ENLACE QUIMICO

Un enlace químico es el conjunto de interacciones que mantiene unidos a los átomos o a las moléculas entre sí, para dar lugar a estructuras más estables que los átomos o moléculas de partida.

Todos los sistemas químicos evolucionan en el sentido de alcanzar la máxima estabilidad, y todos cuantos cambios físicos o químicos se produzcan espontáneamente, tienen como resultado un aumento de la estabilidad del sistema. La formación de compuestos debe considerares como una manifestación de esa tendencia a que cada átomo adquiera una ordenación estable del número de electrones externo que le caracteriza.

La adopción de una estructura electrónica estable se puedeverificar por captación o cesión de electrones. Para que un átomo capte un electrón debe estar presente otro átomo capaz de cederlo. Los átomos tienden a adquirir configuraciones electrónicas estables :

• Los elementos representativos adquiriendo configuración de gas noble.
• Los elementos de transición consiguiendo orbitales externos semiocupados, puesto que la presencia de electrones “d” en su penúltima capa haría necesaria la entrada en juego de energías que superan a las habituales de los procesos químicos.

Resultados experimentales demuestran que podemos considerar tres tipos de estructuras electrónicas con estabilidad relativamente elevada :
• La de los gases Nobles.
• Nivel “d” de penúltima capa completo y nivel “p” de la última vacío.
• Niveles “d” y “p” a medio llenar (semiocupados).

En un sentido amplio existen dos formas de alcanzar cualquiera de las ordenaciones estables comentadas :
• Cuando dos o más átomos se combinan mediante el proceso en el que un tipo de átomos pierden electrones y átomos de otro tipo los ganan. Así se forman los compuestos IONICOS o electrovalentes.
• Si dos o más clases de átomos comparten electrones. Los compuestos así formados se denominan COVALENTES.
Pero existen otros tipos de enlaces posibles de manera que pueden agruparse en :
• ENLACES INTERATÓMICOS (Se establecen entre átomos) :
1. ENLACE IONICO (metal - no metal)
2. ENLACE COVALENTE (no metal - no metal)
3. ENLACE METÁLICO (átomos del mismo metal)

• ENLACES INTERMOLECULARES (Se establecen entre moléculas) :
1. FUERZAS DE VAN DER WAALS
2. PUENTES DE HIDROGENO

Los electronesy orbitales que intervienen en una unión química son únicamente los de las capas exteriores, por lo que se les denomina usualmente electrones de enlace.

Hay muy pocos casos en los que puede hablarse de enlaces puramente iónicos o puramente covalentes ; la mayoría tienen propiedades intermedias pero próximas a uno u otro modelo.

ENLACE IONICO

Se produce por fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos ; entre elementos muy electropositivos (metales) y muy electronegativos (no metales)

Un enlace iónico exige como proceso previo la ionización de los átomos ; por ello, se formarán preferentemente entre átomos que se ionizen fácilmente : con baja energía de ionizazión y con alta afinidad electrónica.

El compuesto formado debe ser eléctricamente neutro : el ns de electrones que un átomo pierde debe ser igual al ns de electrones que gane el otro. Se llama VALENCIA IONICA o ELECTROVALENCIA al ns de electrones que un elemento gana o pierde para formar un compuesto iónico.

Cada ion ejercerá una atracción en torno suyo extendida en todas direcciones, provocando que se sitúen a su alrededor cierto número de iones de carga opuesta ; por ello, los compuestos que establecen este tipo de enlaces se encuentran en la naturaleza formando CRISTALES IONICOS ; redes cristalinas caracterizadas por poseer en sus nudos los iones positivos o negativos. Cuan do se ionizan los átomos, se crea en torno a ellos un campo eléctrico, rodeándose de iones del signo contrario hasta compensarlo.

Esa estructura hace que para un compuesto ionico no pueda hablarse de moléculas propiamente dichas ;de la misma forma se hace impropio hablar de peso molecular, reemplazándose por “peso fórmula”, haciendo referencia al peso de los átomos de la unidad estructural de un cristal. La fórmula de un compuesto ionico sólo indica la cantidad de iones de cada clase necesarios para que el cristal sea eléctricamente neutro.

Se llama INDICE O NUMERO DE COORDINACION al ns de iones de un determinado signo que rodean a un ion de signo contrario ; este ns y el tipo de red que se obtiene depende de la carga y del tamaño de los iones.
(Ejemplos : NaCl, índice de coordinación 6 :6 ; cada ion de Cl se rodea de 6 iones de Na y viceversa
CsCl, índice de coordinación 8 :8 ; cada ion de Cs se rodea de 8 iones de Cl y viceversa.
CaF2, índice 8 :4 ; El Ca se rodea de 8 iones de F, y cada ion de F se rodea de 4 iones de Ca.)

Se llama ENERGIA DE RED O ENERGIA RETICULAR a la energía que se desprende al formarse un mol de compuesto iónico a partir de sus iones ; esta energía es directamente proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional a sus radios.

En la formación de un compuesto iónico intervienen fundamentalmente los siguientes procesos energéticos.
• Energía de ionización, la necesaria para formarse iones + cuando los átomos están en estado gaseoso(EA).
• Afinidad electrónica, la que se desprende al formarse iones - (AI).
• Energía de red, se desprende al atraerse los dos iones formados (U).

El cálculo de la energía de red se realiza de manera teórica mediante la aplicación del CICLO DE BORN - HABER , basado en que es posible llegar a la formación de un cristal iónico por doscaminos distintos :
a) Por la unión directa de los elementos, desprendiéndose el correspondiente calor de formación( - Qf) del compuesto.
b) Por un camino indirecto que conlleva los siguientes pasos :
Sublimación del metal(S).
Disociación del no metal(D)
Ionización de ambos elementos.
Atracción de los iones para formar el compuesto.
Ejemplo de ciclo para un metal alcalino(M) y un no metal halógeno(X2) :

+1/2 D (disocia.)
+ S (Sublimac.)
- U (e : de red)







PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS :
• Puntos de fusión y de ebullición :Son altos y directamente proporcionales a la energía de red. Sustancias iónicas de gran carga y pequeño radio fundirá, a temperaturas muy altas.

• Dureza :Definida como la dificultad que ofrecen a ser rayados, a mayor energía de red, mayor dureza de los cristales iónicos.

• Densidad :Son compuestos muy compactos, los iones están muy próximos y ocupan poco volumen : tienen densidades elevadas.

• Solubilidad :Son muy solubles en disolventes polares como el agua. Los iones se rodean, inmersos los cristales en un disolvente, de moléculas de éste orientadas por el extremo del dipolo con carga opuesta al ion (Solvatación), aportando una energía que es superior a la de red, por lo que los iones se separan y el cristal se disuelve. A mayor energía de red, por tanto, menor solubilidad.

• Conductividad eléctrica :Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado fundido o disuelto, pero no en estado sólido. Si en una disolución de un compuesto iónico se introducen dos electrodos, la disolución es conductora y sedenomina solución electrolítica, y a los solutos que las producen, electrolítos.

ENLACE COVALENTE

TEORIA DE LEWIS

Según Lewis, los átomos pueden obtener configuración electrónica estable por compartición de electrones. un átomo obtiene configuración estable de gas noble cuando posee en su última capa 8 electrones.

Los electrones no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten al formar una molécula. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente.

ALGUNAS MOLECULAS COVALENTES SEGUN LEWIS :

H2
El hidrógeno alcanza la configuración del He (gas noble).
HF
El flúor comparte un electrón con el Hidrógeno, covalencia 1
HsO
NH3
CH4
CH3 - CH3 (Etano)
CH3 - CH2OH (Etanol)

Hay veces que, para adquirir la configuración de gas noble, los átomos necesitan compartir más de un par de electrones, estableciéndose ENLACES COVALENTES MULTIPLES (DOBLES, TRIPLES).

O2 (O=O)
Cada átomo comparte 2 electrones, es un enlace covalente doble.
N2
Cada línea representan dos electrones (uno de cada átomo).
CH2=CH2 (Eteno)
CHï‚sCH (Etino)
CO2

En todas las moléculas vistas, el átomo adquiere configuración de gas noble, rodeándose de 8 electrones (regla del octeto) ; que se cumple en todos los elementos del 2s periodo excepto para el boro y el berilio :

Boro :2s2 2p1.
  
covalencia 1
  
covalencia 3
el mayor ns de electrones a compartir son 3, se rodeará, como máximo de 6 electrones.

Berilio :2s2 2p0.
 covalencia 0
 
covalencia 2
el mayor ns de electrones a compartir son 2, se rodeará, como máximo de 4 electrones.

En los elementos de periodos posteriores la regla del octeto se cumple con bastante frecuencia, pero puede haber casos en los que los átomos se rodeen de más de 8 electrones, (el fósforo puede llegar a rodearse de 10 electrones, y azufre de 12).

Hay ocasiones en las que los dos electrones compartidos para formar el enlace son cedidos por uno solo de los átomos que intervienen, es un ENLACE DATIVO O COORDINADO ; siendo el átomo que los aporta el DADOR y el que los recibe el ACEPTOR ; veamos algunos ejemplos :

Ion Hidronio (H3O)+ : se forma por la unión de agua con iones H+, que son átomos de hidrógeno que han perdido el único electrón que poseían, por lo que los dos electrones del enlace los proporciona el oxígeno del agua :
H2O + H+ 

Ion amonio (NH4)+ : se forma por la unión de un ion hidrogeno con un ion NH3 :
NH3 + H+ 

Ozono (O3) : se forma por la unión de una molécula de oxígeno (O2) con un átomo de oxígeno (O). Este último se une por enlace dativo :



TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA O TEORIA DEL ORBITAL ATOMICO.

La teoría de Lewis no hace referencia a la naturaleza de las fuerzas puestas en juego ni consigue explicar la estructura de numerosos compuestos.

Linus Pauling entre 1.930 y 1.940, desarrolla esta nueva teoría sobre el enlace covalente diciendo que se forma por solapamiento o superposición de dos orbitales atómicos, de modo que los electrones compartidos pertenecen a la vez a losorbitales de los dos elementos enlazados. Es decir, esta teoría supone que la formación del enlace covalente tiene lugar por emparejamiento de los espines electrónicos de signo contrario y por la máxima superposición de los orbitales atómicos a los que pertenecen los electrones puestos en juego ; dando lugar a una región espacial de densidad electrónica común a ambos átomos.
Para su comprensión es necesario tener en cuenta que únicamente nos interesarán los orbitales más exteriores de la estructura atómica, y que la forma espacial que adquieren (espacio en el que es más probable encontrar los electrones) es la que se expresa en las figuras.
De este modo, el orbital “s” es esférico, representado en un sistema tridimensional centrado en los ejes coordenados.
Los orbitales “p”, se distribuyen alineados en cada una de las direcciones del espacio, con una forma de doble elipse.
La forma de los orbitales “d” es ya más complicada y ni siquiera la representamos.







Cuando el enlace se forma por solapamiento de dos orbitales s, orbital s con orbital p, o dos orbitales p longitudinalmente, denominamos al enlace formado enlace sigma () ; pero si el solapamiento se produce por solapamiento lateral de orbitales p que sean paralelos, el enlace se denomina pi ().

De acuerdo con estas premisas, la fortaleza del enlace estará relacionada con la extensión de los dos orbitales que se emparejen, siendo ésta mayor en los denominados enlaces sigma () que en los pí () ; un enlace  es menos fuerte que un enlace . Los enlaces simples siempre son del tipo , mientras que enenlaces múltiples (dobles o triples), aparecen también enlaces tipo .

Podemos ya interpretar algunas moléculas :
Molécula de hidrógeno (H2) : Formada por un enlace sigma entre los dos orbitales “s” semiocupados de cada uno de los átomos.

Molécula de HCl : se forma por un enlace sigma entre el orbital semiocupado “s” del hidrógeno y el orbital “p” semiocupado del cloro, consiguiéndose una molécula lineal :

Molécula del Cl2 : Se solapan de manera lineal los dos orbitales “p” semiocupados, uno de cada átomo :

Molécula de H2O : El oxígeno tiene dos orbitales “p” perpendiculares entre sí, semiocupados, que se solapan con el orbital “s” semiocupado de cada átomo de hidrógeno :

Molécula de O2 : cada uno de los átomos de oxígeno tiene dos orbitales “p” perpendiculares semiocupados, de modo que el solapamiento se produce entre dos longitudinales (enlace sigma) y entre dos paralelos (enlace pi) ; es decir se forma un doble enlace :

Molécula de etileno (CH2 = CH2) : Cada átomo de carbono posee semiocupados un orbital ”s”, y tres orbitales “p” ; cada átomo establece enlace sigma con dos átomos de hidrógeno, y entre los dos átomos de carbono se establecen un enlace sigma y otro pi, es decir, un doble enlace.

Molécula de etino (CH ï‚s CH) : en este caso se crea un triple enlace entre carbonos, uno sigma y dos pi, quedando un solapamiento de cada carbono con un átomo de hidrógeno.

TEORIA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS HIBRIDOS

La teoría del enlace de valencia no logra explicar la geometría espacial de numerosas moléculas covalentes.

Además mantiene que elnúmero de enlaces covalentes que puede establecer un determinado átomo depende solamente del numero de electrones desapareados de su último orbital atómico, y experimentalmente se demuestra que esto no se cumple.

Por ejemplo, el diagrama orbital del carbono es como sigue :
1s2 2s2 2p2
     
por lo que debería formar 2 enlace, y no 4 como experimentalmente se comprueba

Esta y otras discrepancias pueden ser explicadas adoptando un nuevo modelo de orbital atómico : el ORBITAL HIBRIDO, que se puede obtener por promoción de un electrón inicialmente emparejado a orbitales de mayor energía.

La hibridación se producirá tanto más fácilmente cuanto menor sea la diferencia energética entre el nivel que deja el electrón y el que ocupa.

Se llama VALENCIA COVALENTE O COVALENCIA, al ns de electrones desapareados que posee un átomo, y es deducida de la estructura electrónica del elemento, teniendo en cuenta que un átomo puede desaparear electrones que en su estado fundamental están apareados siempre que no cambien de nivel de energía ; es decir, mediante hibridación.

Ejemplos de determinación de covalencias de algunos elementos :

Oxígeno : 2s2 2p4
     
La única covalencia posible es 2, Siempre compartirá dos electrones.




Azufre : 3s2 3p4 : 3s 3p 3d
     
covalencia 2
    
covalencia 4
     
covalencia 6

Cloro :3s2 3p5.
      
covalencia 1
      
covalencia 3
      
covalencia 5
      
covalencia 7

Nitrógeno : 2s2 2p3.
    
covalencia 3
    
no es estable con esta configuración

Fósforo :3s2 3p3.
    
covalencia 3
    
covalencia 5



Carbono :2s2 2p2
   
covalencia 2
   
covalencia 4 (en todos los compuestos orgánicos)

Flúor :2s2 2p5.
      
covalencia 1

La teoría que hemos visto es un enfoque para la explicación de algunas moléculas con enlaces covalentes, pero para explicar la geometría espacial de numerosas moléculas, se establece el proceso denominado HIBRIDACIÓN DE ORBITALES : A partir de orbitales atómicos puros, se obtienen otros equivalentes geométrica y energéticamente llamados orbitales híbridos.

Así se establecen estructuras como :

• Cuando se unen tres átomos :

hibridación sp lineal : (hibridación entre un orbital s y un orbital p)
se encuentra en moléculas como CO2, N2O, BeCl2

hibridación p2 angular :
Es la molécula de agua, con un ángulo de 104s. Y también SH2, SO2, NO2-

• Con 4 átomos son posibles tres configuraciones geométricas :

Hibridación sp2trigonal plana :
con ángulos iguales centrales de 120s, son moléculas como BCl3, SO3,

Hibridación sp3 piramidal triangular :
Se encuentra en el NH3, con ángulos de 106s. Y en ClO3-, SO3=

• Con 5 átomos tenemos :

Hibridación sp3 tetraédrica :
Los ángulos centrales son de 109s. Se encuentra en CH4, Cl4C, Cl4Si, Cl4Ge

Cuadrandular plana :
Cl4I-….

• Con 6 átomos es posible :

Hibridación sp3d bipiramidal triangular :
Es la estructura del PCl5, PF5

Piramidal cuadrangular :
FrI…
• Y si son 7 los átomos, entoces tendremos :

Hibridación sp3d2 octaédrica
donde todos los ángulos son rectos ; se presenta en SF6,PF6