Enlace químicoUn enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones entre átomos y moléculas,que tiene una estabilidad en los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos.

Los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas

En general, el enlace químico fuerte está asociado en la transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos —que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea— está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.

Historia del concepto de enlace químico

Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.

En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". ", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes

En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, En las propias palabras de Lewis:

Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno simplemente o exclusivamente.

En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, 1 Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y

En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes

Coolidge Oyvind Burrau

Generalidades de los enlaces quimicos

Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.

Electrones de Valencia

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia (sobre los niveles de energía

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Aquí debemos recordar que el número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia o grupo (que corresponden a las 18 divisiones verticales) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana.

Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos IA (o grupo 1) y IB (o grupo 11); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos IIA y IIB (o grupos 2 y 12), y cuatro para los elementos de los grupos IVB y IVA (o grupos 4 y 14).

Todos los átomos de los gases nobles (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia, excepto el helio, que tiene dos. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esta configuración electrónica de los gases nobles les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.

2. Regla del octeto.EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable. Los átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal que queden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, esta configuración les proporciona gran estabilidad.

Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.

Estructura o Notación de Lewis

La notación o estructura de Lewis es una representación gráfica que muestra la cantidad de electrones de valencia que hay en el último orbital.

La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, la cantidad de electrones de valencia se representan con puntos alrededor del elemento químico (símbolo), como vemos a la derecha en el ejemplo del Br.

 

Valencia electroquímica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etcétera, se dice que el ion (o ión) es monovalente, bivalente, trivalente, etcétera.

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza (capas o niveles de energía que ocupan los electrones). El número de cargas positivas (cantidad de protones) del núcleo es igual al número de electrones que giran en la corteza; de ahí su electronegatividad (que en estado neutro es cero, y significa igual cantidad de protones a igual cantidad de electrones). Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Entonces, los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número mayor o menor de electrones que de protones.

Elementos electropositivos y electronegativos

A modo de resumen:

Ion: átomo o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica (han cedido o han captado electrones).

Catión: ion con carga positiva (ha cedido electrones). Ejemplo: Ca+2 ion calcio, NH4+ ion amonio

Anión: ion con carga negativa (ha captado electrones). Ejemplo: Br– ion bromuro, ClO2– ion clorito

 

EJEMPLOS: El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón ubicado en el subnivel 3s

Na0 → Na+ + 1e–

1s2 2s2 2p6 3s1 → 1s2 2s2 2p6 + 1e–átomo de sodio   ion de sodio    

La estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gas noble neón. Este ion es una especie muy estable.

Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar la configuración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo: 

Cl0 →1e–

+ Cl–

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 →   + 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

átomo de cloro       ion cloruro

 

Tipos de enlaces

Como dijimos al principio, el hecho de que los átomos se combinen  o enlacen para formar nuevas sustancias se explica por la tendencia a conformar estructuras más estables. De ahí que dichos enlaces químicos sean considerados como un incremento de estabilidad.

Para lograr ese estado ideal estable, los átomos pueden utilizar algún método que les acomode, eligiendo entre: ceder o captar electrones, compartir electrones con otro átomo o ponerlos en común junto con otros muchos.

De estas tres posibilidades nacen los tres tipos de enlace químico: iónico, covalente y metálico.

Tomando como base la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman un enlace se puede predecir el tipo de enlace que se formará:

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2. = se formará un enlace iónico

Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0,5 y menor a 2,0.

= el enlace formado será covalente polar

Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0,5

= el enlace será covalente puro (o no polar).

 

.

X

3. Enlace iónico

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos.

Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

Enlace iónico: Molécula de NaCl

 En general, cuando el compuesto está constituido por un metal y un no-metal y además la diferencia en electronegatividades es grande, el compuesto es iónico. Es el caso del bromuro de potasio

Propiedades de un enlace iónico

Son sólidos de elevado punto de fusión y ebullición. esta formado por metal + no metal La mayoría son solubles en disolventes polares como el agua.

La mayoría son insolubles en disolventes apolares como el benceno o el hexano.

Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas por estar formados por partículas cargadas (iones), pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

Al intentar deformarlos se rompe el cristal, son frágiles

Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características:

Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la electricidad. No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones

(iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales

aceptan electrones formando aniones.

Disposicion de los iones en un cristal de cloruro de sodio

Modelo de esperas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diametro de ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio

El cloruro de sodio es un solido cristalino de forma cubica que tiene un punto de fisiòn de 808 grados C

FORMACION DE ENLACES IONICOS

Ejm: NaF

Na: metal del grupo IA ENLACE

IONICOF: no metal del grupo VIIA

 

Para explicar la formacioacute;n del enlace escribimos la configuracion electronica de cada atomo:

11Na:1s , 2s

, 2p, 3s

Electrones de valencia

= 1

9F:1s , 2s

, 2pElectrones de valencia

= 5 +2 = 7

 

Si el sodio pierde el electrpn de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendria 8 electrones de valencia, formandose un cation (ion positivo)

N1 

El fluor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electron que cede el sodio se forma un anion (ion negativo)

F1- 

La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:

[Na]

1+ 

..[:F:] ..

1-

 

Otro ejemplo: MgBr2Mg: metal del grupo II ABr: no metal del grupo VIIA

METAL + NO METAL

IONICO

No es necesario hacer la configuracion sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el numero de grupo en romano, para los representativos, indica el numero de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.

:Mg

.. :Br:.

El atomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto.

 

[Mg]

2

  

.

.

[:Br:]

.

.

  .

Los atomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual tambien queda con 8 electrones en un nivel mas bajo

4.- Enlace covalente

Propiedades de los enlaces covalentes

Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión. La mayoría son insolubles en disolventes polares. La mayoría son solubles en disolventes apolares. Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.

Características:

Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.

Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.

Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de

carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

FORMACION DE ENLACES COVALENTES

Ejemplificaremos,

con elementos que existen como moléculas diatómicas.Cl2, cloro molecular, formado por dos atomos de cloro. Como es un no metal, sus atomos se unen por enlaces covalentes.

.. :Cl:

.

El cloro es un elemento del grupo VII A.

El atomos de cloro solo necesita un electron para completar su octeto. Al unirse con otro atomo de cloro ambos comparten su electron desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una linea entre los dos atomos.

..

: Cl ..

-

..

: Cl ..

La linea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos atomos.

o O2 La molecula de oxigeno tambien es diatomica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es:

..: O ..

o Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.

o Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos atomos.

.. : O..

-.. : O

o Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada atomo alrededor. Observamos que el oxigeno de la izquierda esta completo, mientras

que el derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos atomos formandose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones.

o.

o=

o.

o La molecula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.

N2 El nitrogeno, otra molecula diatomica, estaubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrogeno aporta 5 electrones x 2 atomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.

Ambos atomos estan rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro atomo formandose un triple enlace.

La molecula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.

En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o mas, siempre debe seleccionarse un atomo como central para hacer el esqueleto basico del compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas:

El atomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un atomo de ese elemento en la molecula).

El oxigeno y el hidrogeno no pueden ser atomos centrales.

El carbono tiene preferencia como atomo central sobre el resto de los elementos.

En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molecula, el hidrogeno nunca se enlaza al atomo central, sino que se enlaza al oxigeno, por ser este el segundo elemento mas electronegativo.

El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuracion del gas noble helio con 2 electrones en su ultimo nivel.

Los atomos deben acomodarse de tal forma que la molecula resulte lo mas simetrica posible

Ejms:

CO2 (dioxido de carbono)

TRES NO METALES

COVALENTE

Total de electrones de valencia:

C 1 x 4 electrones=

4 electrones

O 2 x 6 electrones=

12 electrones +

 16 electrones

o El carbono es el atomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.

o En esta estructura, ambos oxigenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formandose dos dobles enlaces.

o La estructura esta formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.

[NO3]1- (ion

nitrito) 

Electrones de valencia totales:

N 1 x 5 e- = 5  O 3 x 6 e- = 18 +  

  23 e-+ 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones

El nitrogeno es el atomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxigenos.

Al nitrogeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace.

El doble enlace podria colocarse en tres posiciones distintas, pero la mas correcta es la central por ser mas simetrica.

Tipos de enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se clasifican en:

COVALENTES POLARES COVALENTES NO POLARES COVALENTES COORDINADO

Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno.

A continuacion se muestra los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla periodica.

La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace.

Cuando se enlazan dos atomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraidos por igual por ambos atomos.

El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en terminos, generales es el siguiente:

Diferencia de electronegatividad

Tipos de enlace

Menor o igual a 0.4

Covalente no polar

De 0.5 a 1.7Covalente

polar

Mayor de 1.7 Iónico

Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo ionico puro.

Enlace ionico

Enlace covalente polar

Enlace covalente no polar

Se transfieren

Los electrones se electrones comparten de manera desigual.

Los electrones secomparten por igual.

 CARÁCTER IÓNICO CRECIENTE

Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molecula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta ().

Ejemplo: La molecula de HCl.

Atomos H Cl

Electronegatividad 2.2 3.0

Diferencia de electronegatividad

3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.

El atomo mas electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. el hidrogeno la carga parcial positiva.

Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico.

EnlaceElectronegatividade

s

Diferencia de electronegativida

d

Tipo de

enlace

N -O 3.0 3.5 3.5 - 3.0 = 0.5 Polar

Na -Cl 0.9 3.0 3.0 - 0.9 = 2.1 Ionico

H - P 2.1 2.1 2.1 - 2.1 = 0 No

polar

As -O 2.0 3.5 3.5 - 2.0 = 1.5 Polar

Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.

 

Enlace covalente coordinado.-

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.

Ejemplo:

 

Para el ion amonio

[NH4]

+

 

tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.

Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente tipico, ya que las caracteristicas del enlace no se modifican.

 

Enlace covalente apolar (o no polar)

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.

Enlace covalente apolar: Molécula de N2

(Usando la Notación de Lewis)

En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

Enlace covalente polar

Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual). Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales .Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

ejemplo: ¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.

El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.

Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.

Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares

Al contrario de los enlaces iónicos, en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones.

El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no metales que participan en el enlace

querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

-Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y única capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.

Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno (H)

 En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.

Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan (formando moléculas diatómicas homonucleares), tendremos un enlace no polar.

-Otro ejemplo de enlace covalente apolar (no polar), pero con átomos diferentes, es el metano (CH4).

La electronegatividad del carbono es 2,5 y la del hidrógeno es 2,1; la diferencia entre ellos es de 0,4 (menor de 0,5), por lo que el enlace se considera no polar. Además, el metano es una molécula muy simétrica, por lo que las pequeñas diferencias de electronegatividad en sus cuatro enlaces se anulan entre sí.

En cambio, se forma un enlace polar cuando los electrones son desigualmente compartidos (permanecen más tiempo cerca de un átomo que del otro) entre dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión).

Esto quiere decir que, en un enlace covalente polar los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace covalente polar es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

Enlace metálico

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

El enlace metálico se produce cuando se unen átomos de un mismo metal, produciéndose estructuras muy compactas formando redes tridimensionales.

Las sustancias metálicas tienen propiedades muy características, como el brillo y la conductividad eléctrica, de aquí se deduce que los electrones implicados en este tipo de enlace deben tener gran libertad de movimiento.

Propiedades del enlace metálico:

1.- Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

2.- Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. (Esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia)

3.- Presentan brillo metálico.

4.- Son dúctiles y maleables. (La enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir una rotura)

5.- Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

6.-Para explicar las propiedades características de los metales se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:7.- Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3.

  Modelo de bandas  

   

  

 Este modelo propone que al estar los átomos del metal muy cerca unos de otros, sus orbitales

atómicos de valencia se superponen, dando lugar a una banda de niveles energéticos.  

  Por ejemplo, en el litio hay un electrón en el orbital s, al unirse N átomos de litio, habrá N orbitales atómicos que formarán una banda que estará semillena, con la mitad de electrones que caben en total. Los electrones se situarán en la parte más baja de la banda (de menor energía), pero se pueden mover con facilidad por toda la banda, lo que explica la conductividad eléctrica de los metales. En el caso de metales con 2 electrones, la banda de valencia estará llena, pero al tener orbitales p vacíos, estos formarán otra banda, que se denomina de conducción, pudiéndose mover los electrones entre estas dos bandas con facilidd. La diferencia de energía que exista entre la banda de valencia y la banda de conducción, caracteriza un material conductor, de un semiconductor o de un aislante.

modelo de la nube o del mar de electrones Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como: modelo de la nube o del mar de electrones

Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Podemos decir también sobre el ENLACE METALICO:

Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la

 

red metálica. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Las redes cristalinas

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

Los átomos de metal pierden los electrones que le sobran, formándose cationes. Se dice que estos electrones se encuentran deslocalizados (no están en un lugar fijo), Formándose redes cristalinas. La red cristalina de los metales está formada por átomos (red atómica) que ocupan los nudos de la red de forma muy compacta con otros varios Hay tres tipos de redes cristalinas: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado. Los cationes permanecen unidos debido a los electrones que rodean al metal

.

   

 

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. La red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto. Los de valencia de los átomos metálicos se liberan y se disponen entre los huecos de los iones positivos a modo de gas electrónico. Se llama Modelo del gas electrónico. Los electrones así distribuidos neutralizan la repulsión entre las cargas positivas. Los átomos se disponen formando redes características.

. Resonancia

Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces

simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

DefinicionesEnlace químico: fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.Enlace iónico: concepto de enlace químico. Enlace iónico. Estructuras cristalinas de los compuestos iónicos. Límites de estabilidad. Energía de red. Ciclo de born-haber. Propiedades generales de los compuestos iónicos.Enlace covalente: introducción. Teoría de Lewis. Teoría del enlace de valencia. Carácter dirigido del enlace covalente. Orbitales híbridos. Resonancia. Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. Teoría de orbitales moleculares. Moléculas diatómicas homo y heteronucleares. Transición entre el enlace iónico y covalente: electronegatividad y polarización.Enlace metálico: propiedades generales de los metales. Estructuras de los metales. Teoría de enlace. Conductores aislantes y semiconductores.Enlaces intermoleculares: evidencias. Enlaces por fuerzas de van del waals: orientación, inducción y dispersión. Enlaces de hidrógeno. Propiedades de los compuestos covalentes.

Tipos de enlaceEn la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.2. Enlace covalente, si comparten los electrones.3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por

uno de ellos.4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.