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5. Enlace químico
Introducción.
En nuestras casas siempre será común encontrar dos sustancias cristalinas:
sal de mesa y azúcar granulada. A pesar de su aspecto tan similar , la
sal y el azúcar son muy diferentes en su composición química. La sal
de mesa es cloruro de sodio, NaCl, un compuesto iónico, mientras que
el azúcar es sacarosa, C12H22O11 un compuesto molecular formado
mediante enlaces covalentes.
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de los enlaces
químicos que mantienen unidos sus átomos. Hay tres tipos generales de
enlaces químicos:
a)
Iónicos
b) Covalentes
c)
Metálicos
5. Enlace químico
Tipos de enlace.
El enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre
iones con carga opuesta (cationes y aniones). Los iones podrían
formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más
electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son
el resultado de la interacción entre metales y no metales (Ej. NaCl),
excluidos los gases nobles.
Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos
átomos, los cuales generalmente son interacciones de los elementos no
metálicos (Ej. C12H22O11).
El enlace metálico, como su nombre lo indica, es el que se forma entre los
metales, donde cada átomo está unido a varios átomos vecinos (Ej. El
cobre metálico). Los electrones de enlace tienen relativa libertad para
moverse dentro de toda la estructura tridimensional.
5. Enlace químico
Símbolos de Lewis.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan
electrones de valencia (residen en la capa exterior incompleta de los
átomos). Fue el químico estadounidense Gilbert Lewis (1875-1946)
quien planteó que los átomos se combinan con el fin de alcanzar una
configuración electrónica más estable y sugirió una forma sencilla de
representar a los electrones de valencia, conocida como símbolos de
Lewis.
El símbolo de Lewis para cualquier elemento consiste en el símbolo
químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Por
ejemplo: para el azufre tendríamos:
••
• s
•
••
Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo y la colocación
de los puntos es arbitraria. Lo importante es distribuir, en este caso, los
seis electrones.
5. Enlace químico
La regla del octeto.
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando
de enlazar el mismo número de electrones que los gases nobles más
cercanos a ellos en la tabla periódica. Generalmente, los átomos que
participan en una reacción química terminan con ocho electrones de
valencia, lo cual se conoce como regla del octeto. La excepción más
común a la regla ocurre cuando algunos átomos adquieren la
configuración electrónica del Helio.
Cabe resaltar que la configuración electrónica de los gases nobles es la que
les confiere su gran estabilidad, por lo que es difícil hacerlos
reaccionar con otros elementos. De tal forma, que al reaccionar los
elementos buscan alcanzar la estabilidad de los gases nobles. Así,
cuando reacciona el sodio con el cloro, el primer pierde un electrón y
se queda con la configuración electrónica del Neón, mientras que el
cloro acepta el electrón y alcanza la configuración electrónica del
Argón.
5. Enlace químico
La regla del octeto.
Ejercicios:
Escriba estructuras de Lewis de lo siguiente:
a)HOBr
b)H2O2 (los átomos de O están ligados uno con el otro)
c)H2CO3 (ambos átomos de H están ligados a C).
5. Enlace químico
Enlaces iónicos.
Cuando el sodio metálico (Na(s)) se pone en contacto con cloro gaseoso
(Cl2(g)) ocurre una reacción violenta, cuyo producto es NaCl(s). Este
compuesto se compone de iones Na+ y Cl– que están dispuestos en una
matriz tridimensional regular, como se muestra en la figura:
Al formarse el compuesto iónico el sodio perdió un electrón y el cloro lo
ganó. Esta transferencia del electrón es la que permite que se forme el
catión de sodio y el anión de cloro.
5. Enlace químico
Enlaces iónicos.
Una medida de la estabilización que se alcanza al disponer iones con
cargas opuestas en un sólido iónico está dada por la energía de red, que
es la energía necesaria para separar totalmente un mol de un
compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. Esto es:
NaCl(s) → Na(g) + Cl2(g) ∆Hred = +788kJ/mol
En la siguiente tabla se presentan las energías de red de varios compuestos
iónicos, cuyos valores son positivos y grandes.
Compuesto
Enerdía de Compuesto
red (kJ/mol)
Enerdía de
red (kJ/mol)
LiF
1030
CsCl
657
LiCl
834
CsI
600
NaF
910
MgCl2
2326
NaBr
732
MgO
3795
5. Enlace químico
Enlaces iónicos.
La magnitud de la energía de red de un sólido depende de las cargas de los
iones, sus tamaños y su disposición en el sólido.
Tarea: Investigar como se establece esa dependencia.
Las sustancias iónicas poseen varias propiedades características:
a) Suelen ser sustancias quebradizas con punto de fusión elevado.
b) Suelen ser cristalinas, es decir los sólidos tienen superficies planas
que forman ángulos característicos entre sí.
c)
Poseen una disposición tridimensional rígida y bien definida
5. Enlace químico
Enlaces covalentes.
Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVII, fue hasta
principios del siglo pasado que los químicos entendieron cómo y por
qué se forman las moléculas, las cuales son un grupo de átomos, con
frecuencia no metálicos, enlazados energéticamente por uniones
químicas conocidas como enlaces covalentes.
Fue Gilbert Lewis quien en 1916 propuso que las fuerzas de atracción entre
dos átomos en una molécula son el resultado de un enlace covalente, el
cual es un enlace químico donde se comparten electrones. Por ejemplo:
H• + H• → H : H
En general, las moléculas son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de
fusión. Las moléculas son de tamaños muy distintos, pueden contener
solo dos átomos o miles de ellos.
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Enlaces covalentes.
Con frecuencia, el número de enlaces covalentes, formados por un átomo,
es igual al número de electrones no apareados que se muestran en sus
símbolo de Lewis. Por ejemplo:
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Polaridad de los enlaces y electronegatividad.
Cuando dos átomos idénticos forman enlaces, como en el Cl2 o el N2, los
pares de electrones se deben compartir equitativamente. En compuestos
iónicos, en cambio, prácticamente no se comparten electrones. Los
enlaces que se dan en la mayor parte de las sustancias covalentes
quedan en algún punto entre estos dos extremos.
El concepto de polaridad de enlace es útil para describir la forma en que se
comparten electrones entre los átomos. En un enlace covalente no
polar, los electrones se comparten equitativamente; mientras que en el
enlace covalente polar, uno de los átomos ejerce una atracción mayor
sobre los electrones de enlace, por ejemplo:
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Polaridad de los enlaces y electronegatividad.
Utilizamos una cantidad llamada electronegatividad para estimar si un
enlace dado es covalente no polar, covalente polar o iónico. La
electronegatividad es la capacidad de un átomo en una molécula para
atraer electrones hacia sí.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con:
a)
Energía de ionización. Mide la fuerza con la que el átomo se aferra a
sus electrones.
b) Afinidad electrónica. Mide la fuerza con que un átomo atrae electrones
adicionales.
Tomando en cuenta lo anterior y otras propiedades, Linus Pauling
estableció una escala de electronegatividad , cuyos valores se muestran
en la siguiente tabla periódica:
5. Enlace químico
Polaridad de los enlaces y electronegatividad.
5. Enlace químico
Polaridad de los enlaces y electronegatividad.
Como se puede observar, el flúor es el elemento más electronegativo (4.0)
y el elemento menos electronegativo es el cesio (0.7). Podemos utilizar
la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para estimar la
polaridad de los enlaces entre ellos.
Por ejemplo, el enlace entre dos átomos de flúor presenta una diferencia de
electronegatividad igual a cero, por lo que el enlace es covalente no
polar.
El enlace entre el flúor y el hidrógeno presenta una diferencia de
electronegatividad igual a 1.9, por lo que el enlace es covalente polar.
El enlace entre el flúor y el Litio presenta una diferencia de
electronegatividad igual a 3.0, por lo que el enlace es iónico.
Aunque no hay una distinción tajante, se dice que cuando la diferencia
en electronegatividad supera el valor de 2.0, el enlace es iónico.
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Polaridad de los enlaces y electronegatividad.
En un compuesto molecular con enlace covalente polar, es común hablar
de cargas parciales para mostrar de que forma se va a cargar la
densidad electrónica. Por ejemplo, en el HF el Flúor es más
electronegativo que el hidrógeno, por lo cual, la densidad electrónica se
carga hacia el átomo de flúor:
Hδ+ – Fδ–
5. Enlace químico
Enlace metálico.
En su mayoría, los metales forman estructuras sólidas en las que los
átomos están dispuestos en forma de esferas empaquetadas de forma
compacta. El cobre, por ejemplo, posee una estructura cúbica de
empaque compacto en la que cada átomo de cobre está en contacto con
12 átomos de cobre:
El número de electrones de valencia disponibles es insuficiente para que un
átomo de cobre forme un enlace de par electrónico con cada uno de sus
vecinos, por lo que el modelo más sencillo para explicar este tipo de
enlaces es el conocido como modelo de mar de electrones.
5. Enlace químico
Enlace metálico.
En el modelo de mar de electrones se representa el metal como una
formación de cationes metálicos en un “mar” de electrones de valencia,
tal y como se ilustra en la siguiente figura:
Los electrones están confinados al metal por efecto de las atracciones
electrostáticas hacia los cationes, y se encuentran distribuidos de modo
uniforme por toda la estructura. Sin embargo, los electrones son
móviles, y ningún electrón individual está confinado a algún ion
metálico en particular.
5. Enlace químico
Enlace metálico.
Cuando se conecta un alambre metálico a los polos de una batería, los
electrones fluyen a través del metal hacia el polo positivo y entran en el
metal desde la batería por el polo negativo. Así se explica la alta
conductividad eléctrica que presentan los metales, situación similar
explica la alta conductividad térmica, donde se transfiere energía cinética
con facilidad por todo el sólido.
La capacidad de deformación de los metales (su maleabilidad y ductilidad)
se explica por el hecho de que los átomos metálicos forman enlaces con
muchos vecinos. Una redistribución de los electrones permite que el metal
se adapte a los cambios de posición de los átomos, resultado de la nueva
forma del metal.
Sin embargo, el modelo de mar de electrones no explica satisfactoriamente
todas las propiedades. Según el modelo, por ejemplo, la fortaleza de los
enlaces entre átomos metálicos debería aumentar con el número de
electrones de valencia, lo que origina una elevación del punto de fusión.
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Enlace metálico.
Lo anterior no concuerda con el hecho de que los metales del grupo 6B (Cr,
Mo, W), que se hayan en el centro de los metales de transición, tienen los
puntos de fusión más elevados de sus respectivos periodos, tal y como se
muestra en la siguiente tabla:
Grupo 3B
Grupo 6B
Grupo 8B
Metal
Sc
Cr
Ni
Punto de fusión (°C)
1541
1857
1455
Metal
Y
Mo
Pd
Punto de fusión (°C)
1522
2617
1554
Metal
La
W
Pt
Punto de fusión (°C)
918
3410
1772
La fortaleza del enlace metálico aumenta primero con el número de
electrones y luego disminuye. Se observan tendencias similares en otras
propiedades físicas como el calor de fusión, la dureza y el punto de
ebullición.
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Enlace metálico.
Otro modelo que pueda explicar las propiedades físicas mencionadas es el
que se basa en la teoría de los orbitales moleculares. El ejemplo mas
sencillo lo representa la molécula de hidrógeno, donde la combinación de
dos orbitales atómicos origina dos orbitales moleculares: