Tema 3. El enlace químico.

El enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o

moléculas que forman las sustancias.

Por lo general, todos los elementos quieren cumplir la regla del octeto electrónico, es decir, en

la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar ocompartir electrones hasta que

el número de éstos sea igual a 8 en su capa de valencia.

Energía y estabilidad.

Para que se forme cualquier tipo de enlace estable, el

sistema resultante debe tener menos energía que el que

constituían las partículas aisladas.

Cuanto mayor sea la disminución de energía, mayor será la

estabilidad del enlace y del sistema formado.

Conforme los átomos se van aproximando va disminuyendo

la energía de atracción hasta llegar a un punto donde es

mínima, pero que al pasar este aparecen unas fuerzas

repulsivas que aumentan al intentar aproximar los átomos

más.

El resultado es la formación de una agrupación estable, acompañada de un desprendimiento

de energía: la energía de enlace.

La distancia correspondiente a la energía potencial mínima es la distancia de enlace, dónde la

energía del sistema es mínima y la estabilidad máxima.

Enlace iónico.

La valencia iónica de un elemento es la carga que adquieren sus átomos al convertirse en

iones.

Al convertirse en iones se produce una transferencia de electrones; como consecuencia,

aparecen unas fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de determinada carga en

torno a otros de carga opuesta el resultado de estas fuerzas se conoce como enlace iónico. El

enlace iónico es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones

positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red

cristalina iónica. Muchas propiedades de ciertas sustancias no pueden ser justificadas si no se

acepta que están constituidas por iones; es el caso de los compuestos iónicos.

Índice de coordinación.

Los distintos compuestos iónicos adoptan diferentes estructuras cristalinas, que deben

cumplir dos condiciones:

- El empaquetamiento debe ser máximo: los iones deben ocupar el mínimo volumen

posible.

- El cristal ha de ser neutro. Mismo nº de cargas tanto positivas como negativas.

El índice de coordinación de un ión en una red cristalina es e número de iones de signo

contrario que le rodean a la misma distancia.

Energía de red. Ciclo de Born-Haber

Para determinar la mayor o menor estabilidad de un compuesto iónico se emplea la

magnitud energía de red, U.

La energía de red de un compuesto iónico es la energía del proceso de formación de un

mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso,

cuando no hay ningún tipo de interacción entre ellos. Este proceso es siempre

exotérmico.

Un compuesto es tanto más estable cuanto más negativo es el valor de su energía de red.

Así, la energía de red, en valor absoluto aumenta con la carga de los iones y disminuye

con la distancia entre los núcleos del catión y el anión.

Enlace covalente.

El enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de

electrones. Según el número de pares que compartan pueden ser:

- Enlace covalente simple. F2.

- Enlace doble. NO.

- Enlace triple. N2 .

La covalencia de un elemento es su capacidad para formar enlaces covalentes.

Resonancia.

Se dice que las estructuras están en resonancia cuando los enlaces no son dobles ni simples,

sino que presentan una longitud intermedia. Una misma molécula o ion poliatómico puede

presentar varias estructuras de Lewis variando la ordenación de sus electrones. La estructura

real de la molécula es un híbrido de todas ellas.

Estructura canónica de resonancia es cada una de las estructuras que representan una

molécula o un ion poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus electrones.

Forma geométrica de las moléculas y los iones poliatómicos.

Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica que depende de la

posición de los átomos en el espacio. A partir de las estructuras de Lewis pueden determinarse

estas formas con gran aproximación mediante el método de repulsión de pares de electrones

del nivel de valencia, RPENV.

Los pares de electrones enlazantes y lo libres que rodean al átomo central se orientan de tal

modo que, al aproximarse al núcleo cuanto es posible, se alejan entre sí lo suficiente para que

las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adopta la geometría molecular.

Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes.

Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres.

Las fuerzas repulsivas entre pares libres son mayores que las existentes entre par

enlazante y par libre, que éstas a su vez son mayores que las fuerzas repulsivas entre

pares enlazantes.

Iones poliatómicos.

Teoría del enlace de covalencia

Dentro del modelo mecano-cuántico nos encontramos con la teoría de enlace de valencia,

para la compresión del enlace covalente.

El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de dos átomos

diferentes con emparejamiento de los electrones de espín antiparalelo. Cuanto mayor es esta

superposición, mayor es la fuerza de enlace . El resto de los orbitales atómicos que no forman

enlace no experimentan modificación alguna.

Las posibilidades de formar enlaces covalentes que tiene un elemento dependen del número

de electrones desapareados que tengan en su estructura electrónica, ya que sólo estos pueden

formar enlaces covalentes. Este hecho permite definir el concepto de valencia covalente o

covalencia.

La covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, lo que

depende del número de sus electrones desemparejados.

En algunos elementos, el número de enlaces que forman es mayor que el de electrones

desemparejados; este hecho se debe a la promoción electrónica: un electrón, en un orbital

completo, se sitúa en un orbital vacío de mayor energía dentro del mismo nivel. Esto explica

que muchos elementos tengan covalencia múltiple, debido a que pueden desemparejar un

número variable de electrones, así como el P que además de 3 en su estructura fundamental

posee la covalencia 5 en su estructura promocionada.

Parámetros de enlace.

Independientemente del compuesto formado el e. covalente tiene unas características propias

que se mantienen aproximadamente constantes, se denominan parámetros de enlace y son:

- Energía de enlace: Se ha observado experimentalmente que unos enlaces

covalentes requieren mayor energía para ser disociados que otros. La mayor o

menor fuerza de un enlace covalente se mide mediante su energía que es igual a la

que se liberó en su formación.

La energía o entalpía de enlace de una molécula diatómica es la variación de

entalpía que tiene lugar cuando se disocia un mol de moléculas en estado gaseoso

en átomos en ese mismo estado.

Debe ser en gas porque si fuese en líquido o sólido aparecerían otras fuerzas y su

ruptura necesitaría mayor energía.

- Longitud de enlace: La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los

dos átomos unidos mediante un enlace covalente.

Se observa que, para dos átomos iguales, la longitud de enlace triple es menor

que en el enlace doble, y esta a su vez que en el simple. Sin embargo, el enlace

triple no es 3 veces más fuerte que el simple. Esto se debe a que el enlace simple

C—C es un enlace σ, mientras que en los múltiples sólo hay un σ siendo los demás

de tipo π, menos estables que aquél.

Según la forma de solaparse los orbitales atómicos pueden darse dos tipos de

enlaces: el π y el σ.

- Sigma: El enlace σ se forma cuando dos orbitales atómicos se superponen

por sus extremos de modo que la densidad electrónica se concentra entre

los dos núcleos.

- Π: Se forma por superposición lateral de los orbitales atómicos. Éste sólo

se forma cuando ya hay un enlace sigma entre dos átomos.

- Ángulo de enlace: Es el ángulo que forman las rectas que pasan por los núcleos

atómicos o direcciones de enlace. El ángulo de enlace se determina

experimentalmente aunque con el RPENV puede predecirse aproximadamente.

En ocasiones los ángulos de enlace son menores que los esperados, esto se debe a

la repulsión ejercida por los electrones libres sobre los enlazantes.

- Polaridad de enlace: La electronegatividad de los átomos partícipes determina la

polaridad del enlace y de la molécula que se formará.

- Moléculas homonucleares. Al tener los dos la misma electronegatividad,

las moléculas resultantes son apolares. (Moléculas diatómicas)

El enlace apolar es el enlace covalente en el que los electrones son

compartidos por igual por los dos átomos de modo que la densidad

electrónica es simétrica respecto de los dos núcleos.

- Moléculas diatómicas heteronucleares. Al tener dos electronegatividades

diferentes en enlace se polariza y la molécula es un dipolo nuclear.

El enlace polar es aquel en que uno de los dos átomos, por ser más

electronegativo, desplaza hacia él la carga electrónica compartida.

El enlace covalente polar, en el qe hay una transferencia parcial de

electrones, puede considerarse como intermedio entre el covalente apolar

y el iónico, en el que la transferencia es total. Por eso decimos que el

enlace polar es parcialmente iónico. El carácter iónico parcial de un enlace

aumenta con la diferencia de electronegatividad de los elementos. La

medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se hace

mediante la magnitud vectorial denominada momento dipolar.

- Moléculas poliatómicas. Una molécula poliatómica está polarizada si tiene

un momento dipolar, esto es la suma vectorial de sus momentos. Estas

moléculas pueden constituir dipolos dependiendo de la presencia de

varios enlaces polarizados y de su orientación en el espacio, ya que

dependiendo de ésta la suma puede ser nula, si su distribución de cargas

coincide con el centro geométrico de la molécula.

Hibridaciones.

El método de hibridación de orbitales aparece para justificar la forma geométrica de muchas

moléculas, obteniendo resultados muy próximos a los datos experimentales. Mediante el

proceso de hibridación algunos orbitales atómicos redistribuyen su carácter particular y

originan nuevos orbitales híbridos, que su forma y orientación dependen del tipo de

hibridación. La orientación adoptada condiciona la geometría molecular. Hay 3 tipos de

hibridaciones:

- Sp3. Hibridación de un s y 3 p produce 4 orbitales híbridos sp3. Los orbitales sp3

están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro, formando entre sí ángulos de

109,5po. Un ejemplo de ésta es el CH4.

- Sp2. Hibridación de un orbital s con dos orbitales p formándose tres orbitales

híbridos sp2. Los nuevos orbitales están situados en un mismo plano y forman

entre sí ángulos de 120o. Ejemplo el BF4.

- Sp. Los orbitales híbridos sp se forman por combinación de un orbital s con uno p.

Los nuevos orbitales son lineales, por lo que forman un ángulo de 180o. Quedan en

cada átomo 2 orbitales p libres. Ej: BeCl2.

Enlace metálico

El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que

deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas.

Los metales, a temperatura y presión ambientes, se presentan en forma de cristales que

suelen pertenecer a uno de estos 3 tipos de estructura:

Modelos de enlace metálico.

Para justificar su estructura y propiedades se han propuesto diversos modelos como:

- Modelo enlace covalente deslocalizado.

Cada átomo central aporta un electrón, y los 8 que lo rodean aportan 1 electrón

entre todos formándose así el enlace covalente deslocalizado.

- Modelo de nube electrónica

La red cristalina metálica está formada por iones (átomos que han cedido sus

electrones de valencia). Los electrones cedidos se mueven con total libertad por

los huecos existentes entre los iones formándose así la nube electrónica. La

estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y

la nube de electrones deslocalizados.

- Modelo de bandas

Si interaccionan NA orbitales 3s, se producirán NA orbitales moleculares. Éstos

tienen valores de energía muy próximos y constituyen una banda de energía,

denominada banda de valencia. Como los orbitales 3s y 3p tienen energías

próximas, las bandas se superponen. Al aplicar un campo eléctrico , los electrones

de la banda llena 3s saltan a orbitales vacantes de la banda vacía 3p, que se

constituye en banda conductora. Dependiendo del grado de llenado de las bandas

de valencia y su diferencia energética, podemos encontrar tres situaciones:

1. Metales conductores: Bandas llenas superpuestas a vacías, se necesita

muy poca energía para que los electrones de orbitales llenos se exciten.

Estos electrones pueden moverse por todo el metal-> corriente eléctrica.

2. Metales semiconductores. Bandas de valencia llenas que no superponen.

Pero la diferencia energética es tan pequeña que basta una mínima

elevación de la temperatura para excitar los electrones.

Cúbica centrada en el cuerpo

Cúbica centrada en las caras

Hexagonal completa

Índice de coordinación

8 12 12

Celda unidad 9 átomos. Uno en cada vértice y uno en el centro.

14. Uno por vértice y uno en cada cara.

17. Uno en casa vértice del prisma hexagonal, uno en cada base y 3 dentro de la celda.

Ejemplos Metales duros. Na,Cr,K

Metales dúctiles. Ag,Au

Metales frágiles. Mg,Cd.

3. Aislantes. La diferencia de energía entre las bandas de valencia llenas y las

vacías es grande por lo que el paso de electrones no es posible.

Fuerzas intermoleculares.

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las

sustancias covalentes. Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando se

encuentran en estado sólido o líquido. Pueden ser de dos clases: Fuerzas de Van der Waals, y

enlace de hidrógeno.

- Fuerzas de Van der Waals.

- Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas polares

con dipolos eléctricos. HCl.

- Fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas

o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos dipolos inducidos. Entre el

dipolo inducido y el permanente aparece una débil fuerza atractiva.

- Fuerzas de dispersión. Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no

polarizadas. La existencia de éstas fuerzas se explica admitiendo que en un

momento dado la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la

carga electrónica formándose así un dipolo instantáneo que pronto desaparecerá.

- Enlace de hidrógeno.

ES un tipo especial de interacción electrostática dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo

de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizada y un átomo de pequeño tamaño

y muy electronegativo, como F, N o O. Las sustancias que poseen enlaces de hidrógeno tienen

puntos de fusión y de ebullición anormalmente elevados.

Propiedades de las sustancias.

Muchas de las propiedades de las sustancias vienen determinadas por el tipo de enlace que

une sus átomos, iones o moléculas. Atendiendo a la clase de enlace nos encontramos con:

- Sustancias iónicas: Propiedades características que se justifican con el

conocimiento de la energía de red y de los factores de los que ésta depende.

- Estabilidad térmica. Los compuestos iónicos son sólidos a tª ambiente y sus

puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la presencia de intensas

fuerzas atractivas entre los iones.

- Solubilidad. Muchos compuestos iónicos son solubles en agua u otros

disolventes polares. Cuando se somete el sólido cristalino al agua, los iones

pasan a estar rodeados por moléculas de H2O, es decir, están solvatados. La

rotura de la red iónica consume una energía igual al valor absoluto de la

energía de red, U. La solvatación de los iones desprende el calor de

solvatación. Cuando la entalpía de solvatación es mayor a la U, estamos ante

un proceso exotérmico que se favorece a baja temperatura; y si es viceversa,

es un proceso endotérmico que se favorece a alta temperatura.

El calor de disolución es el calor desprendido o absorbido en la disolución de

un mol de compuesto en un disolvente determinado. ΔHdisolución= ΔHsolv – U

- Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos en estado salido no son

conductores de la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos los

iones se desplazan hacia los electrodos descargándose; este proceso se

denomina electrólisis y el compuesto iónico electrólito.

- Sustancias covalentes:

- Sustancias moleculares. Moléculas. Gases, líquidos o gases. Punto de fusión y

de ebullición bajos (débiles fuerzas) Insolubles en disolventes polares pero sí

líquidos inorgánicos.

- Redes de átomos. (Diamante, grafito, SiO2…) puntos de fusión muy elevados.

No conductores de la electricidad, debido a que sus electrones no poseen

movilidad alguna. Insolubles en cualquier disolvente. Elevada dureza.

- Metales:

Puntos de fusión y ebullición elevados. Alta conductividad eléctrica en estado

sólido que se debe a la movilidad de los electrones de valencia. Alta conductividad

térmica. Solubles entre sí fundiéndose y formando aleaciones. Buenas propiedades

mecánicas. Densidad elevada.