3. Enlace

Principal Enunciados

ENLACE QUÍMICO

Enlace químico (Proyecto Newton)

Enlace Químico (Fuente: FisQuiWeb)

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.

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.

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 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 cómo se comporten los átomos para conseguir configuración de gas noble encontramos tres enfoques diferentes para el problema del enlace: Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Comprueba las interacciones atractivas y repulsivas entre átomos utilizando esta simulación de la Universidad de Colorado:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE IÓNICO

Enlace iónico (Fuente: FisQuiWeb)

Ciclo de Born-Haber: Permite calcular la energía de red aplicando la ley de Hess.

Ecuación de Born-Landé: Permite calcular la entalpía de red a partir de unos parámetros dependientes de los iones y otros característicos de la red cristalina.

Z+ y Z = cargas de los iones
e = carga del electrón
NA = número de Avogadro
A = constante de Madelung, depende del tipo de red cristalina
ε0 = permitividad del vacío
r0 = distancia entre los iones
n = factor de compresibilidad de Born

Si comparamos compuestos que presentan la misma red cristalina la energía de red será proporcional al siguiente cociente:

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE COVALENTE

Enlace covalente (Fuente: FisQuiWeb)

Teoría cuántica del enlace (Fuente: FisQuiWeb)

Los no metales cuando se enlazan comparten pares de electrones para conseguir configuración de gas noble. 

  • Estructuras de Lewis

Este modelo, para explicar el enlace covalente, fue propuesto por Gilbert Newton Lewis (1875-1946) en 1916. Según este modelo los átomos se aproximan hasta solapar sus capas electrónicas, de forma que los átomos cuando se enlazan comparten pares de electrones. Estos pares de electrones que se comparten se denominan pares enlazantes. Pero también podemos tener pares de electrones sin compartir sobre algunos átomos, que llamaremos pares no enlazantes. En estas estructuras observamos que, cuando se enlazan, los átomos consiguen tener cuatro pares de electrones alrededor de los mismos, es decir, consiguen completar el octeto, consiguen configuración de gas noble.

En el tema de enlace de 4º de ESO ya vimos como construir estas estructuras de Lewis para moléculas sencillas. 

Molécula Estructura de Lewis
H2
F2
Cl2
O2
N2
HF
HCl
H2O
NH3
CH4
HCN
CO2

En todas observamos que los átomos están rodeados de 4 pares de electrones, configuración de gas noble, excepto el H que está rodeado de un par, configuración de gas noble para el hidrógeno.

Para construir estructuras más complejas podemos seguir las normas siguientes:

Elegir el átomo central. Suele ser el menos electronegativo o el que más electrones necesita para conseguir estructura de gas noble.

2º Calcular los electrones de valencia necesarios, EN, para que los átomos cumplan con la regla del octeto. Se contarán 8e por cada átomo, con las siguientes excepciones:2e para el H, 4e para el Be, 6e para el B. Los elementos a partir del tercer período pueden tener "octetos expandidos", se contarán el número de electrones de valencia más el número de enlaces formados, si no da menos de 8.

3º Calcular los electrones de valencia disponibles, ED. Se sumarán los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula, y se sumarán o restarán, también, las cargas de los iones.

4º Calcular los pares enlazantes, PE:

5º calcular los pares no enlazantes, PN:

Por ejemplo, calcula la estructura de Lewis para el ozono, O3:

  • Cargas formales

Si contamos los electrones que asignamos a cada átomo en la estructura, con respecto a los electrones de valencia que debería tener, podemos calcular la carga formal sobre cada átomo.

Para contar los electrones sobre cada átomo contaremos uno por cada par de enlace y dos por cada par no enlazante.

Si el número de electrones alrededor del átomo es mayor que el número de electrones de valencia hay exceso de electrones. La carga formal será negativa e igual al número de electrones en exceso.

Si el número de electrones alrededor del átomo es menor que el número de electrones de valencia hay defecto de electrones. La carga formal será positiva e igual al número de electrones en defecto.

Si el número de electrones alrededor del átomo es igual al número de electrones de valencia no hay ni exceso ni defecto de electrones. La carga formal será cero.

La suma de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total del compuesto. 

Si podemos proponer varias estructuras para un compuesto será más probable la que presente menores cargas formales sobre sus átomos.

  • Resonancia

Se sabe que en la molécula de ozono los enlaces son iguales, pero en la estructura de Lewis propuesta los enlaces son diferentes, uno sencillo y otro doble. Una solución a este problema es proponer más de una estructura posible para una sustancia, estructuras que llamaremos estructuras resonantes. La estructura real será una mezcla entre las estructuras resonantes, que llamaremos híbrido de resonancia

  • Octeto incompleto

Hay átomos en algunos compuestos que no tienen electrones suficientes para completar el octeto, como le pasa al B en el BF3

  • Octeto expandido

Otros compuestos tienen átomos que pueden presentar más de cuatro enlaces, se dice que tienen el octeto expandido. Son átomos que disponen de orbitales d que también pueden utilizar en la formación de enlaces, como le ocurre al S en el SF6.

  • TRPECV

TRPECV significa Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Este modelo intenta explicar la geometría de las moléculas a partir de las estructuras de Lewis. Predice la geometría moléculas y los ángulos de enlace suponiendo que los pares electrónicos, ya sean de enlace como no enlazantes, se deben disponer en una geometría que minimice las fuerzas repulsivas entre los mismos. Para determinar la estructura los enlaces dobles y triples cuentan como si fueran sencillos.

Pares electrónicos Disposición de los pares Ángulos Ejemplos
2

Lineal

180º BeF2

CO2

3

Trigonal plana

120º BF3

SO3

4

Tetraédica

109º CH4, NH3, H2O
5

Bipiramidal trigonal

120º y 90º PCl5
6

Octaédrica

90º SF6

Construye moléculas y observa su geometría utilizando esta simulación de la Universidad de Colorado:

  • Polaridad de los enlaces

Cuando dos átomos iguales se unen mediante un enlace covalente los dos átomos atraen igualmente a los electrones del enlace. El centro de la carga positiva y negativa en la molécula es el mismo. Esto pasa en el H2, N2, o Cl2.

Pero qué ocurre si los átomos unidos por un enlace covalente son distintos, como ocurre por ejemplo en el HCl. Si dos átomos distintos se unen por un enlace covalente siempre uno atraerá más los electrones del enlace que el otro. El átomo más electronegativo atraerá más a los electrones del enlace produciendo una separación de cargas. Sobre el cloro habrá una cierta carga parcial negativa y sobre el hidrógeno una cierta carga parcial positiva, ya que el cloro es más electronegativo que el hidrógeno. Esta separación de cargas creará un momento dipolar de enlace. 

El momento dipolar es un vector que viene dado por el producto de la carga efectiva sobre cada átomo y la distancia que las separa. El sentido de este vector apunta hacia el átomo más electronegativo.

  • Polaridad molecular

Una molécula es polar si cumple dos condiciones: 1º Si tiene enlaces polares, es decir, si tiene enlaces entre átomos distintos, y 2º si estos dipolos no se anulan por simetría.

La molécula de agua, presenta enlaces polares y como es angular estos dipolos de enlace no se anulan por simetría, 

sino que se suman vectorialmente para dar un vector momento dipolar total distinto de cero. El H2O es una molécula polar.

La molécula de CO2, también presenta enlaces polares, pero estos se anulan por simetría, de forma que el momento dipolar total es cero. El CO2 es una molécula apolar.

Teoría cuántica del enlace (Fuente: FisQuiWeb)

  • Teoría de enlace de valencia (TEV)

Es un modelo propuesto en 1927 por Walter Heitler y Fritz London y desarrollado luego por Linus Pauling y J. C. Slater. Se basa en el solapamiento de los orbitales atómicos de los átomos. Los átomos forman enlaces cuando solapan sus orbitales atómicos, estos orbitales tienen que estar semiocupados, tienen que tener electrones desapareados, para formar enlaces, o si uno está lleno el otro tiene que estar vacío. 

Los enlaces pueden tener simetría sigma, σ, si el solapamiento tienen lugar en la zona internuclear, o simetría pi, π, si solapan por encima y por debajo de la zona internuclear.

  • Hibridación de orbitales atómicos

Los orbitales atómicos solapan en unas direcciones determinadas por su geometría en el átomo. Por ejemplo los tres orbitales p son perpendiculares, cuando forman enlaces deberían dar geometrías de enlaces perpendiculares, pero en muchos casos esto no ocurre. Para justificar la geometría de las moléculas se tuvo que introducir el concepto de orbital híbrido. Los orbitales atómicos puros de energías parecidas se pueden combinar para dar un conjunto de orbitales híbridos que sean todos de igual forma y de igual energía. El número de orbitales híbridos de cada tipo es igual al número de orbitales atómicos puros que se combinan.

Un orbital s y un orbital p mediante combinación lineal dan un conjunto de dos orbitales híbridos sp que forman ángulos de 180º, en una disposición lineal.

Un orbital s y dos orbitales p mediante combinación lineal dan un conjunto de tres orbitales híbridos sp2 que forman ángulos de 120º, en una disposición trigonal plana.

Un orbital s y tres orbitales p mediante combinación lineal dan un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp3 que forman ángulos de 109º, en una disposición tetraédrica.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ENLACE METÁLICO

Enlace metálico (Fuente: FisQuiWeb)

 

FUERZAS INTERMOLECULARES

Interacciones de no enlace (Fuente: FisQuiWeb)

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

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