Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos, ya sea formando moléculas o constituyendo cristales iónicos.
Tipos de Enlaces. Hay varios tipos de enlace los más importantes son los siguientes:
1. Enlace iónico o electrovalente (heteropolar) (polar).
2. Enlace covalente (homopolar) no polar.
3. Enlace covalente coordinado o dativo (semipolar).
Enlace Iónico o Electrovalente. Llamado también enlace heteropolar, polar. Se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro, la definición es la siguiente:
“Electrovalencia es la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos”.
Si observamos la ubicación de los elementos en la tabla periódica vemos que los de la izquierda son los metales (Li, Na, Ca, Mg) que manifiestan una fuerte tendencia a ceder electrones y pasar al estado de iones positivos, en cambio, los de la derecha son los no metales (CI, F, S) etc., que tienen tendencia a captar electrones para convertirse en iones negativos. Por lo tanto, al combinarse un metal con un no metal se produce una entrega o transferencia de electrones del 1º al 2º. Un ejemplo típico es el de la combinación del Sodio con Cloro para formar la molécula de Cloruro de Sodio. Ejemplo:
Lo mismo puede expresarse abreviadamente representando solamente los electrones de valencia.
El Sodio tiene solamente un electrón de valencia y el Cloro tiene 7. Cuando el Sodio cede su electrón de valencia al Cloro ambos adquieren una configuración estable semejante a la del gas noble más próximo. El Sodio queda con una configuración electrónica igual a la del inértido anterior, vale decir al Neón y el Cloro adquiere la configuración del inértido siguiente es decir del Argón.
Como resultado de la transferencia de un electrón ambos átomos han quedado en un estado de desequilibrio de sus cargas negativas, ya que el Sodio al perder su electrón de valencia ha quedado con una carga positiva de exceso y se ha convertido en ion positivo (Na+) mientras que el Cloro al captar dicho electrón ha quedado con una carga negativa de exceso, ha quedado de ion negativo (Cl–), llamado ion cloruro.
Como la transferencia del electrón ha sido total la molécula del cloruro de Sodio presentará dos polos uno positivo correspondiente al ion sodio y el otro negativo, correspondiente al ion cloruro. Tales moléculas reciben el nombre de moléculas polares y se llama enlace heteropolar porque estos iones son siempre de cargas contrarias (positivo y negativo). Los compuestos resultantes de esta clase de combinaciones se llaman compuestos iónicos. Ejemplos:
Propiedades generales de los compuestos iónicos. En general los compuestos electrovalentes o polares, poseen puntos de fusión y de ebullición elevados, forman redes cristalinas iónicas cuando están en estado sólido y se separan en iones cuando se disuelven en un solvente polar como el agua.
En disolución o fundidos son buenos conductores de la electricidad, son generalmente incoloros o con colores claros, debido a la escasa movilidad que prestan los electrones como consecuencia de estar fuertemente atraídos por los núcleos.
Covalencia o enlace homopolar. Se define de la siguiente manera:
“El fenómeno químico mediante el cual dos átomos se unen compartiendo una o varias parejas de electrones, por lo tanto, no ganan ni pierden electrones, sino que los comparten”.
En las moléculas formadas por átomos de un mismo elemento (H2, Cl2, O2, N2) y en aquellos constituidos por elementos cuyo número de electrones de valencia es más o menos la mitad del necesario para dar a la molécula una estructura inerte semejante a la de un gas noble, no se produce transferencia de electrones, sino que los átomos aportan un electrón cada uno para formar un par de electrones compartidos y de ese modo saturan recíprocamente su órbita externa. Es obvio que los electrones del par compartido deben ser de Spin diferente.
Este enlace se representa por una rayita entre los átomos unidos. Ejemplos:
Representación
En aquellas valencias que presentan enlaces múltiples como el anhídrido carbónico y el acetileno, es preciso que los átomos compartan dos o más pares de electrones para completar sus octetos.
De un modo general podemos decir que este tipo de enlace se produce entre los átomos de los elementos electronegativos, ya sea cuando se unen consigo mismos (Cl2, H2, N2, P4 etc.) o unos con otros (HCI, PCI3, SO2 etc.). También se producen en la unión de uno de los elementos con otro de carácter metálico, cuando el número de electrones cedidos por el metal es grande y su volumen es muy pequeño. Ejemplos:
Propiedades generales de los compuestos homopolares. El enlace covalente es más fuerte que el iónico. Las sustancias homopolares son gases en su mayoría y tienen puntos de fusión y de ebullición más bajos que los electrovalentes, no se ionizan en solución acuosa y son malos conductores del calor y la electricidad.
Covalencia coordinada o enlace dativo. Se define de la siguiente manera:
“Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados”.
Es otro mecanismo de formación de enlaces entre los átomos en el que también hay pares de electrones compartidos, como en el enlace covalente, pero que se diferencia de él, los compartidos son aportados por uno solo de los átomos participantes en el enlace. Como ejemplo podemos citar la molécula de dióxido de azufre SO2, la reacción entre el amoníaco y el ion hidrógeno (H+) con el agua, para formar el ion hidronio. Ejemplos:
Se comprueba que todos los átomos tienen 8 electrones en su capa externa.
Se conoce también a este tipo de enlace como enlace coordenado o semipolar. Cuando se desea hacer resaltar esta unión se representa con una flechita dirigida desde el dador hasta el aceptador. Ejemplo:
Representación. El amoníaco presenta un par de electrones disponibles que puede compartir con el ion hidrógeno, deseoso de recuperar su electrón perdido. Por lo tanto, el ion amonio presenta tres enlaces covalentes que ya existían en el amoníaco y uno covalente coordinado. Como puede verse, en algunos compuestos puede encontrarse más de un tipo de enlace.
Enlace de Hidrógeno. Se presenta este tipo de enlace cuando el hidrógeno se halla unido a los elementos más electronegativos: F, O, N, formando compuestos hidrogenados. Ejemplos: HF, H2O y NH3. Existen enlaces covalentes en los que el hidrógeno queda cargado positivamente, tanto más cuanto más electronegativo sea el otro elemento. Ejemplo: HF.
Dado el pequeñísimo volumen del hidrógeno, cuando se retira total o parcialmente su carga, su densidad de carga, y en consecuencia el campo positivo creado en su proximidad, es extraordinariamente grande y éste hace que atraiga fuertemente al polo negativo de otra molécula, estableciéndose una unión a través de este átomo (cuasi–ion) de hidrógeno, llamado enlace o puente de hidrógeno, en el cual el átomo de hidrógeno parece estar unido a dos átomos distintos.
En todos estos casos el enlace de hidrógeno da como resultado asociaciones moleculares. Ejemplo: fluoruro de hidrógeno ((HF)2 (HF)3 (HF)6 el H2O en estado sólido (hielo). Ejemplos:
En la ordenación de las moléculas del agua, cada oxígeno se rodea de cuatro hidrógenos y cada hidrógeno de 2 oxígenos. El número de cada coordinación es 4:2.
Enlace Metálico. Los metales presentan una unión particular entre sus átomos, distinta de los enlaces anteriores. Los metales están caracterizados por la tendencia a ceder electrones debido a esto en un metal no encontramos átomos sino iones positivos. Los encargados de mantener tales iones positivos en posiciones fijas y próximas son los electrones de valencia. Estos en forma de nube electrónica, llamada gas de electrones neutralizan el exceso de cargas positivas de los iones, lo mantienen en posiciones definidas y ordenadas, y al mismo tiempo pueden desplazarse a través de todo el sólido metálico. La nube electrónica permite explicar la conductibilidad electrónica y calorífica de los metales.
En los enlaces metálicos no existen moléculas: es una red cristalina de átomos iguales o diferentes alternados en la proporción de la mezcla que constituye la aleación, sin fórmula definida.
Fuerzas Intermoleculares. Hay dos clases de fuerzas intermoleculares: interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de Van-der Waals.
Interacción Dipolo-dipolo. Es la atracción de un extremo positivo de una molécula polar por el extremo negativo de otra molécula polar. El cloruro de hidrógeno, por ejemplo, el extremo positivo del H2 de una molécula es atraído por el extremo negativo del Cloro. Ejemplo:
Como resultado de la interacción dipolo-dipolo, las moléculas polares son generalmente unidas las unas a las otras más fuertemente, que aquellas moléculas que son no polares de un peso molecular similar.
Esta diferencia es la fuerza intermolecular; está reflejada en las propiedades físicas de otros compuestos.
Fuerzas de Van-der Waals. Se llama así a las fuerzas entre las moléculas o compuestos no polares (H2, Cl2, F2, N2) y los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ya que estas moléculas a temperaturas suficientemente bajas pueden pasar al estado líquido y al sólido, a tales atenciones se les ha llamado fuerzas de Van-der Waals, estas fuerzas son de corto alcance, ellas actúan solo entre moléculas diferentes que se encuentran muy cerca de ellas, es decir entre superficies moleculares.
Esta explicación dada para la aparición de estas fuerzas es la siguiente: aunque la configuración electrónica del átomo o la molécula haga aparecer que no tiene dipolo, debido al movimiento de electrones en su interior, se producen momentáneamente dipolos, que fluctúan tanto en la intensidad como en la dirección. Las zonas positiva y negativa de las partículas, se atraen y puede originarse así una asociación entre los átomos o moléculas apolares.
Estas fuerzas de atracción de Van-der Waals son muy débiles y son fáciles de romper mediante el calor.
Vocabulario
Átomo gramo. Peso atómico expresado en gramos. Ejemplo: del oxígeno O=16 at/gs.
El peso atómico de cualquier elemento es igual al número de Avogadro que es 6,02 . 102 3 átomos. Ejemplo: En 23 at/gs. de Na hay 6,02 . 102 3 átomos.
Carga formal. Es la diferencia entre el número de electrones que tiene un átomo en estado atómico y que puede considerarse que posee, si los dos enlaces se distribuyen por igual entre los átomos que unen.
Definición moderna del átomo. Es la partícula más pequeña de un elemento que puede tomar parte de un fenómeno químico.
Densidad probable. La densidad probable en una región del espacio, es la probabilidad que un electrón tiene de encontrarse en esta región.
Distancia de enlace. Es la valencia que separa dos núcleos en la posición de energía mínima, o sea, es la separación intermolecular en el equilibrio.
Electrones de valencia no enlazantes. Son los que no intervienen en el enlace. Ejemplo: el par de electrones solitarios del N en el amoníaco.
Enlace covalente. Es el que une dos átomos de energías orbitales parecidas. Los electrones de un enlace covalente son compartidos de forma relativamente igual por dos átomos.
Enlace iónico. Un enlace iónico puro consiste en la transferencia total de electrones de un átomo a otro, sin compartición.
Energía de enlace. Es la energía necesaria para disociar una molécula diatómica como el Na Cl en sus átomos constituyentes.
Estructura de pares iónicos. Las moléculas iónicas pueden considerarse formadas por pares de iones que se atraen entre sí, ejemplo: el Na Cl se puede describir como formado por un ion cloruro y otro ion sodio que se atraen.
Estructura de Lewis. Es la que representa los enlaces por una línea o un par de puntos.
Función de Onda. Es una solución a la ecuación Schródinger que describe matemáticamente el movimiento de un electrón en un orbital.
Molécula. Combinación de átomos invisibles a simple vista, con propiedades de dicha sustancia.
Molécula gramo. (Mol) es el peso molecular expresado en gramos Ejemplo: Pm. del O2=32 gramos.
El número de moléculas de una mol es igual al número de avogadro 6,02 . 102 3 moléculas.
Molécula polar. Es la que se alinea con un campo magnético externo debido a la desigual compartición de los elementos de enlace o sea por causa de las distintas electronegatividades de los átomos.
Momento eléctrico dipolar. Es la medida de la tendencia de una molécula polar a alinearse en un campo eléctrico. Se relaciona con la separación de carga en el estado electrónico más estable de la molécula.
Naturaleza ondulatoria de la materia. Toda partícula en movimiento tiene asociada una onda de longitud igual a la altura.
Nivel Energético. O capa asociada con un electrón, está determinado por un número cuántico principal.
Nodo. Es un punto donde la probabilidad de hallar un electrón es cero (0).
Nube electrónica. Es la forma de describir visualmente un orbital mediante puntos y la probabilidad de hallar un electrón en cada punto del espacio.
Número de avogadro. Es el volumen que ocupa la molécula gramo 6,02 . 102 3 moléculas de un gas en condiciones normales de presión y temperatura.
Números cuánticos. Son los 4 números cuánticos que aparecen como solución a la ecuación de Schrodinger que especifican los orbitales primitivos de un átomo.
Orbital. Es la región del espacio en la que hay cierta probabilidad de que exista un electrón.
Pares de electrones solitarios. Son los pares de electrones que no intervienen en el enlace.
Peso atómico. Es igual a la masa de un átomo del elemento, suma de protones y neutrones en la (u m a). Ejemplo: Pa. del Br, 79,909.
Peso molecular. Indica el número de átomos de cada elemento que hay en la molécula.
Plano Nodal. Es un plano donde la probabilidad de encontrar un electrón es cero (0).
Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones no pueden tener idénticos sus 4 números cuánticos; dicho de otra manera, dos electrones no pueden ocupar el mismo orbital a menos que tengan distinto Spin (+1/2–1/2).
Principio de incertidumbre o indeterminación. Se enuncia como “es imposible conocer simultáneamente la posición y velocidad de un objeto con exactitud total”.
Superficie límite. Los orbitales pueden representarse mediante una superficie límite o superficie orbitaria de densidad.
Volumen atómico. Es el ocupado por el átomo gramo, para lo cual basta saber cuántos átomos forman la molécula. Ejemplo: de una molécula diatómica:
Molécula tetraatómica de P4 As4
Volumen molecular. Es el volumen que ocupa una molécula gramo (6,02 . 102 3 moléculas) de un gas en condiciones normales de presión y temperatura vale decir a 0°C y 760 mn Hg es igual a 22,4 litros.
Cuestionario
1. ¿Cómo se distingue un enlace heteropolar de un homopolar?
2. ¿Por qué los gases nobles no forman ningún enlace?
3. Escriba la escritura electrónica del Na NO3, H2CO3, HCI y H2SO4
4. Indique la clase de enlace químico que tienen las siguientes sustancias: Cl2, Mg, Br, N2 C Cl4 etc.
5. Escriba las fórmulas de resonancia de NO, CO2
6. ¿Qué es un dipolo?
7. ¿Qué es un ion?
8. Defina qué es un orbital atómico.
9. Defina qué es resonancia.
10. Defina qué es hibridación.
Evaluación
1. Qué representa cada uno de los números cuánticos n, I, m, s,?
2. ¿Por qué a través de esos números cuánticos obtenemos una representación de la estructura del átomo?
3. ¿Cuáles son los valores permitidos a cada uno?
4. Qué representan los orbitales?
5. ¿Qué diferencia existe entre una órbita y un orbital?
6. Represente la forma de orientación de los orbitales s, p, d.