Pública. (2015). Química I. Ciudad de México.