LA QUÍMICA

La química  es la ciencia que estudia tanto la composición, la estructura y las propiedades de la materia como los cambios que esta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.

En este blog hablaremos de solo un tema químico que es:

El ENLACE QUÍMICO

imagen 1.
Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen
unidos a los átomos formando distintas
agrupaciones estables.

Cuando dos o más átomos se unen forman una molécula, la cual, puede estar constituida por átomos de un mismo elemento o por átomos de elementos diferentes. Surge entonces la pregunta.

¿Cómo se mantienen unidos los átomos?

Para responder a este interrogante, en este tema estudiaremos la forma en que se unen lo átomos y la incidencia de esta unión en las propiedades que adquieren las sustancias químicas que originan.

1.¿Qué mantiene unidos a los átomos?

La mayoría de los elementos forman compuestos. Por ejemplo, el sodio (Na) y el cloro (Cl) reacciona entre sí formando la sal común o cloruro de sodio (NaCl).

El compuesto NaCl es mucho más estable que sus elementos por separados; este hecho demuestra la abundancia de sal en la naturaleza y la escasez de sodio (Na) y de cloro (Cl) en estado libre.

A) Enlace entre átomos de flúor para formar la molécula de f_2

B) Enlace entre el Na+ y Cl- para formar NaCl

imagen 2. Formación de un enlace entre átomos de un mismo elemento (A) y enlace entre
átomos de distintos elementos (B).

1.1 Longitud y energía de enlace

La unión de dos átomos y la consecuentes formación de un enlace es un proceso químico que va acompañando de cierta variación de energía potencial.

Al aproximarse dos átomos se pueden presentar dos situaciones:

• En la primera situación, las nubes electrónicas externas de los dos átomos se ven influenciadas mutuamente, lo que se traduce en un incremento de la fuerza de repulsión entre ambas a medida que la distancia disminuye.

En esta situación no se forma el enlace ya que no existe una distancia que permita la existencia de un estado estable. Este es el caso de los elementos del grupo VIIIA o gases nobles.

• En la segunda situación, la energía potencial del sistema formado por los dos átomos decrece a medida que estos se aproximan, al menos hasta cierta distancia.

A partir de este momento, la energía potencial crece nuevamente cuando los átomos se aproximan.

existe entonces, una distancia (d) para la cual la energía es mínima y la estabilidad del sistema es máxima, lo que permite la formación de una molécula estable a partir de átomos aislados; dicha distancia se denomina longitud de enlaces y suele expresarse en angtrom ( Å ) o cualquier unidad de longitud.

imagen 3.

En el proceso de formación de un enlace se desprende energía; de la misma forma, se requiere del suministro de una cantidad de energía igual o superior a la desprendida en la formación del enlace para separar los átomos que formaron el enlace. Podemos decir entonces, que la energía de enlace (Ee ) es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos, separándolos a una distancia infinita (imagen 3). La energía de enlace se puede expresar en kilocalorías por mol (kcal/mol) o kilojulios por mol (kJ/mol). Así, por ejemplo, la energía del enlace (H---O) es igual a 110 kcal/mol y la del enlace (H---C) es de 99,3 Kcal/mol. Si el número de enlaces entre dos átomos aumenta, la longitud de enlace disminuye pero la energía de enlace crece. Por ejemplo, la longitud de enlace de (C---O) es 0,143 nm (nanómetros) y la del enlace (C=O) es 0,122 nm (nanómetros). La energía de enlace (C---O) es 360 kJ/mol y la del enlace (C=O) es 743 kJ/mol.

1.2 Regla del octeto

Los gases nobles se encuentran en la naturaleza en forma atómica y no tienden a formar compuestos químicos. Esto ha hecho analizar la distribución de los electrones en los átomos de dichos elementos. Como se ha comprobado, los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocian con la estructura electrónica de su última capa que queda con ocho electrones.

Así se establece la regla del octeto, que permite explicar la formación de moléculas y compuestos químicos debido a la tendencia de los átomos de adquirir la configuración electrónica estable de l gas noble más próximo a ellos (completar con ocho electrones su última capa).

El octeto, ocho electrones de valencia, es una disposición electrónica muy estable que coincide con la de los gases nobles, que son elementos de una gran estabilidad. Queda fuera de la regla del octeto el helio (He), gas noble que pertenece al primer período y es estable con dos electrones.

El hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia y le hace falta un electrón para adquirir la configuración electrónica  estable del Helio (He).

En 1916, el alemán A. Kössel (1853-1927) y el norteamericano Gilbert Lewis (1875-1927), de forma independiente, fueron quienes sugirieron la teoría de que los compuestos químicos se pueden interpretar como consecuencia de la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica estable del gas noble más próximo (imagen 4).

imagen 4.
configuración electrónica de los átomos sodio (Na),
cloro (Cl) y de los iones sodio (Na+) y cloruro (Cl-).

Una manera sencilla de explicar que los átomos se unan para formar diversas sustancias es suponer que se combinan para alcanzar una estructura más estable.Por esto se puede considerar el enlace químico como un incremento de estabilidad.

La materia presenta aspectos y propiedades distintas por el tipo de átomos que le componen y por la forma de unión entre dichos átomos. La gran diversidad de sustancias puras que hay hace que sea difícil clasificarlas. No obstante, en función de cómo se realice el enlace químico podemos diferenciar tres grandes grupos: sustancias iónicas, sustancias covalentes y sustancias metálicas, según tengan enlace iónico, enlace covalente o enlace metálico.

Te compartimos este vídeo de la regla del octeto:

2.1 El enlace iónico

La máxima estabilidad para un átomo se consigue cuando este adquiere la configuración del gas noble más próximo. Por ello, cuando le es posible, los átomos captan o ceden electrones a fin de conseguir su estabilidad. Como consecuencia resultan unas partículas que reciben el nombre de iones.

Un ion es la partícula que se obtiene cuando un átomo o un grupo de átomos capta o cede electrones con objeto de adquirir la configuración de un gas noble. Si un átomo gana electrones queda cargado negativamente, y si los cede queda cargado positivamente. Por consiguiente, existen dos tipos de iones: 

Los iones se representan mediante el símbolo del elemento o los elementos y un superíndice colocado a la derecha indicando el número de cargas eléctricas y su signo. Por ejemplo, el ion sodio se representa como Na1+ ; el ion sulfuro es S2- , el ion amonio es (NH4)1+ ; el ion carbonato es (CO3)2- , etc.

2.2.1 Formación de compuestos iónicos

imagen 5. Enlace entre el ion Na+ y el ion Cl-.

Cuando reacciona elementos muy electronegativos (con mucha tendencia a ganar electrones) con elementos muy electropositivos (con tendencia a perder electrones), tiene lugar este tipo de enlace. Kössel, mediante experiencias, determinó que los compuestos como el cloruro de sodio (NaCl) o sal común se caracterizan por un tipo de enlace químico llamado enlace iónico (imagen 5). En el proceso de formación del NaCl podemos distinguir las siguientes etapas:

1. El átomo de sodio (Na) (Z= 11; 1s2  2s2  2p6 3s1 ) tiene un electrón en su nivel de valencia, mientras que el átomo de cloro (Cl) (Z=17; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ) tiene siete electrones en dicho nivel. Cuando un átomo de sodio (Na) se encuentra en las proximidades de un átomo de cloro (Cl), cede su electrón de valencia y se convierte en un ion positivo (Na+) y el del cloro se convierte en un ion negativo (Cl-).

Na(s) - 1e- Na+

Cl(g) + e- Cl-

2. El proceso de cesión de un electrón del átomo de sodio (Na) al de cloro (Cl) se repite con muchos pares de átomos de sodio (Na) y cloro (Cl), porque en una reacción real intervienen incontables pares.

3. Una vez formados los iones, para aumentar las atracciones entre los iones de distinto signo y reducir al mínimo las repulsiones entre iones de igual signo, los iones Na+ y Cl- se colocan de forma ordenada, constituyendo una red cristalina (imagen 6). 

imagen 6. Red cristalina del cloruro de sodio (NaCl).

4. Los iones situados en la red cristalina están unidos por fuerzas de tipo electrostático que mantienen la estabilidad del compuesto. La ruptura de esta red, por fusión, disolución, requiere del aporte de energía.

6.2.2 Propiedades De Los Compuestos Iónicos

Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independiente de su naturaleza

Esta estructura confiere a todos ellos unas propiedades características entre las que se destacan:

#Son Sólidos A Temperatura Ambiente : son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando su posición en la red,incluso a centenares de grados de temperatura.Por tanto,son rígidos y funden a temperaturas elevadas  

#En Estado Sólido NO Conducen La Corriente  Eléctrica,Pero Si Lo Hacen Cuando Se Hallan Disueltos O Fundidos :debido a que los sólidos que intervienen en el enlace están situados en los iones sin poderse mover dentro de la red,no conducen la corriente eléctrica en estado sólido.por el contrario,cuando se disuelven o funden,dejan iones libres que pueden transportar la corriente eléctrica.

#Tienen Altos Punto De Fusión:  en general son superiores a 400°c debido a la fuerte atracción entre los iones.Estos puntos son más altos cuanto mayor sea la carga de sus iones y menor sea su volumen.por ello,se pueden usar como material refractario.

#Son Duros Pero Frágiles: un ligero desplazamiento en el cristal desordena la red cristalina enfrentando iones de igual carga,lo que produce fuertes repulsiones y,como consecuencia de ello,la ruptura del cristal.

#Ofrece Mucha Resistencia A La Dilatación: propiedad que indica expansión.porque esta supone un dilatamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas

#Son Muy Solubles  En Agua (H2O) Y En Otros Disolventes Polares:cada ion del compuesto iónico atrae al polo de carga opuesta del disolvente y forma con el un pequeño enlace (débil) que libera una energía llamada de solvatación (energía de hidratación,si es agua (H2O) el disolvente).

Si esta energía de solvatación es mayor que la energía que mantiene unidos los iones en el cristal,el disolvente rompe el enlace iónico y el compuesto se disuelve.Los iones quedan separados y rodeados de moléculas de disolvente (solvatados) (Figura 87).

#Presentan Gran Diferencia De Electronegatividad: entre mas grande sea la diferencia de electronegatividad de los elementos que forman el compuesto,mayor sera la atraccion electroestatica y mas ionico sera el enlace. Aproximadamente,si hay una diferencia de electronegatividad mayor de 1,7,se forma un enlace ionico(figura 88)

Ejercicio Propuesto

# indique el tipo de enlace que se presenta en el cloruro de sodio(NaCl),mediante la diferencia de electronegatividad.

Electronegatividad del Na=0,93

Electronegatividad del Cl=3,16

diferencia de electronegatividad =3,16-0,93=2,23( mayor de 1,7, entonces, el enlace es iónico)

6.3 El Enlace Covalente

El enlace entre átomos iguales o entre átomos que difieren poco en el carácter electronegativo no quedan explicados mediante el enlace iónico.Para explicar la formación de sustancias tales como Cl2,H2,CH4 (Figura 89),..., Gilbert Newton Lewis (1875-1946), físico y químico norteamericano,surgió en 1916 que los átomos pueden alcanzar la estructura estable de gas noble compartiendo pares de electrones.Los enlaces que mantienen unidos a sus átomos para formar las moléculas se llaman enlaces covalentes y sus sustancias obtenidas,sustancias covalentes.

6.3.1 Formación De Sustancias Covalentes

El Enlace Covalente consiste en la unión de átomos al compartir uno o varios pares de electrones.

Por ejemplo,cuando se forma la molécula de hidrógeno H2,cada átomo de H (Con un electrón de valencia) se une a otro átomo de hidrógeno,H, y solo a uno para formar la molécula diatómica H2.

Es evidente que,siendo totalmente iguales los dos átomos, no puede suponerse que uno de ellos arranque el electrón al otro para conseguir la estructura electrónica del gas noble más próximo (He).

Es más lógico suponer que ambos átomos comparten sus dos electrones,actuando dicho par de electrones como unión entre los dos átomos y consiguiendo así la estructura de gas noble..

6.3.2 Representación De Un Enlace Covalente

cuando intentamos representar un enlace o construir fórmulas de compuestos es de mucha utilidad la notación propuesta por Lewis

De acuerdo con este modelo,se escribe el símbolo del elemento y a su alrededor se coloca un punto (°) por cada electrón que exista en el último nivel de energía del átomo.

Cada par de electrones compartidos se considera un enlace y se puede representar por una línea que une los dos átomos.

6.3.3 Clases De Enlaces Covalentes

Existen varias clases de enlaces covalentes entre los que tenemos.enlaces múltiples,enlace polar,enlace apolar y enlace covalente coordinado.

6.3.3.1 Enalces Covalentes Multiples

Cuando los átomos que intervienen en el enlace requieren solamente un electrón para completar su configuración de gas noble y por lo tanto comparten un solo par de electrones (un electrón por cada átomo) decimos que se forma un enlace covalente Sencillo.Presentan Este Tipo De Enlaces Las Moléculas Del Flúor (F29),F--F; Cloro (Cl2),Cl--Cl Y bromo (Br2) Br--Br.

Es muy frecuente también que algunos átomos para saturar su capacidad de enlace tengan que compartir más de un par de electrones.Esta situación conduce a la formacion del Enlace Covalente Múltiple.

6.3.3.2 Enlace Covalente Polar Y Apolar

Enlace Covalente Apolar

Cuando las moleculas estan formadas por atomos iguales,las moléculas no presentan diferencias en su electronegatividad,por lo cual son conocidas como Moléculas Apolares (sin polos)

Los pares de electrones compartidos en estas moléculas son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad.Es el caso de las moléculas del cloro (Cl2),hidrogeno (H29,etc.En estas moléculas se establece un enlace covalente apolar

Enlace Covalente Polar

Cuando los atomos que se enalzan tienen una electronegatividad diferente,en la molecula se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electronica,originandose asi un polo positivo y uno negativo,La zona que pertenece al átomo de mayor electronegatividad sera el polo negativo y la de menor electronegatividad  sera el polo positivo.A este tipo de moleculas las llamamos polares y el enlace correspondiente, Enlace Covalente Polar.

El agua (H2O), el dioxido de carbono (CO2),el acido clorhidrico (HCl) y la totalidad de los compuestos organicos estan formados por atomos de naturaleza diferente unidos por enlace covalente. Muchos de ellos con una elevada polaridad.

Observamos la siguiente representacion para el caso de la molecula de HCl:

HCl------H+8-Cl-8

Enlace covalente coordinado

Este enlace tiene lugar entre distintos átomos y se caracteriza porque los electrones que se comparten son aportados por uno solo de los átomos que se enlazan. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador y el que lo recibe receptor. El enlace covalente coordinado se representa por medio de una flecha que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el átomo que no aporta ninguno.

Una forma de representar este fenómeno es la siguiente:

                                     

Propiedades de las sustancias covalentes

Las sustancias covalentes en general se caracterizan porque:

• Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición
• Cuando se trata de cuerpos sólidos, son relativamente blandos y malos conductores de calor y de la electricidad
• Son bastantes estables y de escasa reactividad (el enlace covalente es fuerte supone configuración electrónica de gas nobles
• Algunos sólidos covalentes carecen de unidades moleculares. El diamante carece de moléculas y está constituido por una gran cantidad de átomos iguales unidos mediante enlaces covalentes en tres direcciones del espacio formando una red cristalina.

Sólidos metálicos

Los metales son propiedades totalmente diferentes  de las demás sustancias.

Naturaleza de las fuerzas de unión en los metales

Los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones en en su último nivel, llamado también nivel de valencia. Como consecuencia, no es posible la formación de moléculas ya que los átomos no disponen de suficientes electrones en su capa externa para que la molécula cumpla con la regla del octeto. La unión de los átomos de un metal no es covalente. Por ejemplo, el átomo de potasio (K) tiene un solo electrón en su último nivel, lo cual nos hace presumir que seria muy dificil que cumpla con la regla del octeto.

Tampoco es posible pensar en la formación de iones, pues al ser átomos de un mismo elemento, no es imaginable que un átomo de potasio (K) gane un electrón a expensas de otro igual a él.

Este razonamiento nos lleva a describir un metal como un enrejado de iones positivos colocados en los nudos de red cristalina y sumergidos en un mar de electrones móviles.

Propiedades de los sólidos metálicos

Teniendo en cuenta el modelo anterior, podemos explicar muchas características específicas de los metales veamos.

• Los metales pueden ser fácilmente deformados sin romper la estructura cristalina.
• Bajo presión, un plano de átomos puede resbalar sobre otro sin perder su estructura.
• Son buenos conductores de electricidad, teniendo en cuenta que algunos electrones tienen libertad de movimiento a través del sólido.

Fuerzas intermoleculares

Al describir la naturaleza del enlace covalente se ha dicho que los átomos comparten electrones con otros átomos, formando unidades perfectamente diferenciables llamada moléculas.

Los atomos de estas moléculas están unidos fuertemente por enlaces covalentes que determinan la reactividad química y por lo tanto, son responsables de sus propiedades químicas.

Interacciones dipolo-dipolo

Cuando las moléculas polares se aproximan, tienden a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige hacia el polo negativo de la otra, generando así, una atracción electrostática entre dipolos.

Los moleculas estan en continuo movimiento lo que impide que los dipolos se alinien perfectamente y que se presentan fuerzas repulsivas cuando se acercan dipolos de igual carga.

Interacciones por puentes de hidrógeno

Cuando el hidrógeno (H) se unen en forma covalente a átomos muy electronegativos y muy pequeños como el fluor (F), el oxígeno (O) y el nitrógeno (N) se genera una fuerza de atracción muy fuerte.

(N) 3,0       (F) 4,0      (O) 3,5       (H)

Este dipolo tiene una fuerza que varía entre el 5 y 10% de la fuerza que existe en un enlace covalente común.