2. Enlace Químico

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ENLACE QUÍMICO

En el tema anterior empezamos a conocer mejor a los átomos. Vimos cómo son, de qué partículas se componen y cómo se distribuyen los electrones en el interior del átomo. En este tema intentaremos dar respuesta a por qué los átomos casi nunca aparecen aislados en la naturaleza, aparecen agrupados en pequeños grupos que llamamos moléculas o en grupos inmensos que llamamos redes cristalinas. Entender como se agrupan los átomos nos ayuda a entender mejor sus propiedades como substancias.

La razón que hace que los átomos se unan es la razón que mueve todos los cambios de la naturaleza, los átomos se unen para conseguir más estabilidad. La mayor parte de los átomos son más estables juntos que separados. Intentaremos comprender por qué.

Por ejemplo, el oxígeno y el hidrógeno nunca aparecen en la naturaleza como átomos aislados, los encontramos formando las moléculas gaseosas, O2 y H2 o para nosotros los seres vivos la imprescindible molécula de agua, H2O. La mayor parte de los elementos de la Tabla Periódica son metales, bien pues los metales siempre aparecen formando parte de sales o de redes cristalinas metálicas. El carbono otro querido elemento para los seres vivos tampoco aparece aislado, aparece en innumerables moléculas orgánicas, en sales como los carbonatos, en gases como el CO2, y unido consigo mismo formando redes covalentes en el grafito y el diamante.

Imagina dos átomos a gran distancia. Si son más estables unidos que separados cuando se acerquen es porque las fuerzas de atracción serán favorables para la formación del enlace. ¿Cuáles pueden ser estas fuerzas? pues las interacciones de los electrones de un átomo con los protones del otro y viceversa. Pero a medida que se acerquen también estarán sometidos a fuerzas de repulsión, las establecidas entre los electrones de un átomo y los del otro, o las interacciones entre los núcleos de los dos átomos. Llegará un momento en que las fuerzas atractivas se maximizan y las repulsivas se minimizan, en este momento los núcleos estarán a una distancia que llamaremos distancia de enlace. Ya no se pueden juntar más pues se repelerían, ni se pueden separar pues se atraerían. Diremos que han quedado enlazados.

SIMULACIÓN: FUERZAS ENTRE ÁTOMOS, en educaplus.org

Llamamos enlace químico a la interacción que se da entre los átomos cuando se unen para dar moléculas o redes cristalinas

Para entender por qué se estabilizan los átomos al formar enlaces es útil fijarse en los únicos elementos de la Tabla que no tienen tendencia a asociarse, son tan estables que no necesitan unirse a otros átomos. Son los gases nobles. No fue fácil descubrirlos pues existen en pequeñas cantidades en el aire. Hubo que licuar el aire para obtenerlos aislados. Más fantástica es la historia del helio, He, que fue descubierto antes en el Sol que en la Tierra.

¿Por qué son tan estables los gases nobles? Lo único que diferencia a los gases nobles de los demás elementos, como ya vimos en el tema anterior, es que tienen las capas electrónicas completas, con más propiedad, tienen 8 electrones en la capa más externa, los dos electrones s, y los seis electrones p. Tener esta configuración ns2 np6 debe de conferir gran estabilidad a los átomos. Esta configuración se conoce como configuración de gas noble.

Todos los demás átomos tienden a conseguir esta configuración de gas noble cuando se combinan con otro átomos. Este comportamiento lo denominamos Regla del octeto: Los átomos cuando se asocian con otros átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir configuración de gas noble. 

Bien, ya vimos que para conseguir estabilidad los átomos deben conseguir configuración de gas noble, y para conseguir esta configuración deben de ganar, perder o compartir electrones. En función de como se comporten los átomos para conseguir configuración de gas noble nos van a aparecer tres tipos de enlace: Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

ENLACE IÓNICO

Enlace iónico: se da entre átomos o grupos atómicos que tienen carga eléctrica y llamamos iones. En compuestos binarios, de dos elementos, se da entre un metal y un no metal. El metal pierde electrones para dar un ion positivo, o catión, y el no metal gana electrones para dar un ion negativo o anión. Los cationes o aniones también pueden ser grupos de átomos como ya veremos. Los compuestos iónicos forman redes cristalinas y son sólidos.

El enlace iónico se forma cuando iones de distintos signos se unen por fuerzas electrostáticas para dar redes cristalinas. 

Los iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos. Los iones monoatómicos pierden o ganan electrones para obtener configuración electrónica de gas noble. Los iones positivos se llaman cationes y los iones negativos se llaman aniones. En la red cristalina cada ión de un signo se rodea de iones de signo contrario para dar una estructura que maximiza las fuerzas atractivas frente a las repulsivas.

En función de la carga y tamaño de los iones éstos se ordenan en distintos tipos de redes cristalinas. La que tienes en la imagen es la red del cloruro de sodio, NaCl. Cada ión Na+ se rodea de 6 iones Cl-, y cada ións Cl- de 6 iones Na+. Entre los iones no hay contacto se atraen por fuerzas electrostáticas de Coulomb. En la red cristalina también hay fuerzas repulsivas entre iones del mismo signo, pero fíjate que estos están más lejos entre si que los de signo contrario. El balance entre las fuerzas atractivas y repulsivas en la red cristalina es lo que se conoce como energía de red.

Hay redes cristalinas con mayor índice de coordinación, o número de iones que rodean a un ion de signo contrario. El la red del CsCl, cada ion Cl-, está rodeado por 8 iones Cs+, y cada ion Cs+ está rodeado por 8 iones Cl-.

Cuando los iones no tienen la misma carga, en valor absoluto, no hay el mismo número de iones que rodean a otro de signo contrario. Por ejemplo en la fluorita, CaF2, cada ion F- está rodeado de 4 iones Ca2+, y cada ion Ca2+ está rodeado por 8 iones F-.

 

Red del NaCl, Fuente: Wikipedia

¿Cómo se forman los iones? fíjate en la siguiente simulación:

SIMULACIÓN: ENLACE IÓNICO  en educaplus.org

Los iones positivos son metales, que tienen tendencia a perder electrones, pues así consiguen configuración de gas noble. También pueden ser iones positivos grupos atómicos como el ion amonio: NH4+. Los iones negativos son no metales, que tienen tendencia a ganar electrones para así conseguir configuración de gas noble. También pueden ser iones negativos grupos atómicos como el ion carbonato, CO32-, el ion nitrato, NO3-, o el ion sulfato, SO42-.

Las sustancias iónicas son todas sólidas, pero con frecuencia nos encontramos con sustancias muy frágiles, al ser golpeadas se rompen con facilidad ya que al desplazarse partes de la red cristalina se pueden poner en contacto iones con el mismo signo que se repelen.

Cuando las cargas de los iones sean bajas y los iones voluminosos encontramos muchas sales que son solubles en agua. Pero también encontramos sales que son muy poco solubles, cuando las cargas de los iones sean altas y los tamaños de los iones pequeños. El NaCl de sodio que forma parte del agua del mar es muy soluble, en cambio el CaCO3, que forma parte de la roca caliza es prácticamente insoluble.

El proceso de disolución de las sales se debe a que las interacciones de los iones superficiales con las moléculas de agua, que son polares, son más fuertes que las interacciones de los iones entre si. Los iones se rodean de moléculas de agua, decimos que están disueltos, y los representamos de esta forma: Na+(aq)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS

Propiedad Característica ¿Por qué?
Estructura Redes cristalinas formadas por iones. Los iones de distinto signo se atraen y se rodean del mayor número de iones de signo contrario.
Estado físico Sólidas El gran número de iones que forman la red hace que se presente en estado sólido
Puntos de fusión y ebullición Altos Los enlaces iónicos son enlaces fuertes, difíciles de romper.
Dureza Son duras pero también frágiles Son duras porque los enlaces son fuertes, pero son frágiles pues al golpearlas las capas de iones se desplazan entrando en contacto iones del mismos signo que se repelen.
Solubilidad Son solubles en agua y disolventes polares Las moléculas polares como el agua rodean los iones y los separan de la red si las fuerzas de interacción entre el ion y el agua son mayores que entre el ion y el resto de la red.
Conductividad eléctrica Conducen la corriente en disolución o fundidas Para que haya conductividad debe haber movimiento de cargas, los iones solo se pueden mover cuando están disueltos o en estado líquido.
Ejemplos NaCl, CaCO3, Fe2O3, K2SO4, CaO, AgCl

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

Enlace covalente: se da entre átomos no metálicos. Se caracteriza porque los átomos comparten electrones. Cuando dos átomos se unen mediante un enlace covalente cada átomo comparte un electrón con el otro átomo para dar un par de enlace, en el caso más general. Los compuestos covalentes forman moléculas y pueden ser gases, líquidos y sólidos.

Los no metales para estabilizarse necesitan ganar electrones para conseguir configuración de gas noble. Eso es fácil en los compuestos iónicos, porque hay metales que pueden perder electrones, pero qué pasa cuando los no metales interaccionan entre ellos, pues que no pueden ganar electrones porque nadie los quiere perder, así que los comparten para ganar electrones sin que nadie los tenga que perder.

Imagínate dos átomos de flúor que se aproximan, llega un momento en que sus nubes electrónicas solapan dando una zona de intersección en la que están los electrones que se comparten por ambos átomos. El par de electrones que se comparten es lo que llamamos par de enlace covalente.

Los pares de electrones de la zona de intersección son los pares de enlace, y los demás pares de electrones son los pares no enlazantes. 

Estas estructuras que nos permiten entender como se comparten los electrones en los enlaces se llaman "estructuras de Lewis". Para dibujarlas pintamos los electrones de valencia alrededor de cada átomo. Podemos darle formas diferentes a los electrones de diferentes átomos. Con círculos rodeamos los electrones de un átomo y los que debe compartir para conseguir configuración de gas noble. Los pares de la zona de intersección son los pares de enlace y los demás pares son no enlazantes. También podemos sustituir los pares de electrones con barras para visualizar los enlaces y pares no enlazantes. Veamos como se dibujan las estructuras de Lewis de varias moléculas sencillas:

Molécula de Cl2

Molécula de N2

Molécula de H2O

Las estructuras de Lewis no sólo nos permiten justificar si una molécula es estable o no, también nos aporta más información como la polaridad de los enlaces y la propia estructura de la molécula a través del Modelo de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia.

Cuando dos átomos como el Cl y el H forman un enlace, H--Cl, siempre hay un átomo que atrae los electrones del enlace más hacia él. Se dice que es más electronegativo. En nuestro caso es el Cl, por lo tanto la molécula de HCl será polar pues su enlace es polar. Presentará una cierta carga parcial negativa sobre el cloro y una cierta carga parcial positiva sobre el hidrógeno. El conocer si una molécula es polar es importante pues condiciona sus propiedades, el HCl se disuelve bien en agua porque el agua también es una molécula polar.

Si los enlaces de una molécula son polares no es condición única para que esa molécula sea polar. Debe tener una geometría adecuada para que los dipolos de enlace no se anulen por simetría. La molécula de CO2, tiene enlaces polares pero se anulan por simetría los dipolos de enlace al ser la molécula lineal.

¿Cómo podemos conocer la estructura de una molécula de varios átomos? La teoría de Lewis nos permite conocer los pares de enlace y no enlazantes que hay sobre cada átomo de una molécula sencilla. Estos pares se repelen dando una estructura en la que las repulsiones se minimicen. El Modelo de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia nos dice que los pares enlazantes y no enlazantes al rededor de un átomo deben estar lo más separados posible para que las repulsiones entre ellos sean mínimas.

Si sobre un átomo hay dos pares de electrones estos tendrán estructura lineal con ángulos de 180º, si sobre un átomo hay tres pares de electrones estos tendrán estructura triangular plana con ángulos de 120º, si sobre un átomo hay cuatro pares de electrones estos tendrán estructura tetraédrica con ángulos de 109º.

SIMULACIÓN: FORMA DE LAS MOLÉCULAS, en phet.colorado.edu

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES

Propiedad Característica ¿Por qué?
Estructura Moléculas de un determinado número de átomos Los átomos comparten electrones dando lugar a enlaces covalentes que los unen formando agregados que llamamos moléculas
Estado físico Gas, líquido o sólido Las moléculas más pequeñas suelen dar lugar a gases a no ser que las interacciones intermoleculares sean grandes.
Puntos de fusión y ebullición Bajos En general las fuerzas entre moléculas son débiles.
Dureza Blandas Debido a las débiles fuerzas intermaleculares.
Solubilidad Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares, como el agua, y las sustancias apolares se disuelven disolventes apolares. La solubilidad depende de la polaridad de las moléculas, las polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en disolventes apolares.
Conductividad eléctrica En general no son conductoras Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar. 
Ejemplos O2, N2, H2O, CH4, C6H12O6, CH3CH2OH

 

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES CRISTALINAS

Propiedad Característica ¿Por qué?
Estructura Redes cristalinas covalentes Los átomos comparten electrones dando lugar a estructuras cristalinas formadas por enlaces covalentes
Estado físico Sólido Debido a la fortaleza de los enlaces covalentes, cuesta mucho romperlos
Puntos de fusión y ebullición Muy altos La interacción entre los átomos en la red es muy fuerte
Dureza Muy duras Son las sustancias más duras que conocemos debido a la fortaleza de los enlaces que las forman
Solubilidad Insolubles Los disolventes no son capaces de romper los enlaces covalentes que las forman
Conductividad eléctrica En general no son conductoras, aunque el grafito sí es conductor Los electrones de los enlaces están localizados y carecen de cargas que se puedan desplazar. Aunque algunas sí presentan conductividad como el grafito.
Ejemplos C(grafito), C(diamante), sílice SiO2, carborundo SiC

SIMULACIÓN: POLARIDAD Y DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD, en educaplus.org

SIMULACIÓN: POLARIDAD DE LOS ENLACES, en educaplus.org

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACE METÁLICO

Enlace metálico: se da entre átomos metálicos. Los átomos metálicos se unen en estructuras cristalinas muy compactas en las que los electrones de valencia se pueden mover con mucha facilidad entre los átomos favoreciendo las propiedades características de los metales como la conductividad eléctrica y térmica. Son todos sólidos con la excepción del mercurio que es líquido a temperatura ambiente.

Los metales se caracterizan por tener estructuras muy compactas y altas densidades, sus átomos deben estar muy juntos. Entre sus propiedades características están la alta conductividad eléctrica y térmica. Dado que los electrones de valencia de los metales se pueden perder con facilidad podemos suponer un modelo en el que los átomos se distribuyen en estructuras cristalinas compactas y los electrones de valencia se desplazan entre ellos con facilidad, es lo que se denomina el modelo de la nube electrónica.

 

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS

Propiedad Característica ¿Por qué?
Estructura Redes cristalinas metálicas Los átomos metálicos forman estructuras muy compactas con altos índices de coordinación
Estado físico Sólido (el Hg es líquido) Los altos índices de coordinación hacen que estas estructuras sean sólidas.
Puntos de fusión y ebullición Medios y altos Hay metales que funden fácilmente como Sn o Pb y otros que solo lo hacen a altísimas temperaturas como W u Os
Dureza Variable Algunos son muy blandos como el Na que se corta con cuchillo, o el plomo y otros presentan gran dureza dependiendo de la fortaleza del enlace. En general son dúctiles y maleables.
Solubilidad Insolubles en agua, pero solubles en otros metales formando aleaciones, y en Hg formando amalgamas. También muchos se disuelven bien en ácidos. Las moléculas de agua no los disuelven pero los ácidos oxidan muchos átomos metálicos a cationes que así pasan a la disolución.  
Conductividad eléctrica Son muy buenos conductores Los electrones libres de la red cristalina favorecen la conductividad eléctrica y térmica de los metales.
Ejemplos Fe, Cu, Au, Ag, Bronce (Cu-Sn), Latón (Cu-Zn), V, W, Pt.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

ENLACES INTERMOLECULARES

Ya vimos que las sustancias covalentes moleculares podían presentarse en los tres estados: sólido, liquido y gas. Que aparezcan en uno u otro depende de las interacciones entre moléculas. Estas interacciones entre moléculas son un tipo de enlace que llamaremos enlaces débiles para diferenciarlos de los enlaces fuertes: iónico, covalente y metálico. 

Estos enlaces entre moléculas pueden ser de dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

Las fuerzas de Van der Waals pueden ser de varios tipos:

  • Fuerzas de dispersión, o fuerzas dipolo instantáneo- dipolo inducido.
  • Fuerzas dipolo- dipolo inducido.
  • Fuerzas dipolo-dipolo. 

Las fuerzas de dispersión justifican los puntos de ebullición más altos de lo esperable para moléculas apolares como, N2, O2, o los gases nobles. Estas moléculas apolares no debieran interaccionar, pero en alguna de ellas se pueden producir dipolos instantáneos que inducen en las que están próximas dipolos inducidos, estos dipolos formados interaccionan en breves intervalos de tiempo aumentando los puntos de ebullición.

Las fuerzas dipolo-dipolo inducido tienen lugar al interaccionar moléculas polares con moléculas apolares, como el H2O (polar) con el CO2 (apolar).

Las fuerzas dipolo-dipolo son las más intensas de las tres, es el caso de interacción entre moléculas de HCl, por ejemplo.

El enlace de hidrógeno, o enlace por puentes de hidrógeno, se produce entre el hidrógeno y átomos de pequeño tamaño y gran electronegatividad como son el F, O y N.

La interacción entre el H y esos átomos electronegativos es mucho más fuerte que las interacciones dipolo-dipolo. El enlace de hidrógeno es la justificación de los altos puntos de ebullición del HF, H2O y NH3 frente a los compuestos de hidrógeno de sus grupos. Observa el siguiente gráfico que nos representa los puntos de ebullición de los compuestos de hidrógeno.

SIMULACIÓN: CARACTERÍSTICAS DE LOS ENLACES, en educaplus.org

EJERCICIOS PARA PRACTICAR 

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