T.3. ENLACE QUÍMICO

EL ENLACE QUÍMICO

ÍNDICE:
0. ¿Qué es el enlace químico?
1. Enlace iónico.
2. Enlace covalente.
3. Enlace metálico.
4. Tipos de sustancias según enlaces y propiedades.
5. Fuerzas intermoleculares.

0. ¿Qué es el enlace químico?

Se denomina enlace químico entre átomos a las fuerzas (de carácter eléctrico) que mantienen unidos a los átomos para formar sustancias puras compuesto. Existen tres tipos de enlace químico: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. 

ACTIVIDAD: ¿Qué relación guarda la siguiente gráfica con la definición de enlace químico?

La gráfica anterior responde a la pregunta por qué se unen los átomos:

Los átomos se unen entre sí porque así llegan a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir, de máxima estabilidad. Son los electrones más externos (electrones de valencia) y la geometría de las sustancias los responsables de esta unión.

Distinguimos varias etapas en la gráfica:

1: La energía de los átomos aislados se considera 0.
De 1 a 3:  representa el acercamiento entre átomos. Conforme se acercan, se desprende energía, debido a que disminuye la energía potencial del sistema formado por los átomos.
En 3: Distancia internuclear de enlace. La energía es mínima y la estabilidad del sistema es máxima.

4. En adelante, si continuaran el acercamiento, la energía volvería a subir porque aparece un dominio de las fierzas repulsivas respecto a las atractivas (repulsión entre núcleos +  +  )

Por tanto, los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado. A la distancia de unión se le denomina distancia de enlace. 

Muchos elementos al unirse con otros manifiestan la tendencia de adquirir la estructura electrónica externa de los gases nobles (regla del octeto electrónico de Lewis). Para ello:
- Los iones se unen mediante enlace iónico.
- Las sustancias puras elemento (los átomos) se unen mediante enlace covalente o enlace metálico.
- Entre las moléculas existen unas fuerzas o interacciones (intermoleculares) que permiten que se agreguen y son las responsables de la existencia de fases condensadas de la materia (el estado líquido y el estado sólido).

1. ENLACE IÓNICO.

El enlace iónico se produce cuando se combinan (los iones procedentes de)  un metal y un no metal. El proceso consiste en una transferencia de electrones:
- Uno los ceden/pierden, el metal (alcalinos, alcalinotérreos, p.ej.)
- Otro los acepta/ganan, el no metal (los elementos más electronegativos del sistema periódico - más a la derecha-).

Para explicar la formación de este enlace distingamos las siguientes etapas (tomemos de ejemplo la formación del fluoruro de sodio (NaF).

1. Formación de los cationes: El metal alcanza la configuración electrónica de gas noble cediendo electrones (convirtiéndose en un catión).

Na – 1e^- → Na⁺

2. Formación de los aniones: El no metal alcanza el octete electrónico al aceptar los electrones del metal (conviertiéndose en un anión).

F + 1e^- → F^-

Para el paso 1 y 2 realizamos antes la configuración electrónica y representamos para cada elemento, según un MODELO DE CAPAS, la capa de valencia con sus electrones. 

3. Formación del cristal (red) iónico por atracción eléctrica entre los cationes (con carga neta positiva) y los aniones (carga neta negativa). 

El número de cationes con los que tienen contacto un anión en la red cristalina o viceversa (el número de iones con los que tiene contacto un catión) es el número de coordinación del anión o del catión, respectivamente. 

Na⁺ + F^- → NaF (s)

FORMACIÓN DEL CLORURO DE SODIO (NaCl)

En resumen:

ACTIVIDADES: 
1. Escribe la reacción de formación de los siguientes iones a partir de sus átomos neutros correspondientes: catión potasio, catión magnesio, catión galio, catión estaño (IV), anión cloruro, ión óxido, anión fosfuro y anión siliciuro.
2. Explica,  según lo visto y razonadamente, la formación del óxido de calcio,  cloruro de sodio, sulfuro de magnesio y del yoduro de litio. 

La fórmula de un compuesto iónico no indica que se formen moléculas aisladas, sino de la proporción global en la red cristalina (1:1, 1:2). Así, para el NaCl el número de coordinación es 6:6 (proporción 1:1 que indica la fórmula)

Como hemos visto, la red cristalina es una estructura tridimensional constituida por un número enorme de iones de distinto signo. Se trata, pues, de un  enlace fuerte, por los que las sustancias así formadas son sólidas a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión y ebullición elevados. 

ENERGÍA RETICULAR O ENERGÍA DE RED (U_r): Es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado gaseoso. A menor energía reticular, mayor estabilidad de la red. 

El ciclo de Born-Haber explica las energías implicadas en el proceso de formación del cristal iónico:

ΔHsub: entalpía de sublimación del sodio. Como inicialmente tenemos el sodio en estado sólido, y en la ecuación de la energía reticular aparece en estado gaseoso y catiónico, debemos aportar dicha energía de sublimación para pasarlo de sólido a gas.

EI: energía de ionización del sodio. Una vez que se halla en estado vapor, el sodio debe ionizarse, lo cual implica perder un electrón para quedar como catión sodio.

ΔHdis: entalpía de disociación del cloro. Puesto que el cloro se halla en forma gaseosa pero diatómica, deben romperse las moléculas de Cl2 para tener átomos gaseosos independientes. Puesto que tenemos 1/2 mol de Cl2, debemos poner también 1/2 delante de dicha entalpía (sólo necesitaremos la mitad, ya que esta energía vendrá dada en kJ/mol).

AE: afinidad electrónica del cloro. Una vez que el cloro se ha disociado y se halla como átomos individuales, pero neutros, deben captar un electrón para quedar como aniones cloro, desprendiendo una energía que conocemos como afinidad electrónica.

ACTIVIDADES: Pág 286: A y 32.

2. ENLACE COVALENTE.

El enlace covalente tiene lugar entre átomos de similares electronegatividades (no metales).Tiene lugar la compartición de electrones, es decir, los electrones pertenecerán a ambos y son atraídos a la vez por los núcleos de cada átomos. Se pueden formar moléculas y redes covalentes (diamante, sílice), en el menor de los casos.

Estructuras de Lewis: Lewis propuso representar los enlaces usando los símbolos de los elementos y puntos (.) para los electrones de valencia (o aspas (x) para distinguir si hay electrones de otro elemento). 

Distinguimos entre moléculas sencillas (formadas por enlace simple) y moléculas formadas por enlaces múltiples (dobles y triples). El par de electrones compartido se representa mediante una raya entre los átomos. Cada enlace simboliza una pareja de electrones compartida. Las moléculas así formadas cumplen la regla del octeto electrónico.

ACTIVIDAD: EXPLICA LA FORMACIÓN DE LAS SIGUIENTES MOLÉCULAS.

Por otro lado, distinguimos entre enlace covalente apolar y polar:

- En el enlace covalente apolar se unen átomos del mismo elemento químico. Por tanto, los electrones de valencia se comparten equitativamente ya que los elementos que se unen tienen la misma electronegatividad. Ejemplo: H-H, O=O, Cl-Cl, etc.

- En el enlace covalente polar se unen átomos de elementos distintos, con distintas electronegatividades y, por tanto, los electrones se comparten de forma desigual. Los electrones se orientan hacia el átomo más electronegativo formándose polos en las moléculas. Se detectan diferencias de cargas o densidades eléctricas pequeñas y parciales: se detecta una densidad de carga positiva (pequeña y parcial) y una densidad de carga negativa en el elemento más electronegativo. 

Momento dipolar: es una magnitud vectorial que mide la polaridad de un enlace o una molécula. Su módulo se calcula multiplicando la acumulación o densidad de carga δ de un extremo por la distancia, d. Se mide en Debye (D).

μ= δ. d

En algunas moléculas aún existiendo separación de cargas a una distancia el momento dipolar es cero por razones geométricas:

Ejemplos: H→Cl (la flecha indica que los electrones son más atraidos por el núcleo del cloro), H2O, 

La polaridad de la mólecula es la responsable de la estructura de la molécula de agua (ángulo de 104,5º entre hidrógenos) y de sus propiedades físicoquimicas de vital importancia biológica (formación de puentes de hidrógeno, "disolvente universal", tensión superficial, etc).

PROFUNDIZACIÓN: Aquí

CASOS ESPECIALES:

- ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO. Cuando los 2 electrones provienen de uno solo de los átomos en lugar de un guión se utiliza una flecha dirigida hacia el átomo que no aportó ningún electrón (aceptor). 

Ejemplo: formación del ión hidronio (también llamado oxonio)

- EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: Pueden ser HIPERVALENTES (más de ocho electrones y se habla de octeto expandido) o HIPOVALENTES (incompleto o deficitario, menos de ocho electrones, como ocurre con moléculas formadas por el boro).
Ejemplo: moléculas hipervalentes PCl₅ y SF₆

ACTIVIDADES: Explica razonadamente (utilizando estructuras de Lewis) la formación de los siguientes sustancias: yodo molecular, arsano, metano, tricloruro de boro, bromo molecular,  disulfuro de carbono y eteno. Indica los electrones disponibles, los necesarios y los enlazados.

3. ENLACE METÁLICO.

El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre sí (oro, plata, estaño, plomo, cobre, mercurio, etc, ...).

Los átomos de metales necesitan ceder electrones de la capa de valencia para alcanzar la configuración de gas noble. Se explica por el modelo de Drude: Se forma una nube electrónica que recorre toda la estructura fija de restos positivos (núcleo y capas más internnas con electrones)  El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos ("nube electrónica o mar de electrones") que actúan de "pegamento" entre los cationes formados.

Se forman redes metálicas que son estructuras muy compactas. Por tanto, los metales son casi todos sólidos a temperatura ambiente y tienen elevados puntos de fusión y ebullición.

4.TIPOS DE SUSTANCIAS SEGÚN SUS ENLACES Y PROPIEDADES.

A. Átomos aislados: gases nobles.

B. Sustancias moleculares: Una molécula es un conjunto de átomos unidos mediante enlace covalente. Si no existen fuerzas entre las moléculas suelen ser gases a temperatura ambiente (H2, O2, N2,...). Si existen fuerzas entre unas moléculas y otras, pueden aparecer en estado líquido, aunque son interacciones más débiles que el enlace químico, por ejemplo, en el agua debido a su carácter polar se forman enlaces o puentes de hidrógenos entre sus moléculas.

Propiedades: En general, suelen ser sustancias gaseosas, suelen presentar bajos puntos de fusión y ebullición. No conducen la corriente eléctrica y, si son sólidas, son blandas y quebradizas. No se disuelven en agua.

C. Cristales: Tenemos un cristal cuando las partículas que forman la materia tienen una estructura perfectamente ordenada. que se extiende en las tres direcciones del espacio. Son sólidos. Distinguimos:

c1) Cristal iónico: si las partículas que forman el cristal son iones. Ej: NaCl

c2) Cristal covalente: si las partículas que forman el cristal son átomos. Ej: SiO2 (sílice, la materia prima que forma la arena de la playa), el grafito, el diamante, ...

c3) Cristal metálico: si las partículas que forman el cristal son iones positivos inmersos en un "mar" de electrones. Ej: Pt

Propiedades:

c1) Los cristales iónicos no forman moléculas. Son sólidos a temperatura ambiente con altos puntos de fusión y ebullición . Son solubles en agua y solo conducen la corriente eléctrica fundidos o disueltos.  Son duros y frágiles, ya que un pequeño golpe hará que se desplacen los iones y queden enfrentados iones del mismo signo, la repulsión hará que se rompa el cristal.

c2)  Cristales covalentes: En general, son muy duros, tienen elevados puntos de fusión y ebullición. No conducen la corriente eléctrica porque no tienen electrones o iones "libres" que puedan moverse. Un caso curioso es el del grafito y el diamante, ambos están formados por átomos de carbono, su composición química es igual pero su estructura interna es diferente dando lugar a brillos y durezas muy distintas.

c3) Cristales metálicos: Tienen un brillo característico. Son muy buenos conductores de la electricidad y del calor. No son solubles en agua. Son duros, pero se pueden separar en láminas (dúctiles) o hilos (maleables) y se pueden rayar. A diferencia de los cristales iónicos un golpe en la estructura no la rompe, solo se desplaza ya que la nube de electrones sigue manteniéndola unida.

ACTIVIDAD: Realiza en el cuaderno una tabla que resuma las propiedades según los enlaces vistos. (puntos de fusión y ebullición, dureza, solubilidad, conductividad térmica, conductividad eléctrica, etc).

Pág. 284: 24 y 29.



Solución:

ACTIVIDADES de repaso:
1. Indica razonadamente el tipo de enlace existente en las siguientes sustancias e indica si son elementos o compuestos: BeI₂ , CCl₄, Cu, NaCl, CO₂, He, hierro, yoduro de sodio, oxígeno, dióxido de azufre, agua, cloro, fluoruro de magnesio y amoníaco.
2.Según el tipo de enlace señala las propiedades esperadas en las sustancias formadas en la actividad anterior.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

Entre moléculas pueden surgir fuerzas más débiles que los enlaces químicos que explican la existencia de fases condensadas (sólidas y líquidas) en la materia. Sus efectos son puramente físicos y la ruptura de estas interacciones pueden suponer evaporación o fusión de sustancias. De forma genérica se denominan FUERZAS DE VAN DER WAALS. 

Las fuerzas intermoleculares influyen en las propiedades físicas de los compuestos (punto de fusión, punto de ebullición, densidad, etc.)

Tipos de Fuerzas de Van der Waals:

A) Interacciones dipolo permanente - dipolo permanente.
Debido a la diferencia de electronegatividades entre los átomos que las forman, muchas moléculas presentan dos polos: uno negativo (una zona con densidad de carga negativa cercana al átomo más electronegativo que "tira" de los electrones compartidos hacia él) y otro positivo. Por tanto, las moléculas pueden ser consideradas como dipolos eléctricos y, como tales, aparecen atracciones entre el extremo positivo de una molécula polarizada y el extremo negativo de otra. Estas fuerzas aumentan con la polaridad de la molécula y disminuyen con la temperatura.
El ejemplo más típico son los enlaces o puentes de hidrógeno. Tienen lugar en moléculas que tienen un átomo de hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (Flúor, oxígeno, nitrógeno...). 

- Son muy intensas, sin llegar a los valores del enlace químico y son las causantes de los anormalmente altos puntos de fusión y ebullición de sustancias como el agua, el ácido fluorhídrico o el amoniaco.

- Tienen gran importancia biológica por ser responsables de las estructuras de las proteínas y de la doble hélice del ADN.

OJO: La animación anterior es muy buena pero presenta un error conceptual grave. ¡Hagamos pedagogía del error! : Si el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, tiene mayor "apetencia" de electrones; esto es, atrae más hacia él el par de electrones compartidos y se rodea de una densidad de carga NEGATIVA   (no positiva como se indica)

Los puentes de hidrógeno son los responsables de las propiedades características del agua; entre ellas, de la gran cohesión, o atracción mutua, de sus moléculas. La cohesión trae como consecuencia la alta tensión superficial que permite, por ejemplo, que una hoja de afeitar colocada delicadamente sobre la superficie del agua flote o que muchos insectos puedan caminar sobre su superficie.

La enorme cantidad de puentes de hidrógeno que presenta el agua también es responsable de su resistencia a los cambios de temperatura. El agua tiene un alto calor específico -o capacidad calorífica- un alto calor de vaporización y un alto calor de fusión. La acción capilar -o capilaridad – es también un fenómeno relacionado. La capilaridad hace que el agua suba por tubos de vidrio muy finos, que ascienda en un papel secante, o que atraviese lentamente los pequeños espacios entre las partículas del suelo y, de esta manera, esté disponible para las raíces de las plantas

NOTA: Hay quien separa a los enlaces por puente de hidrógeno de las fuerzas de Van der Waals, clasificandolas aparte. 


B) Interacciones dipolo permanente -dipolo inducido.

Moléculas polares pueden inducir dipolos al aproximarse en moléculas eléctricamente neutras que quedan convertidas en dipolos.

C) Interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido: FUERZAS DE DISPERSIÓN O DE LONDON.

Se establecen entre moléculas apolares debido a la formación de dipolos instantáneos como consecuencia del movimiento de los electrones. Son fuerzas efímeras y aleatorias que tienen lugar entre los dipolos formados. 

Son responsables de la cohesión global de muchas sustancias y de la licuefacción de los gases nobles (es decir, son responsables que moléculas apolares que, a priori, serían gaseosas las encontremos en estado líquido, como ocurre en los gases nobles).

Comparando la intensidad de las fuerzas intermoleculares:

(MAYOR) Enlace químico ----- Puentes de hidrógeno  -- Dipolo-dipolo - Fuerzas dispersión (MENOR)

PARA SABER MÁS: Aquí

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