Concepto de Enlace Químico y Modelos de Enlace

Un enlace químico se caracteriza por una situación de mínima energía respecto a los átomos de partida que lo forman. De ahí que la formación de un enlace químico implique el desprendimiento de una energía, llamada energía de enlace, que estabiliza al sistema. Análogamente, para romper el enlace debemos aportar al sistema una energía denominada energía de disociación. Se define la distancia de enlace como la distancia entre los núcleos de dos átomos que hace que las fuerzas atractivas entre cargas opuestas sean máximas y las repulsivas sean mínimas.

Regla del Octeto

La mayoría de los átomos, al formar los enlaces químicos, tratan de ganar estabilidad, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más próximo (8 electrones en su capa de valencia). Para ello, ganarán o perderán electrones si se trata de un enlace iónico, o bien lo compartirán si se trata de un enlace covalente. Esta regla tiene algunas excepciones:

• El hidrógeno (H) solo necesita 2 electrones en su capa de valencia, como el helio (He).
• Octeto expandido: se da en elementos del tercer periodo y sucesivos, en los que, al intervenir los electrones situados en orbitales d, pueden tener más de 8 electrones al formar el enlace.
• Octeto incompleto: los compuestos de boro (B) tienen 6 electrones (BCl₃) y los de berilio (Be) 4 electrones (BeCl₂).

Enlace Iónico

Se forma cuando se combinan átomos con una gran diferencia de electronegatividad (χ_a – χ_b ≥ 1,8). Distinguimos dos procesos:

1. Formación de los iones: el metal pierde electrones y se transforma en un catión, mientras que el no metal gana electrones y se transforma en un anión.
2. Ordenación de los iones de signo contrario formando una red cristalina.

Se define el número de coordinación o índice de coordinación como el número de iones de signo opuesto que rodea a un ión de un determinado signo. La formación de una red cristalina lleva consigo el desprendimiento de una energía de red o energía reticular, que básicamente depende de la carga de los iones y de su tamaño. Todos los cristales iónicos son eléctricamente neutros, de forma que la fórmula del compuesto indica la proporción en que se combinan cationes y aniones para formar la red. Básicamente existen dos tipos de redes:

• Cúbica centrada en las caras: NaCl (n = 6).
• Cúbica centrada en el cuerpo: CsCl (n = 8).

El tipo de red que se forma depende de factores geométricos, como la relación de radios entre el catión y el anión.

Ciclo de Born-Haber

Consiste en aplicar los principios termodinámicos de la ley de Hess a la formación de un cristal iónico:

Q_reacción = E_sublimación + 1/2 E_disociación + E_ionización + E_{electroafinidad} + U

El proceso globalmente es exotérmico (Q_reacción < 0). No obstante, la formación de los átomos (E_sublimación + 1/2 E_disociación) es endotérmico, así como la formación de los iones (E_ionización – E_{electroafinidad} > 0). Por lo tanto, lo que estabiliza el sistema es la energía reticular (U < 0).

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos duros y quebradizos.
• Alto punto de fusión y de ebullición, ya que para fundir el compuesto hay que vencer la energía reticular.
• Se disuelven en agua y en disolventes polares.
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí cuando están en disolución acuosa o en estado fundido. La conductividad se debe al movimiento de los iones.

Enlace Covalente

Es el que se forma cuando se combinan dos átomos muy electronegativos de parecida electronegatividad. El enlace se asocia a un par de electrones compartido entre dos átomos. Para determinar la valencia covalente de un átomo, se parte de su configuración electrónica, se aplica la regla de Hund en el llamado diagrama de cajas y se cuenta el número de electrones desapareados del átomo. Siempre que existan orbitales vacíos en la capa de valencia, pueden desaparearse electrones, aumentando en consecuencia su covalencia.

Para el estudio de las moléculas, utilizaremos dos teorías que conducen a resultados similares: la teoría del enlace de valencia (TEV) y la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). La teoría RPECV parte de las estructuras de Lewis y tiene en cuenta tanto los electrones de enlace como los electrones de no enlace, o pares solitarios. La forma de la molécula es aquella que minimiza las repulsiones entre los pares electrónicos de la capa de valencia. Al aumentar el ángulo de enlace, disminuyen las repulsiones electrónicas. Finalmente, debemos considerar que las repulsiones siguen el siguiente esquema:

par solitario-par solitario > par solitario-par enlace > par enlace-par enlace

Los enlaces múltiples cuentan como simples para determinar la geometría.

Todos los orbitales híbridos tienen la misma energía, de forma que se puede aplicar la regla de Hund para su llenado cuando existan pares de no enlace. También se distingue en esta teoría entre solapación σ y π. Finalmente, en el estudio de las moléculas covalentes se abordarán los conceptos de resonancia y polaridad.

Resonancia

Se dice que una molécula presenta resonancia cuando no existe una única estructura de Lewis que explique sus propiedades, por lo que se dice que la molécula es un híbrido o intermedio de las distintas formas de resonancia. Cuantas más formas de resonancia participan del híbrido, más estable es la molécula. La resonancia normalmente se debe a la alternancia en moléculas simétricas de enlaces simples y dobles.

Polaridad

Se dice que un enlace es polar cuando existe una apreciable diferencia de electronegatividad entre los átomos que lo forman (χ_a – χ_b ≥ 0,4). Los enlaces polares se representan por un vector momento dipolar. Una molécula será polar cuando contenga enlaces polares y carezca de simetría que impida que se anulen la suma de los momentos dipolares. En definitiva, las moléculas polares son aquellas que tienen enlaces polares y tienen pares solitarios que anulan la simetría.

Propiedades de las Sustancias Covalentes

Dentro de las sustancias covalentes, distinguiremos entre:

• Sustancias moleculares: pueden ser gaseosas, líquidas y rara vez sólidas. Tienen bajos puntos de fusión y de ebullición. No conducen la electricidad. Se disuelven en disolventes apolares como el CCl₄ o el benceno.
• Sustancias de red atómica: como el diamante, con una estructura tetraédrica (4 σ_sp3); el grafito, con una estructura laminar en la que cada átomo de carbono se une a otros dos átomos de carbono. Estas sustancias son duras, de altos puntos de fusión y ebullición, malos conductores de la electricidad y normalmente insolubles.

Fuerzas Intermoleculares

Son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares.

• Puentes de Hidrógeno: son fuerzas de tipo electrostático que se presentan cuando el átomo de hidrógeno (H) se une a átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño (flúor (F), oxígeno (O), nitrógeno (N) = HF, H₂O y NH₃). Como consecuencia de ello, las sustancias implicadas tienen puntos de fusión y de ebullición más elevados que las sustancias de su misma serie.
• Fuerzas de Van der Waals: son débiles fuerzas de tipo electrostático y de baja energía, que se presentan tanto en moléculas polares como apolares. También llamadas fuerzas de dispersión o de London, que se presentan en todo tipo de moléculas y aumentan al aumentar el peso molecular.

Enlace Metálico

Se produce cuando se combinan átomos de baja electronegatividad. Existen 3 tipos de redes cristalinas:

• Cúbica centrada en las caras (n = 12).
• Hexagonal compacta (n = 12).
• Cúbica centrada en el cuerpo (n = 8).

Existen 2 teorías que explican las propiedades de los metales:

1. Teoría del gas electrónico: la estructura cristalina está formada por iones positivos o restos positivos, mientras que los electrones se mueven libremente por la red, lo que explica su buena conductividad eléctrica.
2. Modelo de bandas: como la estructura cristalina es compacta, los átomos que la forman se encuentran muy próximos, de forma que sus orbitales atómicos se superponen, dando lugar a una banda. Si la banda de valencia está semiocupada, explica su conductividad eléctrica. En el caso de que la banda de valencia esté llena, se superpone con la banda más próxima o de conducción, que estará vacía. De la diferencia de energía entre la banda de valencia y la de conducción depende que la sustancia se catalogue como conductora, semiconductora o aislante.

Propiedades de los Metales

• Son sólidos, dúctiles y maleables, con brillo metálico.
• Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
• No se disuelven ni en disolventes polares ni en disolventes apolares. Solo son solubles en ácidos.
• Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.