Conceptos Fundamentales del Enlace Químico: Tipos, Teorías y Propiedades

El enlace químico se define como las fuerzas atractivas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos.

Enlace Iónico

Se caracteriza por una gran diferencia de electronegatividad (EI) y la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo a otro. Un ion es un átomo o grupo de átomos que posee una carga eléctrica. Los elementos de los grupos 1, 2, 3, así como Sn y Pb, tienden a formar cationes (pierden electrones para alcanzar la configuración de gas noble). El enlace iónico consiste en la atracción de iones de carga opuesta en gran número para formar un sólido iónico. La suma de las energías implicadas en el proceso es menor que cero (ciclo de Born-Haber). Según la ley de Hess, la entalpía de la reacción global es la suma de las entalpías de las etapas en las que puede ser dividida la reacción.

Enlace Covalente

Se produce cuando hay una pequeña diferencia de electronegatividad (EI) y se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos. Los compuestos covalentes son fundamentalmente moleculares, aunque pueden existir como estructuras bidimensionales y, excepcionalmente, tridimensionales. La formación del enlace implica el solapamiento de orbitales atómicos (OOAA), resultando en una configuración más estable que la de los átomos por separado. Los enlaces covalentes pueden ser simples (se comparte un par de electrones), dobles o triples. Se caracterizan por su fortaleza y longitud de enlace.

• Enlace no polar: El par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos (moléculas homonucleares).
• Enlace polar: Los pares electrónicos están compartidos desigualmente (moléculas heteronucleares), debido a la creación de un dipolo porque los dos núcleos tienen diferente electronegatividad (↑F, Cl, Br, I↓). Se expresa mediante el momento dipolar μ = d * q.

Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis determinan la forma de las moléculas. Generalmente, cada átomo requiere un octeto (configuración de gas noble). Excepciones: H (2e), B (4e), Be (6e), elementos con n ≥ 3 y, a veces, son necesarios enlaces múltiples (C, N, O, P, S). El número total de electrones compartidos (C) se calcula como: C = N – D, donde N es el número de electrones de valencia necesarios para la configuración de gas noble y D es el número de electrones disponibles en las capas de valencia de todos los átomos. El átomo central es el menos electronegativo. Si el átomo central pertenece al tercer período o siguientes, en los cuales están disponibles los orbitales d, su participación permite la formación de un número mayor de enlaces (posible que entren más de 8 electrones); la fórmula C = N – D no es válida. Existen moléculas o iones poliatómicos resonantes.

Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos (TRPEV)

La TRPEV ayuda a comprender y predecir la disposición espacial de los átomos en una molécula poliatómica o ion (forma de las moléculas).

• Geometría electrónica del átomo central: Disposición de las regiones de alta densidad electrónica en torno al mismo (siempre minimizando las repulsiones). Considera todos los electrones: 2 (lineal), 3 (trigonal plana), 4 (tetraédrica), 5 (bipirámide trigonal), 6 (octaédrica).
• Geometría molecular: Ordenamiento de los átomos en torno al central. Solo se consideran los enlaces. Ejemplos: trigonal plana-angular-lineal; tetraédrica-pirámide trigonal-angular-lineal; bipirámide trigonal-balancín-forma de T-lineal; octaédrica-pirámide cuadrada-plano cuadrada.

Polaridad Molecular

La polaridad molecular es el resultado del balance de la polaridad de los enlaces, la existencia o no de pares de electrones no compartidos y la geometría molecular.

Condiciones para la polaridad:

• Debe existir al menos un enlace polar o un par de electrones no compartido.
• Los dipolos no deben disponerse simétricamente.

Determinación de la polaridad de una molécula:

1. Aplicar la TRPEV para deducir la geometría molecular.
2. Determinar la disposición final de los dipolos (si no se cancelan, la molécula es polar).

Teoría de Enlace de Valencia (TEV)

La TEV describe cómo se produce el enlace en función del solapamiento de orbitales atómicos (OOAA), permitiendo comprender las propiedades de las moléculas. El enlace covalente se produce por compartición de electrones gracias al solapamiento de orbitales atómicos entre dos átomos. Cada par no compartido ocupa un orbital atómico distinto.

Hibridación: Combinación de los orbitales atómicos de valencia de un átomo (átomo central). La energía total de los orbitales híbridos es diferente a la energía total de los orbitales atómicos puros en presencia de otros átomos.

La designación de los orbitales híbridos refleja el número y tipo de orbitales atómicos que se hibridan. Existen tantos orbitales híbridos como zonas de elevada densidad electrónica sobre el átomo central. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos que se hibridan: 2 (lineal – sp), 3 (trigonal plana – sp²), 4 (tetraédrica – sp³), 5 (bipirámide trigonal – sp³d), 6 (octaédrica – sp³d²).

• Enlace sigma (σ): Resulta del solapamiento frontal de orbitales atómicos. Todos los enlaces simples son enlaces sigma.
• Enlace pi (π): Resulta de un solapamiento lateral de orbitales atómicos. Existe si existe un enlace sigma. Dos enlaces pi y un sigma constituyen un enlace triple.

Teoría de Orbitales Moleculares (TOM)

Existen orbitales atómicos (OOAA) y orbitales moleculares (OOMM), no orbitales atómicos puros que se combinan con orbitales atómicos híbridos. La TEV y la TOM son descripciones alternativas del enlace químico y se complementan. La TEV es fácil de visualizar, mientras que la TOM describe mejor la distribución electrónica, la energía de enlace y las propiedades magnéticas.

La combinación de los orbitales atómicos de los átomos que componen una molécula da lugar a orbitales moleculares, que pertenecen a la molécula en su conjunto, y en los cuales se distribuyen sus electrones.

El número de orbitales atómicos solapados es igual al número de orbitales moleculares obtenidos.

• Orbital molecular enlazante: Interacción constructiva (suma) resultante de la fase de las funciones de onda (ƒµ) que definen los orbitales atómicos.
• Orbital molecular antienlazante: Interacción destructiva (resta) resultante de la oposición de fase de las funciones de onda (ƒµ).

Energía (E): Orbital molecular enlazante < Orbital atómico que se combina < Orbital molecular antienlazante.

• σ: Orbitales moleculares obtenidos por solapamiento frontal de orbitales atómicos.
• π: Orbitales moleculares obtenidos por solapamiento lateral de orbitales atómicos.

Dos orbitales atómicos s solapan frontalmente formando dos orbitales moleculares σ. Seis orbitales atómicos p: dos solapan frontalmente (dos OOMM σ) y cuatro solapan lateralmente (cuatro OOMM π).

Diagrama de Niveles de Energía de Orbitales Moleculares

Se usa para describir el enlace en una molécula en función de los orbitales moleculares. El llenado de los orbitales moleculares sigue el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Se tienen en cuenta todos los electrones (capas de valencia y capas internas).

Estabilidad de las Moléculas

La estabilidad de las moléculas viene dada por el orden de enlace (oe): (número de electrones enlazantes – número de electrones antienlazantes) / 2.