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ENLACES QUÍMICOS

¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?

Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

TIPOS DE ENLACES

1. Iónico (entre iones).

2. Covalente (entre átomos de una misma molécula).

3. Intermoleculares:

a. Fuerzas de Van de Waals

b. Enlaces de hidrógeno.

4. Metálico (entre cationes metálicos unidos por e^–).

1. ENLACE IÓNICO

Se da entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no-metal que los captura, resultando iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando los iones una red cristalina que se repite en la tres direcciones del espacio, no formándose moléculas con un número limitado de iones, por lo que las fórmulas de los compuestos iónicos son empíricas, es decir, sólo dan idea de las proporción de átomos existentes en la red cristalina.

ESTRUCTURA CRISTALINA DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.

Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

Principales tipos de estructura cristalina

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS.

Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor energía reticular), ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Por ello, los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente.

Gran dureza por la misma razón, ya que para rayar un cristal es necesario romper su estructura cristalina.

Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto menor U) puesto que dichos disolventes al presentar cargas son capaces de introducirse en la estructura cristalina y estabilizar los iones por atracción ión-dipolo. Por la misma razón, presentan insolubilidad en disolventes apolares.

Conductividad en estado disuelto o fundido ya en dichos estados los iones presentan movilidad y son atraídos hacia los electrodos de signo contrario. Sin embargo, en estado sólido, al estar los iones fijos dentro de la estructura cristalina no conducen la electricidad.

Fragilidad, al golpear ligeramente el cristal produciendo el desplazamiento de tan sólo un átomo, todas las fuerzas que eran atractivas se convierten en repulasivas al enfrentarse dos capas de iones del mismo signo.

2. ENLACE COVALENTE.

Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.

Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper un enlace.

Por ejemplo, para romper 1 mol de H₂ (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, por lo que E_enlace(H–H) = H_dis(H₂) = + 436 kJ

La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”.

TEORÍA DE LEWIS

Se basa en las siguientes hipótesis:

ü Los átomos para conseguir 8 e^– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto).

ü Cada pareja de e^– compartidos forma un enlace.

ü Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Excepciones a la teoría de Lewis

ü Moléculas tipo NO y NO₂que tienen un número impar de electrones.

ü Moléculas tipo BeCl₂ o BF₃ con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.

ü Moléculas tipo PCl₅ o SF₆ en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e^–). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

Ejemplo:

Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, Cl2O, NH4+ y H2SO4.

El átomo central sólo tiene pares de e^–de enlace sencillo.

Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más alejados posibles para evitar lo que se pueda la repulsión entre dichas nubes electrónicas.

Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se dirigirán en sentidos contrarios formando quedando los tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo de 180º. En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano. Con cuatro enlaces, éstos se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro.

Ejemplos:

BeF₂: El Be tiene 2 pares de e^– Ang. enl. = 180º.

BCl₃: El B tiene 3 pares de e^– Ang. enl. = 120º.

CH₄: El C tiene 4 pares de e^– Ang. enl. = 109,4º.

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal, es decir, el ángulo que forma el átomo central con los dos átomos a los que está unido es de 180º.

Ejemplos:

C₂H₂: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo.

CO₂: El carbono forma dos dobles enlaces.

El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

La repulsión de éstos pares de e^– sin compartir es mayor que entre pares de e^– de enlace.

Ejemplos:

NH₃: El N tiene 3 pares de e^– compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º

H₂O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’4º

El átomo central tiene un enlace doble.

La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

CH₂=CH₂ (eteno): Cada átomo de carbono tiene 2 pares de e^– compartidos con el otro carbono y 2 pares de e^– compartidos con sendos átomos de hidrógeno, de manera que:

Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (E.V.)

Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e^– con spines contrarios de orbitales semiocupados formando un único orbital molecular.

Así, 2 átomos de H (1s¹) tienen cada uno 1 e^–desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e^–.

Se llama “covalencia” al nº de e^– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

Enlace covalente simple.

Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama (sigma).

Puede ser:

a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.

Enlace covalente múltiple.

Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal” (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “” (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento y dos “. Los enlaces “” más conocidos se producen a partir de orbitales atómicos “p”.

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS.

Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”, que se basa en que los orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un enlace. (Ver enlace)

Así, por ejemplo, el carbono “C” forma cuatro enlaces en compuestos como el CH₄ y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e^– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

No todos los orbitales de un mismo átomo pueden hibridarse. Para que la hibridación tenga lugar es necesario que bien se trate de:

ü Orbitales atómicos que vayan a formar a formar enlaces .

ü Orbitales atómicos con parejas de e^–sin compartir.

Por el contrario, no se hibridan:

ü Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace .

ü Los orbitales atómicos vacíos.

Tipos de hibridación

Los principales tipos de hibridación son los siguientes:

Hibridación sp³. Se hibridan un orbital “s” y tres orbitales “p”. Se forman cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro.

4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par e^–sin compartir. Ejemplo: NH₃

2 enlaces sencillos + 2 par e^–sin compartir. Ejemplo: H₂O

Hibridación sp². Se hibridan un orbital “s” y dos orbitales “p”. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero.

3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF₃

1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno

Hibridación sp Se hibridan un orbital “s” y un orbital “p”. Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de 180º.

2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF₂

2 enlaces dobles. Ejemplo: CO₂

1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

Puede verse una simulaciones de hibridación en:

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

Sólidos covalentes:

Todos los átomos de un cristal están unidos por enlaces covalente, pudiendo considerar éste como una molécula gigantesca. Por ello y dada la fortaleza de este enlace los sólidos covalentes tienen:

ü Gran dureza.

ü Puntos de fusión y ebullición muy altos por lo que son sólidos a temperatura ambiente.

ü Son insolubles en todo tipo de disolvente.

ü Son malos conductores pues no tienen electrones libres.

Una excepción a estas propiedades lo constituye el grafito que forma estructura por capas le hace más blando y al aportar cada átomo de carbono un e^– a un macroenlace muy deslocalizado es también conductor.

Sustancias moleculares:

Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos polares sean las moléculas, por lo que tienen:

ü Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a temperatura ambiente.

ü Son blandos.

ü Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las moléculas con fuerzas de Van der Waals.

ü Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las molécula polares poseen parcial conductibilidad.

ü Las sustancias polares son solubles en disolventes polares que las estabilizan por fuerzas de atracción dipolo-dipolo y tienen mayores puntos de fusión y ebullición al existir atracción electrostática entre las mismas.

3 ENLACES INTERMOLECULARES.

Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de las sustancias. Según su fuerza se clasifican en:

ü Enlace o puente de Hidrógeno.

ü Fuerzas de Van der Waals.

Enlace o puente de Hidrógeno.

Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de electronegatividad entre átomos y del pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e^– del otro átomo. Sólo se da entre átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno, nitrógeno y cloro. Es el responsable de los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos de las sustancias que los contienen como, por ejemplo, el agua.

Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener una estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.

Fuerzas de Van der Waals.

Son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:

ü Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.

ü Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares) ya que el par de e^– de enlace en un momento dado puede encontrarse en un lado de la molécula produciendo un dipolo instantáneo que induce la formación de dipolos en las moléculas vecinas. Pero como estos dipolos no perduran los enlaces son muy débiles.

3. ENLACE METÁLICO.

Es el que forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.

Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en su última capa y no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. Forman, pues un enlace metálico, en el que consiguen la estabilidad, compartiendo los electrones de valencia de manera colectiva, formando una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.

Existen dos modelos que lo explican:

Modelo del mar de electrones:

Cada átomo de metal aporta sus e^– de valencia a una especie de fondo común con lo que se produce una deslocalización de los mismos. La estructura del metal podría considerarse como cationes formando los nodos de la estructura cristalina estabilizados por un “mar de electrones” que evita la repulsión entre los mismos.

Modelo de bandas:

Se basa en la teoría de orbitales moleculares por la cual al enlazarse los átomos se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos había. Si se combinan infinidad de orbitales atómicos de igual energía se formarán dos bandas formadas por orbitales moleculares de muy parecida energía, una de menor energía formada por los orbitales moleculares enlazantes (banda de valencia) y la otra de mayor energía por los antienlazantes (banda de conducción). El modelo de bandas viene respaldado por los espectros de emisión. Las líneas en los espectros de emisión de los metales en estado gaseoso se transforman en bandas en el caso de metales en estado sólido.

En los metales ambas bandas están muy juntas, de manera que los electrones saltan con mucha facilidad de la banda de valencia a la de conducción por donde circulan con gran facilidad a través de todo el cristal metálico. Si la diferencia de energía entre ambas bandas, es mayor tendremos los semiconductores, sustancias a las que suministrando esa pequeña cantidad de energía pasan a conducir con facilidad. Si la diferencia de energía es mayor, tendremos las sustancias aislantes.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS METÁLICOS.

ü Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e^– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

ü Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e^–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e^– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

ü Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

ü Tienen, en general, altos puntos de fusión y ebullición dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

ü Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier longitud de onda, que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

Enlace covalente coordinado o dativo

Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.

El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio, N H 4 + , a partir del amoniaco,NH₃, y del ion de hidrógeno, H⁺.

En la reacción anterior, el amoniaco se une con un protón H⁺ para formar el ion amonio, N H 4 + . El amoniaco aporta un par de electrones que son compartidos por el ion H⁺, el cual adquiere de esta forma la configuración estable del gas noble He.