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El enlace químico

Detalles

1. Introducción

Las sustancias químicas están formadas por agrupaciones de átomos; incluso las últimas partículas de las sustancias simples como el hidrógeno (H2) o el oxígeno  (O2) están formadas por la unión de varios  átomos, solo los gases nobles están en la naturaleza como átomos aislados. El enlace químico es el responsable de la unión estable entre dos o más átomos.

Todos los sistemas físicos tienden a alcanzar el estado de mínima energía, los átomos se unen con la misma finalidad, formar sustancias con menor energía que la que tendrían los átomos por separado. En este proceso intervienen fuerzas de origen electrostático, tanto de atracción como de repulsión, que ocasionan que los electrones de las capas más externas de los átomos se redistribuyan en sus nuevas localizaciones.

En esta animación se aprecia mejor como funciona el pozo de potencial.

 

Aquí vemos la curva de estabilidad energética que muestra la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la distancia que los separa. En ella se observa que para la distancia internuclear (Re), denominada distancia de enlace o radio de enlace el sistema es más estable, pues predominan las fuerzas atractivas sobre las repulsivas.

De la configuración electrónica de la capa más externa, depende el tipo de enlace que forman los átomos. Los electrones que se sitúan en esa capa se conocen como electrones de valencia. Lewis toma como modelo de estabilidad a los gases nobles que presentan una distribución electrónica con los orbitales s y p del último nivel llenos (ns2 np6).

Los átomos tienden a captar, a ceder o a compartir electrones hasta quedar rodeados de ocho electrones de valencia.

Para destacar los electrones de valencia, usa diagramas de puntos de Lewis, en los que se dibujan rodeando el símbolo del elemento tantos puntos como electrones posea en la última capa. Aquí vemos los diagramas de puntos de los elementos del segundo periodo:

En cualquier caso la formación espontánea de un enlace manifiesta la tendencia de cada átomo a alcanzar la configuración electrónica más estable posible, la de menor energía.

 

2. Enlace iónico

2.1. Estructura del enlace iónico

Cuando se unen un elemento muy electropositivo (metal) con otro muy electronegativo (no metal) se forma entre ellos un enlace iónico. Este consiste en una transferencia de uno o varios electrones del átomo del elemento metálico al no metálico,  formándose dos iones que se unen por atracción electrostática.

Podemos representar la reacción mediante un diagrama de puntos:

El sodio y el cloro han conseguido alcanzar la estructura electrónica de gas noble.

 

Na   1s2 2s2 2p6 3s1

Cl  1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Na+  1s2 2s2 2p6

Cl-  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

2.2. Redes cristalinas

El cristal del que hablamos antes está formado por iones de signo opuesto unidos entre si por fuerzas electrostáticas que hacen que cada uno se rodee de iones de carga opuesta. En condiciones ordinarias los compuestos iónicos son sólidos, los iones positivos (Na+) y negativos (Cl-) están prácticamente en contacto y se hallan dispuestos en posiciones fijas formando una estructura ordenada que se extiende indefinidamente en el espacio, formando retículos cristalinos o redes espaciales.

En el caso del NaCl (halita), el radio del Cl- es casi el doble que el del Na+. Alrededor del Cl- se podrían colocar hasta 12 iones Na+, pero alrededor del Na+ solo se pueden situar seis iones Cl-. El I.C. del Na+ será 6, además como ambos tienen la misma carga (en valor absoluto) el I.C. del Cl- también debe ser 6 para mantener el cristal sin exceso o defecto de carga. De esto resulta una red en la que cada ion ocupa el centro de un octaedro regular, en cuyos vértices se sitúan iones de signo contrario. Esta propiedad geométrica la cumple una red cúbica centrada en las caras.

En el caso del CsCl, como el ion Cs+ es mayor que el ion Na+, alrededor del Cs+ pueden situarse ocho iones Cl-, alrededor del Cl- podrían situarse más iones Cs+ , pero como tienen la misma carga ambos deben tener l.C.= 8, con lo que resulta una red en la que cada ion ocupa el centro de un cubo en cuyos vértices se sitúan iones de signo contrario. Esta propiedad geométrica la cumple red cúbica centrada en el cuerpo.

 

2.3. Propiedades de los compuestos iónicos

Los cristales iónicos tienen están formados por aniones y cationes que se unen debido a las fuerzas de electrostáticas, estos iones suelen ser de distinto tamaño y pueden tener distintas cargas, lo que da como resultado distintas estructuras reticulares.

 

Las fuerzas de atracción entre iones de signo opuesto son muy fuertes y se necesita mucha energía para romper la red cristalina. Esta ruptura se puede producir debido a un proceso de fusión, lo que requiere elevadas temperaturas o por un proceso de disolución, para lo que se necesitan disolventes polares, como el agua. Las moléculas polares rodean a los iones de la red, consiguiendo separarlos de esta, posteriormente las moléculas del disolvente rodean al ion ya separado del cristal (solvatación).

En cuanto a sus propiedades mecánicas, los sólidos iónicos son duros pero frágiles. La dureza es la resistencia que tiene un material a ser rayado, los sólidos iónicos son duros ya que para rayarlos hay que romper enlaces muy fuertes. La fragilidad se debe a que al sufrir un impacto,  en el cristal, se produce una aproximación entre iones del mismo signo, lo que -debido a las fuerzas de repulsión entre iones del mismo signo- provoca la ruptura del cristal.

 

Los compuestos iónicos no son conductores de la electricidad en estado sólido, puesto que los electrones están firmemente sujetos por los iones, los cuales permanecen fijos en la red. En cambio, fundidos se convierten en conductores, siendo los mismos iones los que se mueven conduciendo la corriente eléctrica.

Disueltos en agua también conducen la corriente eléctrica, debido a la movilidad que adquieren sus iones. Las sustancias que se comportan así se llaman electrólitos.

3. Enlace covalente.

Se produce entre átomos electronegativos (no metales). La mayoría de las sustancias que nos rodean (plástico, madera, agua, oxígeno, glucosa) tienen sus átomos unidos por este tipo de enlace.

En 1916 Lewis propuso la regla del octeto que comentamos en la introducción del tema. A continuación indicó que cuando dos átomos no metálicos entran en contacto, pueden formar un enlace compartiendo un par de electrones, para así completar el octeto, alcanzando la estructura de gas noble.

Un enlace covalente consiste en la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos, cumpliendo la regla del octeto. Estos electrones compartidos se sitúan entre los átomos, ejerciendo su  atracción sobre ellos y manteniéndolos así unidos.

Como ocurría en el enlace iónico, la energía del sistema disminuye respecto de la que tenían los átomos por separado, obteniendo así una estructura más estable.

3.1. Estructuras de Lewis.

Para destacar los electrones de valencia, compartidos o no, se usan diagramas o estructuras de Lewis, en ellas cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos que representan los electrones de valencia. Estos pueden aparecer también como cruces (para diferenciarlos de los del otro átomo) o como rayas (una raya representa un par de electrones)

Aunque para muchas moléculas e iones se pueden escribir sus estructuras de Lewis fácilmente, conviene seguir el siguiente procedimiento:

Aquí tenéis las estructuras de Lewis de algunas sustancias:

3.2. Polaridad de enlaces y de moléculas

3.2.1. Polaridad de enlaces

En el enlace covalente entre átomos iguales el par de electrones del enlace covalente se sitúa entre los núcleos de los átomos implicados y equidistante de ambos. En los demás casos tiende a ocupar una posición más cercana al núcleo del átomo más electronegativo, la densidad de la nube de electrones será mayor cerca de ese átomo. Se crea entonces un dipolo eléctrico, ya que las cargas negativas están desplazadas hacia un lado del enlace.

Así, la molécula de HCl será polar ya que el átomo de cloro es más electronegativo que el de H y por lo tanto atrae con más fuerza los electrones. Esto podemos representarlo como:

δ+   δ-H-C 

Esto indica que el átomo de cloro adquiere una carga parcial negativa (δ-) y el átomo de hidrógeno adquiere una carga parcial positiva (δ+). Los símbolos δ+ y δ- indican que no se llega a alcanzar la carga de un electrón, sino una fracción de ella, es decir, no llegan a formarse iones.

Existiría pues, una gradación entre un enlace covalente no polar (apolar) y un enlace iónico. El enlace iónico sería un caso límite de enlace covalente de máxima polaridad. Por otra parte podemos considerar el enlace covalente polar como de parcialmente iónico. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el enlace, mayor será la polaridad y mayor el carácter iónico del mismo. Así los siguientes enlaces irían aumentando su polaridad, desde el flúor molecular, covalente apolar, hasta el fluoruro de litio totalmente iónico. F-F, O-F, N-F, C-F, B-F, Be-F, Li-F

 

Enlace apolar

Enlace polar, con μ

 

La polaridad del enlace se caracteriza por el momento dipolar, vector dirigido (por convenio) de la carga positiva hacia la negativa cuyo valor viene dado por la expresión μ = δ+ · d0 , donde μ es el momento dipolar, δ+ la densidad de carga y d0 es la longitud del enlace

3.2.2. Polaridad de moléculas

Solo para moléculas diatómicas coincide su polaridad coincide con la del enlace. Puesto que las demás moléculas deben tener varios enlaces, el momento dipolar de la molécula no coincidirá con la de un enlace.

El momento dipolar de la molécula sale de la suma vectorial de los momentos dipolares de cada enlace, orientados según indica la geometría de la molécula.

Si se dan las condiciones adecuadas de simetría, una molécula puede ser apolar incluso teniendo enlaces polares. Esto ocurre en las siguientes: BeF2, BF3, CH4

Conviene pues distinguir entre polaridad de un enlace y polaridad de una molécula.

3.3. Fuerzas intermoleculares.

Los átomos, al unirse mediante enlaces covalentes forman moléculas. Si no hubiese fuerzas que las enlazasen  todas las sustancias covalentes moleculares serían gaseosas a cualquier temperatura, pero sabemos que esto no es así, por lo tanto deben existir fuerzas intermoleculares. Veamos algunas.

a) Fuerzas de Van der Waals

Hay varios tipos de fuerzas de Van der Waals.

En primer lugar, fuerzas de orientación (entre un ión y un dipolo permanente o entre dos dipolos permanentes), las que se verifican entre moléculas polares, donde el extremo positivo de una se acerca al extremo negativo de otra, y así sucesivamente.

En segundo lugar, fuerzas de inducción (entre un dipolo permanente o un ión y un dipolo inducido), una molécula polar induce un dipolo en una molécula apolar próxima.

En tercer lugar fuerzas de dispersión o fuerzas de London (entre dipolos inducidos), que se deben al movimiento de los electrones, que aleatoriamente adoptan una distribución  asimétrica que hacen de la molécula apolar un pequeño dipolo instantáneo. Este dipolo puede inducir otro en una molécula vecina, que a su vez influye en otra y así sucesivamente. Como resultado de ello se produce, en todo momento, una atracción entre las moléculas. Las fuerzas de Van der Waals son debidas, en este caso, a la formación de dipolos instantáneos.

Las fuerzas de Van der Waals son, en la mayoría de los casos, fuerzas muy débiles. Estas fuerzas aumentan con el tamaño de las envolturas electrónicas, por lo que, aproximadamente, puede decirse que aumentan con la masa molecular, ya que en esas condiciones la molécula se hace más polarizable. Esta dependencia del tamaño se puede apreciar  en las temperaturas de ebullición en ºC de los hidrocarburos lineales:

Metano

Etano

Propano

Butano 

 Pentano

Hexano

Decano

-164

  -88,6 

 -42,1

 -0,5

 36,1

68,7

164

Se aprecia que a partir del butano estas fuerzas permiten mantener a las moléculas de hidrocarburo en estado líquido a temperatura ambiente. 

b) Enlace de hidrógeno.

Los puntos de fusión y ebullición de los hidruros de la familia del oxígeno aumentan progresivamente con el tamaño molecular. Según esto, el punto de ebullición del agua debería ser del orden de -80ºC, pero sus puntos de fusión y de ebullición son mucho más altos. Esto sugiere que entre sus moléculas hay fuerzas más intensas que entre las del resto de los hidruros. Estas fuerzas se deben al enlace de hidrógeno o enlace por puente de hidrógeno que se representa mediante una línea de puntos.

En el agua, el par de electrones de cada enlace H-O está muy desplazado hacia el O, muy electronegativo. El protón (núcleo del H) queda casi sin carga negativa, formando un polo positivo que se va a unir electrostáticamente con un par de electrones no enlazante (orbitales “p”) del átomo de oxígeno de una molécula cercana. Por tanto tenemos una unión entre dipolos permanentes muy intensa.

Sólo se dan enlaces de hidrógeno con el flúor, el oxígeno y el nitrógeno que tienen gran diferencia de electronegatividad con el hidrógeno y son átomos pequeños con lo que pueden acercarse mucho al átomo de hidrógeno aumentando así el momento dipolar y la fuerza del enlace.

También existen enlaces de este tipo en compuestos orgánicos tales como alcoholes, fenoles, ácidos, aminas y amidas. El enlace de hidrógeno con O y con N tiene gran importancia, ya que es el responsable de la estructura en hélice de las proteínas y de la unión de las dos cadenas del ADN formando la doble hélice característica.

3.4. Propiedades de las sustancias covalentes

Entre las sustancias con enlaces covalentes podemos distinguir dos tipos, con estructura y propiedades muy diferentes.

a) Sustancias moleculares

Pertenecen a este grupo las sustancias constituidas por moléculas cuyos átomos están unidos por enlace covalente. Entre ellas hay  sustancias que a temperatura ambiente suelen estar en forma gaseosa, sobre todo aquellas en las que el enlace es apolar (He, H2, O2, N2, CH4, NH3, HCl, SO2, NO2, etc...), en forma líquida (H2O, Br2, CH3-CH2OH, ClCH2-CH3, etc…) e incluso en estado sólido (I2, naftaleno, glucosa, etc…).

Propiedades físicas de las sustancias moleculares:

  • Las temperaturas de fusión y de ebullición son bajas. En condiciones ordinarias, la mayoría de estas sustancias se encuentran en estado gaseoso como hemos indicado antes, otras son líquidas y las menos se encuentran en estado sólido. Estas últimas subliman con facilidad ya que la presión de vapor cerca del punto de fusión es muy elevada y en general funden por debajo de los 300 ºC. Esto se deriva de la debilidad de las fuerzas intermoleculares, una pequeña agitación térmica es suficiente para desordenar y separar las moléculas. Así se explican las bajas temperaturas de fusión y de ebullición.
  • Suelen ser blandos, compresibles y fácilmente deformables. Esto se debe a que las fuerzas de Van der Waals no son direccionales.
  • Las sustancias apolares son insolubles en disolventes polares como el agua, pero se disuelven bien en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono. Las sustancias polares son más solubles en agua. Esto se debe a que la disolución sólo es posible si las fuerzas de atracción que ejercen las moléculas del soluto entre sí, y las moléculas del disolvente entre sí, pueden intercambiarse, lo que ocurre si son de la misma naturaleza y parecida intensidad.
  • Las sustancias que forman cristales moleculares son, en general, buenos aislantes eléctricos. Esto se debe a que las moléculas no poseen carga eléctrica neta y, por tanto, no pueden transportar la carga como la transportan compuestos iónicos fundidos. Además, los electrones que forman los enlaces covalentes están fijos en sus orbitales moleculares lo que impide su desplazamiento, ello impide una conductividad similar a la de los metales.

b) Sustancias con red covalente (o reticulares)

Por qué el CO2 es gaseoso en condiciones normales y el SiO2 es un sólido de gran dureza si son dióxidos de elementos contiguos de la misma familia. La razón es la diferente estructura de uno y otro. El dióxido de carbono está formado por moléculas discretas de CO2 y SiO2 forma una red cristalina covalente.

Cada átomo de silicio se dispone de forma tetraédrica rodeado de cuatro O. No hay moléculas individuales, un cristal de sílice es como una gigantesca molécula, ya que todos los átomos que lo constituyen están unidos entre sí por enlaces covalentes. El CO2 no puede tener estructura análoga pues el pequeño volumen del átomo de C le impide rodearse de cuatro átomos de 0, que estarían demasiado próximos entre sí y sufrirían la repulsión de sus nubes electrónicas.

El carbono, en la variedad alotrópica diamante, muestra una estructura cristalina covalente, tetraédrica (hibridación sp3), muy parecida a la del Si02. Pero, en la variedad de grafito, el mismo carbono, muestra una estructura covalente en capas de hexágonos (hibridación sp2).

                   

Suelen presentar estructuras con red covalente los elementos situados en la diagonal: B, C, Si, Ge, As, Sb, etc., de la tabla periódica.

Propiedades de las sustancias reticulares.

Tienen temperaturas de fusión muy elevadas (hasta 4000ºC en el diamante) ya que la fusión de un cristal atómico requiere la ruptura de un gran número de enlaces covalentes, muy fuertes.

Son muy duros e incompresibles, ya que los enlaces covalentes tienen direcciones fijas en función de la hibridación que se forme y cualquier deformación en sólidos como Si02, Si o C (diamante) implica la ruptura de múltiples enlaces covalentes, lo que requiere una gran cantidad de energía.

Son insolubles ya que su disolución requiere también la ruptura de gran cantidad de enlaces covalentes.

En general no conducen la electricidad, aunque hay algunas excepciones (el grafito puede conducir en las direcciones paralelas a los planos hexagonales)

4. Enlace metálico

4.1. Propiedades de los metales.

Las siguientes propiedades son comunes a todos los metales:

• En las estructuras cristalinas metálicas, el número de átomos por los que se ve rodeado un átomo particular es elevado. Este número se denomina número de coordinación.

• Buenos conductores de la electricidad, tanto en estado sólido como fundidos. Un aumento de temperatura disminuye su conductividad eléctrica.

• Alta conductividad térmica.

• Densidades generalmente elevadas.

• Son dúctiles (se pueden alargar en hilos) y maleables (capaces de ser reducidos a láminas).

• Emiten electrones si se calientan (efecto termoiónico) o por la acción de luz de una determinada frecuencia (efecto fotoeléctrico).

• Temperaturas de fusión y de ebullición relativamente elevadas. Todos los metales, salvo el mercurio, tienen temperaturas de fusión superiores a los 25ºC.

• Poseen brillo metálico.

• Son insolubles en agua y en disolventes orgánicos. Algunos metales reaccionan con el agua.

Se debe señalar que entre los propios metales existen grandes diferencias en cuanto a los valores de una determinada propiedad. Existen valores muy distintos cuando se comparan metales representativos con metales de transición.

Densidad en g/cm3 del Li (0,53), del Os (22,48)

Temperatura de fusión en ºC del  Hg (-38,9), del W (3380)

4.2. Modelo de enlace metálico

Las propiedades anteriores -especialmente los altos índices de coordinación de los metales, la existencia de pocos electrones de valencia y sus bajos valores de energía de ionización- son difíciles de explicar mediante la formación de enlaces covalentes o iónicos y permiten establecer un modelo de enlace metálico, diferente a los dos anteriores.

Existen diversas teorías que tratan de dar explicación a la forma en que están unidos los átomos en los metales (y sus aleaciones) ya las propiedades más características de los mismos.

Modelo del gas electrónico o del mar de electrones

Este modelo se basa en la suposición de que los metales están formados por la aglomeración de iones positivos bañados por un mar de electrones o sumergidos en un gas electrónico.

En esta situación, los electrones no pertenecen a los átomos individuales, sino que todos ellos son comunes al conjunto de los átomos que forman la red; es decir, están deslocalizados.

Esto explicaría su relativa facilidad para desplazarse por la estructura metálica, lo que produce las elevadas conductividades halladas y los efectos de emisión electrónica.

Esta teoría también justifica las especiales características de moldeo que tienen los metales pues, al aplicar una fuerza, se produce un desplazamiento de las capas iónicas en las estructuras que no produce una variación importante en las mismas, por lo que no se rompen. En cambio, en el caso de cristales iónicos se observa una gran inestabilidad de tipo electrostático por estos desplazamientos.