Los enlaces químicos: son las fuerzas de
atracción que mantienen unidos entre sí a los
átomos o iones para formar moléculas o cristales.
Los tipos de enlaces presentes en una sustancia,
son responsables en gran medida de sus
propiedades físicas y químicas. Los enlaces son
responsables además, de la atracción que ejerce
una sustancia sobre otra.
Tipos de Enlaces:
Existen dos tipos principales de enlaces:
Enlace iónico
también denominado electrovalente:
se establece en átomos con diferencias
marcadas en sus electronegatividades y se
debe a la interacción electrostática entre
los iones que pueden formarse por la
transferencia de uno o más electrones de un
átomo o grupo atómico a otro.
El enlace
covalente: se
establece cuando en los átomos no existen
diferencias marcadas de electronegatividad.
En este caso se comparten uno o más
electrones entre dos átomos.
Aunque se habla de enlace iónico y enlace
covalente como dos extremos, la mayoría de los
enlaces tienen al menos cierto carácter iónico y
covalente. Los compuestos que tienen enlace
predominantemente iónico se conocen como
compuestos iónicos y los que tienen enlaces
predominantemente covalentes se conocen como
compuestos covalentes, y sus propiedades se
rigen por el comportamiento de estos enlaces.
En el siguiente cuadro se resumen algunas de las
propiedades asociadas a los compuestos iónicos y
covalentes:
Comparación entre los compuestos iónicos y
compuestos covalentes:
Compuestos iónicos
Compuestos covalentes
Son sólidos con puntos
de fusión altos (> 400 ºC ).
Muchos son solubles en
disolventes polares como el agua.
La mayoría son
insolubles en disolventes no polares.
Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con carga (iones).
Las soluciones acuosas
conducen bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con carga (iones)
Son gases, líquidos o
sólidos, con puntos de fusión bajos, por lo
general < 300 ºC .
Muchos de ellos son
insolubles en disolventes polares.
La mayoría es soluble
en disolventes no polares.
Los compuestos líquidos
o fundidos no conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas
suelen ser malas conductoras de la
electricidad porque no contienen partículas
con carga.
Electronegatividad y polaridad de los enlaces:
Como ya se mencionó la mayoría de los enlaces
tienen cierto carácter iónico y covalente.
Dependiendo de la electronegatividad de los
átomos que conforman la unión se presentará una
gama de enlaces que va desde los no polares o
covalentes puros hasta los muy polares o iónicos.
La tabla de
electronegatividad de Pauling es un
auxiliar importante para analizar el tipo de
enlace presente en un compuesto. En esta tabla
se indica desde el valor de electronegatividad
más alto representado por el flúor (F) que es 4
y el más bajo que es 0,7 representado por el
Francio (Fr). Así la mayor diferencia de
electronegatividad que se puede presentar es de
4 – 0,7 = 3,3 y la mínima es 0 cuando se unen
dos átomos de igual electronegatividad.
Es así como basados en la electronegatividad de
los átomos que se unen se puede determinar el
tipo de enlace:
El
enlace covalente puro: se presenta en
elementos de igual electronegatividad. En este
caso los electrones están igualmente compartidos
por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran:
H2 , Cl2 , O2 ,
N2 , F2 y otras moléculas
diatómicas. Estas moléculas son de carácter no
polar; no hay formación de dipolos.
Enlace polar: se presenta entre átomos de
diferente electronegatividad, el enlace
resultante es polar. Si la diferencia de
electronegatividad es alta el enlace es de tipo
iónico, como ya se mencionó en los tipos de
enlaces. Como ejemplo se puede mencionar el
enlace entre el carbono y el oxígeno para formar
el monóxido de carbono. El carbono y el oxígeno
presentan diferente electronegatividad la cual
no es marcada ya que ambos son no metales, esto
permite que se forme un
enlace covalente polar.
El cloro y el sodio cuando forman cloruro de
sodio (NaCl) presentan una diferencia de
electronegatividad alta, debido a que uno es un
metal (Na) y el otro un no metal (Cl), el enlace
que se forma es iónico.
Como regla general se plantea que cuando la
diferencia de electronegatividad entre los dos
átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta un
alto carácter iónico. Aplicando esta regla a los
ejemplos citados anteriormente: H2 ,
CO y NaCl y estableciendo la diferencia de
electronegatividad tomando los valores para cada
átomo a partir de la tabla de Pauling, se tiene:
La regla del octeto y la formación de enlaces:
En 1916 W. Kassel y G. Lewis una regla para
explicar la formación de enlaces entre los
diferentes átomos. Esta regla es denominada la
regla de octeto: “cuando se forma un enlace
químico, los átomos adquieren, ceden o comparten
electrones, de tal manera que la capa más
externa o de valencia de cada átomo contenga
ocho (8) electrones”.
Esta regla se fundamenta en el hecho de que
todos los gases nobles, excepto el helio (He),
tienen en su estructura electrónica 8 electrones
en la última capa o nivel de energía, lo que les
confiere estabilidad química (inertes).
La tendencia a obtener estructuras electrónicas
semejantes a los gases nobles (8e- en el último
nivel) explica en parte el enlace químico en la
mayoría de los compuestos.
El átomo de sodio por ejemplo (Z = 11) tiene un
potencial de ionización bajo y puede perder
fácilmente el electrón de valencia del último
nivel. Lo que permite que el átomo de sodio se
convierta en el ión sodio:
La estructura del ión sodio resulta con 8
electrones en su último nivel y además es
exactamente igual al gas noble Neón, Ne: K2L8
(Z = 10)
En el caso del átomo cloro (Z = 17) tiene un
potencial de ionización alto y muestra tendencia
a ganar electrones, transformando el átomo de
cloro en ión cloruro:
La estructura del ion cloruro resulta con 8
electrones en su último nivel y además es
exactamente igual al gas noble Argón, Ar: 1S2
2S2 2p6 3S2 3p6
(Z = 18).
El cloruro de sodio es un compuesto iónico, en
su formación están presente los iones de carga
opuesta y la transferencia de un electrón desde
el átomo de sodio hasta el átomo de cloro
formándose así un enlace iónico.
Estructura de Lewis:
Para representar un enlace químico y las
reacciones entre los átomos, G. Lewis estableció
la utilización de puntos, círculos, el signo x o
el signo +, alrededor del elemento, para
representar sus electrones de valencia. De esta
manera los electrones de la última capa o
electrones de valencia representados alrededor
del símbolo de los elementos se denominan
símbolos electrónicos de Lewis.
El cloruro de sodio se representa mediante la
estructura de Lewis de la siguiente manera:
Existe una relación sencilla entre el número de
electrones de la capa de valencia y la valencia
del elemento. La valencia normal del átomo de un
elemento típico es igual al número de grupo (Tabla
periódica). En la siguiente tabla se muestra la
relación entre grupo, valencia, electrones de la
última capa y estructura de Lewis: (ver
tabla)
GRUPO
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
Valencia
1
2
3
4
5
6
7
Electrones en la capa de valencia
1
2
3
4
5
6
7
Estructura de Lewis
El par de electrones compartido suele
representarse con un guión (-): H-Cl.
Pero en el caso del SO se comparten dos
electrones, este tipo de enlace covalente se
denomina enlace doble: S=O. El que resulta de
compartir tres pares de electrones se denomina
enlace triple.
Enlace covalente normal: se refiere a
aquellos enlaces ya sea simples, dobles o
triples donde cada uno de los átomos enlazados
aportan un electrón para formar el enlace
covalente. Y se representa mediante guiones (-).
Enlace covalente
coordinado o dativo: es un enlace
covalente donde un solo átomo es el que aporta
el par de electrones necesarios para formar el
enlace. Suele representarse con una flecha
.
Enlace metálico:
es el enlace que se forma en los cristales
metálicos. En un modelo de un sólido metálico se
puede visualizar una formación tridimensional en
la cual los iones positivos permanecen fijos en
una red cristalina, mientras que los electrones
de valencia, débilmente sujetos, se mueven con
libertad por todo el cristal. Este movimiento
hace que los cristales sean buenos conductores
de calor y electricidad.
Puentes de Hidrógeno:
son enlaces entre un elemento electronegativo y
el hidrógeno, este es un enlace polar ya que el
par electrónico del enlace está más próximo al
átomo electronegativo. Sólo las moléculas en la
cuales los hidrógenos están unidos al flúor,
oxígeno y nitrógeno de alta electronegatividad,
participan en la formación de puentes de
hidrógeno.
Fuerzas de Van Der
Waals: Son fuerzas débiles de atracción
que se originan durante la perturbación
momentánea de la simetría electrónica de las
moléculas. Es alteración de la simetría se
presenta en moléculas fuertemente polares que
experimentan atracción recíproca relativamente
fuerte y forman los denominados dipolos. Las
moléculas no polares, también manifiestan alguna
atracción entre sí, debido a la permanente
rotación y movimiento de los electrones, lo que
puede ocasionar que la molécula se vuelva
momentáneamente asimétrica, apareciendo dipolos.
Fuerzas de London:
Son atracciones muy débiles que ejercen su
efecto únicamente a distancias muy cortas.
Reciben su nombre en honor al físico Alemán F.
London quien postuló su existencia en 1930. Las
fuerzas de London existen en todo tipo de
molécula en fase condensada, pero son muy
débiles para moléculas pequeñas. Las fuerzas de
London son el único tipo de fuerzas
intermoleculares presentes en sustancias
simétricas no polares como SO3 , CO2
, O2 , N2 , Br2
, H2 , y especies monoatómicas de
gases nobles, por lo tanto, ocasionan la
condensación de estas sustancias.
REFERENCIAS:
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química .
Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química.
Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo
Interamericano.
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