Conceptos Fundamentales de Enlaces Químicos

Energía de Ionización

La primera energía de ionización es la energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado de un elemento en estado gaseoso para dar lugar a un ion positivo o catión. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

Afinidad Electrónica

Se denomina afinidad electrónica a la variación de energía que se produce cuando se añade un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa para dar lugar a un ion negativo gaseoso. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia que tiene uno de sus átomos a atraer hacia sí el par de electrones del enlace con otro átomo.

Naturaleza del Enlace Químico

Los procesos naturales tienden siempre a adquirir la máxima estabilidad.

Solo los gases nobles poseen el don de la estabilidad como átomos aislados.

Un átomo es estable cuando su última capa está completa.

El hidrógeno será estable cuando consiga tener dos electrones en la última capa, como el helio; el oxígeno alcanzará la estabilidad cuando adquiera los dos electrones que le faltan para completar su capa.

La mayoría de los átomos tratan de alcanzar la estabilidad uniéndose con otros átomos para formar un compuesto químico, que es más estable que los átomos por separado. A esta unión se la denomina enlace químico.

Los átomos se enlazan formando compuestos con el fin de adquirir conjuntamente configuraciones electrónicas estables.

Naturaleza de los Enlaces

Al aproximarse dos átomos se producen varios tipos de interacciones: atracción núcleo-electrón, repulsión entre núcleos y repulsión entre nubes electrónicas. Cuando la repulsión se iguala a la fuerza de atracción entre el núcleo de un átomo con las nubes electrónicas del otro átomo, se forma el enlace. Ambas fuerzas determinan la distancia de equilibrio a la que se sitúan finalmente los átomos (longitud o distancia del enlace). Llega a una situación estable que presenta una cantidad mínima de energía.

Como las fuerzas que dan lugar al enlace son de tipo electrostático (repulsivas y atractivas): la naturaleza del enlace es siempre electrostática.

Tipos de Enlace

• Enlace iónico: se produce entre iones de distinto signo.
• Enlace covalente: los átomos comparten sus electrones de valencia.
• Enlace metálico: los átomos metálicos liberan sus electrones de valencia, y estos pueden moverse por toda la red metálica.

Las uniones entre las moléculas son diferentes y se denominan uniones intermoleculares (uniones de Van der Waals y enlaces de hidrógeno).

Enlace Iónico

Una de las formas de alcanzar la configuración estable del gas noble es ganando o perdiendo electrones. En los compuestos con enlaces iónicos lo que de verdad se forman son agregados de iones, de modo que la fórmula no corresponde a una molécula real, sino que refleja la proporción en la que participan los distintos iones.

Los compuestos iónicos no forman moléculas, sino agregados iónicos cuya ordenación espacial da lugar a redes cristalinas geométricas.

La fórmula química de un compuesto iónico es una fórmula empírica, ya que solo refleja la proporción en la que participan los iones en la red cristalina.

La fuerza que mantiene unidos a los iones se calcula por la ley de Coulomb.

Enlace Covalente Dativo

Cuando el par de electrones del enlace procede de uno solo de los átomos se dice que el enlace es covalente dativo, y se señala con una flecha dirigida hacia el átomo que no aporta electrones.

Polaridad del Enlace Covalente

Dos átomos enlazados de modo covalente pertenecen al mismo elemento, dado que su electronegatividad es idéntica, los electrones se comparten por igual entre ambos. El enlace es covalente apolar (sin polos eléctricos).

La distribución electrónica de un enlace covalente apolar es idéntica en cada uno de los átomos.

Las moléculas diatómicas homonucleares presentan enlaces covalentes apolares.

Dos átomos unidos por enlace covalente tienen electronegatividades diferentes, el más electronegativo consigue desplazar la nube electrónica hacia sí, el par de electrones permanece más tiempo cerca de él. Se forma un dipolo eléctrico, asociación de dos cargas eléctricas del mismo valor (inferior a la del electrón) y de signos opuestos.

En el enlace covalente polar, la densidad electrónica no es simétrica con respecto al plano perpendicular a la línea que une los dos núcleos. El carácter polar de un enlace disminuye en cada grupo con el número atómico.

El enlace iónico puro sería el caso límite de la polaridad, al transferirse completamente el electrón a uno de los átomos. Los enlaces covalentes polares pueden considerarse como enlaces covalentes con cierto carácter de iónico.

Fuerzas Intermoleculares

Átomos de una molécula unidos covalentemente forman una estructura más estable y están más próximos entre sí que dos iones unidos por enlace iónico; el enlace covalente es más fuerte que el iónico. Hay fuerzas débiles entre una molécula y otra en los enlaces covalentes, poca intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Las moléculas covalentes no permanecen aisladas unas de otras, sino que se unen mediante unas fuerzas que son de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlace de hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals

• Dipolo-dipolo: en el caso de las moléculas polares, los dipolos permanentes originan atracciones entre cargas de signo opuesto.

Fuerzas mucho más débiles que las existentes entre iones de signos opuestos.

• De inducción: en todo tipo de moléculas, ya sean polares o apolares, y se deben a la formación de dipolos instantáneos que son inducidos por la asimétrica distribución eléctrica que en un momento determinado adopta la molécula como consecuencia del incesante movimiento electrónico. Dura muy poco tiempo, el movimiento electrónico hace que la molécula adopte una orientación diferente.

La debilidad de estas fuerzas es lo que explica que sustancias formadas por moléculas apolares puedan pasar al estado líquido, e incluso al sólido, si se enfrían lo suficiente.

Enlace de Hidrógeno

Caso especial de interacción dipolo-dipolo de mayor intensidad. Se forma entre las moléculas covalentes polares que contienen hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo. El pequeño tamaño de estos tres átomos, en combinación con su alta electronegatividad, hace que sobre ellos se concentre una porción de carga negativa y deja en el otro extremo de la molécula al átomo de hidrógeno con una porción de carga positiva; esta ejerce un efecto notable en la atracción sobre el extremo contrario de otra molécula vecina. Se representa mediante una línea discontinua.

Las fuerzas que intervienen en el enlace de hidrógeno explican las propiedades de estas sustancias. A temperatura ambiente es un líquido. Enlaces de hidrógeno encargados de unir entre sí a las moléculas de agua frente a las débiles fuerzas de Van der Waals que unen a las moléculas de los otros hidruros.

Enlace Metálico

Transportan la carga eléctrica (por su libertad de movimiento) cuando el metal es sometido a una diferencia de potencial.

Actúan de aglutinante de la red, impidiendo la repulsión entre cationes.

A excepción del mercurio, que es líquido, todos los metales son sólidos a temperatura ambiente. Altas densidades y altos puntos de fusión y ebullición, se debe a las grandes fuerzas que intervienen.

Poseen brillo metálico.

Son dúctiles y maleables, se les puede estirar en hilos finos y laminar en chapas delgadas. Al deformar mecánicamente un sólido metálico, no cambia la disposición enfrentada de los cationes y no se produce la fractura en la red.

Excelentes conductores del calor, al dar calor en una región del metal los cationes allí situados vibran con mayor energía cinética. Lo van transfiriendo a los cationes vecinos, el calor se extiende por toda la red.

Excelentes conductores de la electricidad, debido a que los electrones están deslocalizados, estos tienen libertad de desplazamiento por toda la red, al aplicar una diferencia de potencial entre dos puntos del metal, los electrones fluyen de uno al otro creando una corriente eléctrica.

No se disuelven en los disolventes ordinarios.