Los enlaces son los que permiten que los átomos o moléculas se mantengan unidos, dicha unión se da por medio de fuerzas de atracción, una vez unidos formaran un nuevo producto con características diferentes a las que le dieron origen, es decir, las características físicas y químicas serán diferentes; por ejemplo, si se unen el sodio con el hidróxido, dará como resultado el hidróxido de sodio, cuyas propiedades son diferentes al sodio y al hidróxido. Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de los enlaces químicos que mantienen unidos sus átomos.
En la antigüedad los químicos creían que los enlaces químicos eran esferas que no tenían movimiento, pero la idea se vino abajo al descubrir la estructura atómica ya que los enlaces se dan por el movimiento de los electrones de cada uno de los átomos. Con el paso del tiempo se han dado diferentes definiciones para los enlaces químicos:
· Según Linus Pauling:
“las partículas se atraen unas a otras por alguna clase de fuerza, que es sumamente intensa cuando se hallan en contacto inmediato, que efectúa las operaciones químicas a distancias pequeñas y no llega muy lejos de las partículas con cualquier efecto sensible.”
· Según Isaac Newton:
“está claro que la descripción intima de un enlace químico debe ser esencialmente electrónica. El comportamiento y la distribución de los electrones en torno del núcleo es lo que da el carácter fundamental de un átomo; lo mismo debe ser para las moléculas. Por ello, en cierto sentido, la descripción de los enlaces en cualquiera de ellas es, simplemente, la descripción de su distribución electrónica.”
Entonces si analizamos las definiciones, vemos que se mencionan electrones, átomos, estabilidad y fuerzas, por lo tanto, podríamos concluir:
Se define como la unión de átomos o moléculas a través de fuerzas que involucran cargas positivas y negativas, donde se ven involucrados tanto el núcleo como los electrones, presentando una liberación de energía. |
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia, los cuales son aquellos que residen en la capa exterior incompleta de los átomos.
El químico Lewis sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos para seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de Lewis, que para un elemento consiste en su símbolo químico más un punto por cada electrón de valencia. Por ejemplo: el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s23p4; por tanto, su símbolo de Lewis mostrara seis electrones de valencia:
2.1.1 Definición de enlace.
Se han estudiado las moléculas que componen la materia que nos rodea y hasta el momento se han identificado tres tipos de enlaces: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico; siendo los electrones de la última capa, conocidos como de valencia los que definirán el tipo de enlace.
Tabla 1 Representación para cada tipo de enlace
Tipo de enlace | Representación |
Iónico | |
Metálico | |
Covalente |
De acuerdo con el tipo de enlace que presente la sustancia se muestran diferentes propiedades.
Tabla 2 Propiedades de los distintos enlaces químicos
Tipo de sustancia | Tipo de partícula | Tipo de unión entre partículas | Propiedades | Ejemplos |
Molecular | Moléculas | Fuerzas intermoleculares | · Punto de fusión bajo · Punto de ebullición bajo. · Si son sólidos, son blandos. · No conducen la corriente eléctrica. · Solubles en agua si son polares | Oxígeno (O2) Yodo (I2) Agua (H2O) Amoniaco (NH3) Propano (CH3·CH2·CH3) |
Covalente | Átomos de no metal | Enlace covalente | · Punto de fusión alto · Punto de ebullición alto · Duros pero frágiles. · No conducen la corriente eléctrica. · Insolubles en cualquier líquido. | Diamante (C) Sílice (SiO2) |
Metálica | Átomos de metal | Enlace metálico | · Punto de fusión mediano o alto. · Punto de ebullición alto. · Duros, pero maleables. · Conduce la corriente eléctrica. · Insolubles en cualquier líquido. | Hierro (Fe) Cobre (Cu) Aluminio (Al) |
Iónica | Iones | Enlace iónico | · Punto de fusión alto. · Punto de ebullición alto. · Duros, pero frágiles. · Conducen la corriente eléctrica en estado líquido y en disolución acuosa. · Solubles en agua si la energía de red es baja. | Cloruro de sodio (NaCl) Óxido de Magnesio (MgO) Carbonato de calcio (CaCO3) Sulfato de potasio (K2SO4) |
2.1.2 Enlace iónico.
Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos.
Se define como las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. |
Los iones podrían formarse a partir de la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. El enlace iónico se forma debido a la entrega de electrones, donde un elemento con características electropositivas se une a un elemento electronegativo. Mientras la diferencia de electronegatividades entre ellos sea mayor, el enlace iónico será más fuerte. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha, dando como resultado productos sólidos estables. Dicha estabilidad se caracteriza por puntos de fusión y ebullición altos, por encima de los 300 y 1000ºC, respectivamente, siendo la gran mayoría solubles en agua, y pudiendo generar iones de ambas cargas.
Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl), forma un enlace iónico, debido a que el ion sodio pierde un electrón para donárselo al ion cloruro, y todo esto sucede gracias a la existencia de cargas opuestas, es decir una es positiva y otra negativa, dando como resultado de la unión de un enlace iónico.
Al unirse dos elementos para formar un enlace iónico hay una liberación de energía, a este tipo de reacciones se les denomina exotérmica.
Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, constituidos de manera interna por redes tridimensionales de iones. A este respecto lo denominamos número de coordinación de un cristal, que es el número de iones de un mismo signo que rodea a otro con un signo contrario y se sitúa a una distancia mínima, de tal manera que algunas de las principales agrupaciones que pueden adoptar los compuestos iónicos son las que se muestran en la siguiente tabla:
Tabla 3 Diferentes figuras geométricas de los compuestos iónicos.
Número de coordinación | Figura geométrica |
Cubica centrada en caras: el cloruro de sodio, NaCl, cristaliza en una estructura cubica centrada en caras. El número de coordinación en la estructura del cloruro de sodio es de 6, es decir, seis iones cloruro se encuentran alrededor de cada ion sodio, y seis iones sodio alrededor de cada ion cloruro | |
Cubica centrada en el cuerpo: los cristales de cloruro de cesio tienen un arreglo dominado cubico centrado en el cuerpo. Los iones cesio (o cloruro) ocupan las ocho esquinas del cubo y el contra ion se sitúa en el centro de este. El número de coordinación de la estructura del cloruro de cesio es ocho (ocho aniones alrededor de cada catión y ocho aniones alrededor de cada anión). | |
Red tetraédrica: el sulfuro de zinc cristaliza formando una red tetraédrica, en la que el número de coordinación para cada ion es 4; es decir, cada ion está rodeado por cuatro iones de signo contrario. |
2.1.3 Enlace covalente.
En la naturaleza también se da otro tipo de enlace llamado covalente, los cuales se diferencian del iónico en sus características de compartición de electrones.
Se define como aquel enlace químico que se forma al compartir un par de electrones. |
Los enlaces covalentes pueden ser de dos tipos: polares y no polares, donde el enlace covalente polar tiene una electronegatividad que va desde 0 hasta 1.7. este tipo de enlace se presenta con la unión de dos o más metales. En el caso de los enlaces no polares, estos no presentan diferencia de electronegatividad entre sus componentes.
También podemos clasificar a los enlaces covalentes por el número de átomos que se comparten entre los elementos; en tres tipos: enlace sencillo, doble y triple. En el enlace sencillo los átomos se encuentran compartiendo un electrón cada uno; en el caso del enlace doble se comparten cuatro electrones, 2 para cada átomo; y en el enlace triple se comparten 6 electrones, 3 para cada átomo.
Ilustración 1 Tipos de enlaces covalentes. En el enlace sencillo comparte un electrón cada elemento, en el doble se comparten dos electrones y en el triple se comparten tres electrones.
Algunos ejemplos de enlaces covalentes son:
a) Metano, cuya fórmula es CH4
b) Oxígeno, con fórmula O2
c) Agua, su fórmula es H2O
A continuación, se muestra la representación de un enlace sencillo del flúor, con la finalidad de que se analice la forma en que se comparten los electrones de cada elemento y de esta manera se pueda identificar que es una molécula diatómica, es decir compuesta por dos átomos.
Ilustración 2 Diagrama de un enlace sencillo del flúor. Se observa la compartición de un electrón por cada átomo de flúor.
Al observar la imagen puedes darte cuenta de que cada átomo de flúor aporta un electrón para formar el enlace, permitiendo que complete cada uno su octeto, es decir, cada átomo está rodeado de 8 electrones; esto es debido a que los átomos son iguales en este tipo de moléculas y su diferencia de electronegatividad sería igual a cero. Este es un ejemplo de enlace covalente simple o no polar.
Además del flúor hay otros elementos que se comportan de la misma manera, como el oxígeno, el nitrógeno, el cloro y el bromo, etc. Sin embargo, existe una excepción, el hidrógeno, ya que en este caso no completan su octeto todos los átomos, sino que únicamente se completan dos, pues solo tienen un electrón en su última capa, formando dobles enlaces y en otros casos triples enlaces como se muestra a continuación:
Ilustración 3 Ejemplo de enlaces covalentes entre iguales elementos. Se muestra la estructura de Lewis de las moléculas de hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cloro y bromo.
No obstante, cuando dos átomos que son diferentes comparten un par de electrones se forma un enlace en el que los electrones se comparten de manera desigual, debido a que un átomo asume una carga parcial positiva y el otro una carga parcial negativa, dicha diferencia de cargas se debe a la electronegatividad de cada uno de los elementos involucrados. Por ejemplo: en el cloruro de hidrógeno, el cloro y el hidrógeno comparten un par de electrones; sin embargo, el cloro es más electronegativo, por lo que va a ejercer mayor atracción por los electrones compartidos que el hidrógeno; dando como resultado un par de electrones que se desplazaran hacia el átomo de cloro, lo que hace que el átomo de hidrogeno quede con una carga parcial positiva, generando en la molécula la formación de dos polos; a este tipo de unión se le conoce como enlace covalente polar.
Ilustración 4 Distribución de cargas del ácido clorhídrico. Se observa mayor densidad de los electrones hacia el átomo de cloro debido a que es elemento con mayor electronegatividad.
Se define como la diferencia de cargas en una molécula, originando que se presenten cargas opuestas en dos puntos de la molécula. |
Tabla 4 Valores de electronegatividad en enlaces iónicos.
Nombre del elemento | Electronegatividad (escala de Pauling) | Diferencia | Tipo de enlace |
Potasio | 0.8 | 2.8 – 0.8 =2.9 | Iónico |
Bromo | 2.8 | ||
Hidrógeno | 2.1 | 2.8 – 2.1 = 0.7 | Covalente polar |
Bromo | 2.8 |
En la escala de Pauling tiene límites porque no permite hacer una división exacta entre los enlaces, de tal manera que algunos enlaces covalentes polares tenderán a ser iónicos y viceversa, algunos iónicos tendrán tendencia a comportarse como covalentes polares. Tal es el caso de compuestos como el yoduro de potasio (KI), cuya diferencia de electronegatividad es de 1.7 (es adimensional), lo que indica que su enlace es covalente polar, aunque su composición sea la de un iónico (no metal-metal). En este caso se dice que es un compuesto iónico con carácter covalente polar.
Las características físicas importantes por resaltar, en los compuestos covalentes son:
· Los enlaces entre sus átomos no son fuertes como los iónicos.
· Tienen puntos de fusión y de ebullición inferiores a los compuestos iónicos.
Cabe destacar que entre los enlaces covalentes y en los iónicos, depende la distancia que separan a los núcleos enlazados. A esa distancia se le conoce como longitud de enlace y la determina el radio atómico y el número de pares de electrones que se comparten. La longitud en un enlace simple será mayor a la presente en un enlace doble y esta a su vez, respecto a un enlace triple. Por ejemplo, la longitud de enlace en el F2 es de 1.43x10-10m, en el O2 es de 1.21x10-10m y en el N2 es de 1.10x10-10m. Lo anterior es debido a que el enlace. De aquí, podemos deducir que a medida que el número de pares de electrones aumenta, la longitud del enlace disminuye. Cuanto más corta es la longitud de enlace, la fuerza del enlace es mayor.
Para romper un enlace covalente, se requiere de energía, la cual se conoce con el nombre de energía de disociación de enlace. Dicha energía indica el vigor del enlace químico, esto es, que existe una relación indirecta entre la energía y la longitud de enlace. Cuando dos átomos que se enlazan están cerca, tienen una longitud de enlace pequeña y, por lo tanto, se necesita mayor cantidad de energía de enlace para separarlos.
Los compuestos covalentes tienen propiedades físicas, también una energía de disociación, y una geometría de su molécula. Cuando se unen dos átomos mediante un enlace covalente, la repulsión entre los electrones hace que los átomos se mantengan lo más alejados posible. En este sentido, la geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en la que la repulsión entre los electrones es mínima. Lo anterior recibe el nombre de Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV).
Esta teoría de repulsión entre los pares de electrones de una molécula da como resultado átomos que se encuentran en ángulos fijos entre sí. Para obtener dicho resultado, se toma de referencia el átomo central, que es cualquier átomo que está unido a más de un átomo distinto. El ángulo formado por dos átomos periféricos y el átomo central, se denomina ángulo de enlace. Los ángulos de enlace predichos por el TRPECV son resultados de evidencias experimentales, donde los pares de electrones compartidos se repelen entre sí. Sin embargo, los pares de electrones no compartidos también son importantes para determinar la forma de la molécula, los compuestos covalentes adquieren diferentes geometrías, las cuales se muestran en la siguiente tabla:
Tabla 5 Geometría de los compuestos covalentes.
Número de regiones de elevada densidad electrónica | Disposición geométrica | Geometría electrónica | Ángulo de enlace |
2 | Lineal | 180º | |
3 | Trigonal plano | 120º | |
4 | Tetraédrica | 109.5º | |
5 | Bipiramidal trigonal | 90º, 120º, 180º | |
6 | Octaédrica | 90º, 180º |
2.1.4. Enlace metálico.
Enlace metálico. |
Es aquel que se forma cuando se unen metales entre sí; los metales ceden sus electrones con la finalidad de alcanzar la configuración de un gas noble y al perderlos se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos |
Algunos ejemplos de este tipo de enlace son: el oro, la plata, el aluminio, entre otros. Se caracteriza por ser buenos conductores de electricidad debido al movimiento de los electrones. La estructura de enlace se muestra en la figura.
Ilustración 5 Estructura del enlace metálico. Los círculos rojos indican los núcleos de los átomos y los puntos azules muestran la nube formada por los electrones de valencia.
Existen dos teorías que explican cómo se forma el enlace metálico:
a) Modelo de la nube electrónica. En la que los elementos metálicos cuando ceden sus electrones forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. La nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos; de esta manera, el enlace metálico resulta de las atracciones electroestáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se mueven a través de ellos.
Ilustración 6 Nube electrónica del enlace metálico. Se muestra con un signo + los núcleos de los iones positivos y alrededor de ellos en forma de puntos se muestra la nube de carga eléctrica.
b) La de banda. En la cual se va describiendo la estructura electrónica, formando bandas electrónicas, de ahí su nombre. Dicha teoría se basa en la formación de orbitales, en un átomo, solapados produciendo orbitales discretos; se establece cuando dos átomos se enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos, uno que de denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). En el caso de que se combinen tres átomos, entonces se formaran tres orbitales, donde la diferencia de energía será menor que en el caso anterior. Por lo tanto, a mayor número de átomos enlazados se formará un mayor número de orbitales moleculares, denominados banda, con una diferencia de energía mínima.
En los metales, hay una combinación de los orbitales atómicos para formar una gran molécula (red metálica), en la que los orbitales moleculares resultantes forman dos bandas resultado de la cercanía, donde en la primera se localizan los electrones de valencia conocida como banda de valencia y en la segunda, llamada banda de conducción donde se encuentran el resto de los electrones. Dichas bandas están cercanas o traslapadas; por ello, en los metales la banda de valencia, al estar completa o parcialmente llena, los electrones pueden pasar fácilmente a la banda de conducción y moverse libremente, permitiendo la conductividad del calor y la electricidad.
En el caso de los aislantes, sucede que a pesar de que la banda de valencia esta completa y la banda de conducción vacía, no hay conductividad eléctrica, esto es porque no existe diferencia importante de energía entre ambas bandas (zona prohibida), lo que impide el salto de electrones de una a otra banda.
Para los semiconductores, la separación entre las bandas no es grande y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción, presentando cierto grado de conductividad. Y de esta forma la teoría de bandas explica la diferencia de conductividad entre los metales.
Ilustración 7 Teoría de bandas. Se muestra la diferencia entre un material conductor, semiconductor y aislante en cuanto a la banda de valencia y de conducción.
