Fernando  Brierley  –  Felipe  Salas  

2013

 

Química  –    Enlace  Químico  

El  enlace  químico  es  de  vital  importancia  para  el  desarrollo  de  todos  los  compuestos  que  conocemos,  sin  él  prácticamente  nada  de  lo  que  somos  capaces  de  ver  existiría.  Muchos  nos  hemos  preguntado  más  de  alguna  vez  como  es  posible  el  enlace  entre  electrones  si  estos  tienen  ambas  cargas  negativas.  Usualmente  tendemos  a  pensar  que  estas  cargas  deberían  repelerse,  pero  de  alguna  manera  logran  enlazarse.  A  través  de  este  capítulo  estudiaremos  el  enlace  químico,  los  tipos  que  lo  constituyen,  sus  propiedades,  la  fundamentación  de  la  teoría  enlace-­‐valencia  y  algunas  estructuras  tridimensionales  de  compuestos  iónicos  y  covalentes.  

 ©  Fernando  Brierley  V.  –  Felipe  Salas  B.  

2013  

 

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QUÍMICA – ENLACE QUÍMICO

 

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El  Enlace  Químico      

Dentro  de  los  elementos  que  conocemos  existen  algunos  muy  estables  como  es  el  caso  de   los   gases  nobles  y  otros  bastante   inestables   cuando  están  aislados   como  es   el   caso  de   la  mayoría  de   los  elementos  que   conforman   la   tabla  periódica.  Los  gases  nobles,  debido  a  que  tienen  8  electrones  en  su  última  capa,  a  excepción  del  helio  el  cual  tiene  2,  son  considerados  gases   “inertes”   puesto   que   no   reaccionan   con   otros   elementos   químicos   y   casi   no   forman  enlaces.   Sin   embargo   todos   los   demás   compuestos   pueden   formar   enlaces   químicos   y   en  consecuencia  una  gran  variedad  de  compuestos.  

 Los   elementos   se   enlazan   ya   que   que   en   su   condición   inicial   son   sistemas  

electrónicamente   inestables   y   al   enlazarse   adquieren   una  mayor   estabilidad.   La   estabilidad  máxima   que   puede   adquirir   un   átomo   se   alcanza   cuando   orbitan   8   electrones   en   su   último  nivel  energético  (capa  externa),  la  que  denominamos  capa  de  valencia .  

 La   capacidad   de   enlace   de   los   átomos   está   determinada   por   el   tipo   de   átomos  

interactuando  y  en  particular  por  las  electronegatividades  de  ellos.  De  esta  manera  la  fuerza  de  enlace  es  muy  variable  y  depende  principalmente  de  la  naturaleza  de  los  átomos.  

 Dado   que   en   química   es  muy   común   el   uso   de   signos   y   símbolos   para   relacionar   los  

enlaces  con  su  naturaleza  es  que  Lewis  creó  una  manera  simple  y  didáctica  de  representar  los  enlaces.  

 

I]  Estructura  de  Lewis  

La   estructura   de   Lewis   es   la   representación   de   la   distribución   de   los   electrones   que  están  en  la  capa  de  valencia  y  consiste  en  anotar  el  símbolo  del  elemento  rodeado  de  tantos  puntos   como   electrones   de   valencia   posea.   Es   útil   notar   que   el   número   de   electrones   de  valencia   coincide   con   el   número   del   grupo   de   la   tabla   periódica   en   el   que   el   elemento   se  encuentre.  

Ejemplos        

   

  A   través   de   la   estructura   de   Lewis   podemos   inferir   a   qué   grupo   pertenece   un  determinado   elemento,   por   ejemplo   el   Carbono  pertenece   al   grupo   IVA     y   por   ende   tiene  4  electrones  de  valencia.    

    Es   útil   recordar   que   para   diagramar   un   elemento   según   Lewis   debemos   primero  

escribir   el   símbolo   del   elemento   al   centro   y   rellenar   los   electrones   como   si   de   una  configuración   electrónica   se   tratara.   Es   decir,   seguir   el  mismo   orden   que   se   presenta   en   el  diagrama  anterior.  

    Sin   embargo,   cuando   trabajamos   con  moléculas   la   estructura   de   Lewis   cambiará   un  

poco.  Ya  no  la  hacemos  como  dijimos  anteriormente,  sino  que  la  forma  correcta  de  ir  llenando  los  electrones  será  uno  a  uno,  partiendo  por  uno  arriba,  uno  abajo,  uno  a  la  izquierda  y  otro  a  

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la   derecha,   para   luego   empezar   a   repetir.   Este   fenómeno   ocurre   debido   a   un   fenómeno  conocido  como  Hibridación.  Cuando  se  estudiaban  diferentes  moléculas  se  comprobaba  que  el  número  de  enlaces  que  podía  hacer  dicha  molécula  era  similar  al  número  de  grupo  al  que  pertenecía,   siendo   que   la   estructura   de   Lewis   predecía   un   número   menor   de   enlaces.   La  explicación  es  que  los  subniveles  (s,  p  o  d)  pueden  “combinarse”  y  formar  nuevos  orbitales,  en  los   cuales   se   alojarán   diferentes   electrones   así   permitiendo   un   mayor   número   de   enlaces  disponibles.     De   esta   manera   para   representar   la   molécula   de   CO2   según   Lewis   se   obtiene   lo  siguiente:          

I I]  Tipos  de  Enlace  

  El  enlace  es   la  unión  de  átomos  o  moléculas  mediante  atracciones  electrostáticas.  La  unión   de   átomos   da   origen   a   moléculas   y   la   unión   de   moléculas   da   origen   a   complejos  moleculares.  Dentro  de  los  enlaces  se  pueden  encontrar:  

(1) Enlaces  Interatómicos:    

Este   tipo   de   enlace   es   aquel   que   se   produce   entre   átomos   y   podemos   encontrar   dos  tipos:  Enlace  Iónico,  Covalente  y  Metálico.  El  objetivo  del  enlace  atómico  es  alcanzar  una  configuración   electrónica   de   gas   noble   y   así   ganar   estabilidad,   de   paso   creando  moléculas  complejas.  

 a . Enlace  Iónico:  

El   enlace   iónico   es   la   unión  electrostática   entre   dos   átomos   que  han   perdido   y   ganado   electrones  respectivamente.   Ocurre   cuando   los  átomos   que   interactúan   tienen   una  gran   diferencia   de   electronegatividad  (mayor   a   1.7),   así   el   elemento   con  mayor   electronegatividad   (no   metal)  se   “roba”   el   par   de   electrones   de  enlace   transformándose   ambos   en  iones,   que   posteriormente   se  mantendrán   unidos   debido   a   la  atracción  electromagnética.  

Ejemplo:     Na  =  1s2  2s2  2p6  3s1      (1  electrón  en  la  última  capa)  

    Cl  =  1s2  2s2  2p6  3s2  3p5  (7  electrones  en  la  última  capa)  

Puesto   que   los   átomos   buscan   la   estabilidad   el   sodio   tiende   a   perder   aquel  último   electrón   y   se   transforma   en   catión   (Na+)   quedando   con   configuración  electrónica   de   gas   noble   y   el   cloro,   al   quitarle   el   electrón   al   sodio   queda   con  

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configuración  electrónica  de  gas  noble  y  con  una  carga  neta  negativa,  es  decir,  se  convierte  en  anión  (Cl-­‐).    

En    consecuencia:  

𝑁𝑎!  +  𝐶𝑙!                                  

 𝑁𝑎𝐶𝑙  

Dentro  de  las  propiedades  que  cabe  destacar  de  los  compuestos  formados  por  enlaces   iónicos  son  que   forman  estructuras  cristalinas;   son  solubles  en  agua;  en  disoluciones  o  fundidos  son  muy  buenos  conductores  de  la  electricidad  y  poseen  elevadas   temperaturas   de   fusión   y   ebullición   (sobre   los   400℃).   Usualmente   el  enlace  iónico  se  da  entre  un  no  metal  y  un  metal.  Es  decir,  entre  un  elemento  de  la  derecha  de  la  tabla  periódica  con  uno  de  la  izquierda..  

Ejemplos   de   sustancias   iónicas:   NaCl   (sal   de   mesa),   KNO3   (salitre),   CuSO4  (sulfato  de  cobre)  y  todas  las  sales  en  general.  

b . Enlace  Covalente:  

El   enlace   covalente   es   la   unión   entre   átomos  (generalmente   no  metales)   en   la   que   se   comparten   los  electrones  de  enlace  para  lograr  una  mayor  estabilidad  (formando  un  octeto  entre  los  dos).  

A   diferencia   de   los   enlaces   iónicos   cuando   la  diferencia  de  electronegatividades  es  menor  a  1.7  o  incluso   nula,   estamos   en   presencia   de   enlaces  covalentes,   sin   embargo   dependiendo   de   qué   tan  alta   es   esta   diferencia   los   enlaces   covalentes   se  

dividen  en:  

1. Enlace   Covalente   Polar:   Este   enlace   se   caracteriza   porque   el   par   de  electrones   enlazantes   es   compartido   por   ambos   átomos   pero   no   de   igual  modo.  Es  decir,  uno  de  los  átomos  (el  más  electronegativo)  atrae  más  hacia  sí  los  electrones  de  enlace  formando  un  polo  de  carga,  sin  embargo,  no  logra  desprenderlos   del   todo   como   en   el   enlace   iónico.   Ocurre   cuando   la  diferencia  de  electronegatividad  es  menor  que  1.7  pero  mayor  que  0.1.    Ejemplo:  𝐻!𝑂;  el  agua  presenta  enlaces  covalentes  polares,  puesto  que  la  diferencia  de  electronegatividad  entre  el  oxígeno  y  el  hidrógeno  es  menor  a  1.7.    

2. Enlace   Covalente   Apolar:   Este   enlace   se   caracteriza   porque   los  electrones   enlazantes   están   equidistantes   de   ambos   átomos,   es   decir,   los  comparten   por   igual.   Este   enlace   ocurre   cuando   la   diferencia   de  electronegatividad  es  muy  cercana  a  cero.  Usualmente  se  da  entre  átomos  de  un  mismo  elemento.  

 

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Ejemplo:   𝑁!.   El   nitrógeno   molecular   es   una   molécula   que   posee   dos  átomos   de   nitrógeno.   Al   ser   átomos   iguales,   la   diferencia   de  electronegatividad  es  cero,  por  lo  tanto,  el  enlace  es  apolar.    

3. Enlace   Covalente   Coordinado   (o   dativo):  Este  enlace  ocurre  sólo  en  casos  especiales.  Para  que  ocurra  es  necesario  que  uno  de   los  elementos  a  enlazar   tenga   un   par   de   electrones   libres,   y   el   otro   tenga   una   deficiencia  electrónica,  usualmente   será  un  catión.  En   los  demás   tipos  de  enlaces,   era  necesario  que   cada  una  de   las   especies   aporte   con  un  electrón.  En  el   caso  del   enlace   Dativo,   ocurre   que   la   especie   que   tiene   un   par   de   electrones  libres  aporta  los  dos  electrones  y  con  ellos  se  forma  en  enlace,  atrayendo  al  catión   por   fuerza   electrostática.   Sin   embargo,   muchas   de   las   especies  formadas  por  este  tipo  de  enlaces  no  son  muy  estables,  sobre  todo  porque  al  ocurrir  un  enlace  Dativo,  la  molécula  quedará  con  carga  neta  positiva.    Ejemplo:   𝑁𝐻! + 𝐻!                              

𝑁𝐻! !,   donde   los   dos   puntos   arriba   del  nitrógeno  representan  un  par  de  electrones  libres.    Dentro  de  las  propiedades  que  cabe  destacar  de  los  compuestos  covalentes  es   que   usualmente   se   encuentran   en   estado   líquido   a   temperatura  ambiente,   son   malos   conductores   de   la   electricidad,   y   tienen   bajas  temperaturas  de  fusión  y  ebullición.  Además,  dentro  de  los  enlaces  covalentes  se  pueden  dar  enlaces  simples  (se  comparte  un  par  de  electrones),  enlaces  dobles  (se  comparten  dos  pares  de  electrones)   y   enlaces   triples   (se   comparten   tres   pares   de   electrones).   La  fuerza  de  enlace  va  decreciendo,  es  decir,   la   fuerza  de  atracción  que  existe  entre  dos   átomos  unidos  por  un  enlace   triple   será  mayor  que   la   existente  con  un  enlace  doble  y  a  su  vez  es  mayor  que  en  un  enlace  simple.  

 c. Enlace  Metálico:  El  enlace  metálico  se  

caracteriza   porque   ocurre   sólo   entre  átomos   metálicos   y   del   mismo   tipo.   A  diferencia   de   los   otros   tipos   de   enlace,  que  se  daban  entre  dos  átomos,  el  enlace  metálico   ocurre   en   un   conjunto   de  átomos.   Todos   los   átomos   que  participarán   en   el   enlace,   aportan  electrones   los   cuales   no   se   encontrarán  fijos   a   ningún   átomo   en   particular,   y  formarán   una   nube   electrónica   que  podrá  moverse  libremente  en  todo  el  material.  Dentro  de  las  propiedades  de  las  sustancias  metálicas  son  las  ya  conocidas  por   todas:   a   temperatura   ambiente   se   encuentran   en   estado   sóido   (a  excepción   de   Mercurio);   poseen   altas   temperaturas   de   fusión   y  evaporación;   son   buenos   conductores   tanto   de   la   electricidad   como   del  calor  y  poseen  brillo  metálico.    

   

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(2) Fuerzas  Intermoleculares:  

Como   vimos   anteriormente,   existen   fuerzas   de   atracción   entre   distintos   átomos.  Pero   la   cohesión   de   un   cuerpo   no   queda   explicada   sólo   las   atracciones  intramoleculares,   sino   que   además   hay   fuerzas   que   mantienen   unidas   a   las  moléculas,  lo  que  permite  la  formación  de  numerosas  estructuras.  

a. Puente   de   Hidrógeno:   El  puente   de   hidrógeno   es   una  fuerza   intermolecular   que   existe  entre   moléculas,   cuando   una   de  éstas   posee   un   átomo   de  hidrógeno   junto   a   un   elemento  muy   electronegativo.   De   esa  forma   el   hidrógeno   quedará   con  un   polo   positivo,   siendo   atraído  por   el   átomo   electronegativo   de  otra   molécula.   Si   una   molécula   tiene   enlaces   𝑁 − 𝐻,𝑂 − 𝐻,𝐹 − 𝐻   podrá  formar  puentes  de  hidrógeno.      

b. Fuerzas   de   Van   der   Waals:   Cuando   tenemos   moléculas   que   posean  polos  de  cargas  (llamados  dipolos),  estos  podrán  interactuar  con  los  dipolos  de  otras  moléculas,   formando  así  una  especie  de  orden  donde  cada  átomo  con  carga  se  atrae  con  un  átomo  con  carga  su  opuesta  de  otra  molécula.  

Cabe   notar   que   las   fuerzas   intermoleculares   son   más   débiles   que   los   enlaces  químicos,  por   tanto,  para  romper  una  molécula  de  cierto  compuesto  se  requiere  mayor  energía  que  para  cambiar  el  estado  de  agregación  de  dicho  compuesto.