ENLACES QUÍMICOS

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad. Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

A continuación se muestra un esquema de los tipos de enlaces químicos:

En la siguiente imagen se muestra una representación de la formación de los enlaces químicos:

1. ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se basa en la atracción electrostática que ocurre entre átomos que tienen cargas eléctricas opuestas entre sí; por lo que suele darse en átomos poco electronegativos con átomos muy electronegativos. Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). La fuerza electrostática es la que mantiene unidos a los átomos.

Por ejemplo el cloruro de sodio es un elemento con enlace iónico:

Na      →    Na⁺ + e

Cl  + e        →        Cl^-

Ambos átomos se han convertido en iones:

v   Na perdió un electrón, ahora su carga es 1⁺

v   Cl ganó un electrón, ahora su carga es 1^-

Los compuestos iónicos típicamente forman arreglos de átomos ordenados en redes tridimensionales (cristales). Los compuestos iónicos no están formados por moléculas, por lo tanto se emplea fórmulas empíricas o unidad fórmula.

Así, el cloruro de sodio no está formado por moléculas de NaCl ni de Na+Cl -, sino que cada ión se rodea del máximo número posible de iones con carga de signo contrario, originando una red cristalina, eléctricamente neutra. 

En conjunto podemos suponer que la celdilla unidad, que es la porción más pequeña de cristal que posee todos los elementos de simetría. También se puede considerar que la celda unidad es un cubo grande dividido en ocho cubos pequeños, estando los iones Cl^– y Na⁺ ocupando los vértices de estos cubos pequeños, de forma alternativa.

Son compuestos duros pero quebradizos, porque el enlace iónico es ordenado. En total hay 7 tipos de redes iónicas o sistemas cristalinos; el que se forme un tipo u otro viene determinado por dos factores: el tamaño relativo de los iones y la relación entre las cargas (fórmula del compuesto). 

Tienen elevados puntos de fusión y ebullición, ya que se necesita mucha energía (calor) para debilitar o romper la red, por lo que a temperatura ambiente son sólidos.

Son duros, aunque frágiles, o quebradizos, ya que al golpearlos se distorsiona la red, enfrentándose iones del mismo signo, lo que produce repulsiones entre ellos y se pueden partir en láminas.

Sólo son solubles en disolventes polares, como el agua, el alcohol, etc. Cada ion atrae al polo de carga opuesta del disolvente; si esta fuerza es mayor que las fuerzas atractivas entre los iones de la red el sólido se disolverá. También se puede justificar en términos energéticos. 

En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones están fijos, pero sí la conducen si están fundidos o en disolución, puesto que los iones gozan de libertad de movimiento y pueden desplazarse atraídos por la carga contraria de un generador. Esta conducción no es por electrones sino por iones y se llama conducción electrolítica.

Numerosos compuestos iónicos al formarse incorporan moléculas de agua a sus iones de la red; en este caso se llaman hidratos y se nombran igual que los compuestos anhidros (sin agua) indicando con un prefijo el número de moléculas de agua y la terminación hidratado.

Ejemplos: CuSO₄^.5 H₂O sulfato de cobre (II) pentahidratado.

2. ENLACE COVALENTE 

El enlace covalente es la unión que como resultado de la compartición de uno o más pares de electrones se establece entre dos átomos.

Dos elementos no metálicos comparten sus electrones. Ninguno de los átomos tiene suficientemente energía para perder o ganar electrones. El caso más típico es el de dos átomos del mismo elemento.

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de agregación, sólido líquido o gaseoso. Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen temperaturas de fusión y ebullición relativamente bajos. 

A veces, para un compuesto se pueden proponer varias estructuras de Lewis, por lo que para deducir su estructura correcta hay que recurrir a los siguientes parámetros moleculares deducidos experimentalmente:

Longitud de enlace es la distancia internuclear en la que el compuesto es más estable (mínima energía), es decir, la distancia entre los núcleos de dos átomos unidos por enlace covalente.

Energía de enlace es la energía desprendida en la formación de un enlace covalente. Se suele referir a un mol de enlaces y expresar en kJ/mol. Para romper el enlace formado y separar los átomos a una distancia infinita, es preciso aportar una energía igual o superior a la energía de enlace. Esta energía mínima se llama energía de disociación.

Para el hidrógeno (H₂), la longitud de enlace es 0,74 A y la energía de enlace 430 kJ/mol. Lógicamente, existe una relación entre la longitud de enlace y la fortaleza del mismo: a menor longitud de enlace, mayor fortaleza.

Orden de enlace es el número de enlaces covalentes que se forman entre dos átomos. Inicialmente Lewis consideró que siempre sería un número entero y menor que 4. Más adelante veremos que el orden de enlace puede ser también un número fraccionario.

Ángulo de enlace es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de los átomos.

Los enlaces covalentes se pueden clasificar en diferentes clases como se muestran a continuación: 

Enlace covalente sencillo: 

Sólo se comparte un par de electrones entre los átomos que forman el enlace.

Enlaces múltiples:

Se comparten dos o tres pares de electrones entre los átomos que forman el enlace.

Enlace Covalente Dativo:

Se produce cuando dos átomos comparten una pareja de electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos combinados.

Enlace Covalente Polar:

El término polar significa que hay separación de cargas.Un lado del enlace covalente es más “negativo” que el otro. Esto depende de la electronegatividad de los átomos que se enlazan. 

MOMENTO DIPOLAR

Un enlace covalente polar posee una distribución de cargas no homogénea. Esto se debe a que  los átomos que los forman  tienen diferente eletronegatividad, por lo tanto, los dos electrones del enlace son atraídos con distinta fuerza por los átomos que los comparten.

Los electrones tienden a estar mayormente en las proximidades del átomo más electronegativo. Aunque se sigue conservando la neutralidad eléctrica global, el átomo más electronegativo tiene un predominio de carga negativa mientras que sobre el átomo menos electronegativo hay un predominio de carga positiva.

Este fenómeno se conoce como un dipolo. La magnitud de ese dipolo viene definida por lo que se conoce como momento dipolar (µ) y es el producto de la carga fraccional o parcial presente sobre cada átomo por la distancia que las separa. La unidad de momento dipolar es el debye; 1 D = 3,34 x 10-30 Culombio x m.

A continuación se muestran algunos valores de la longitud de enlace  y sus respectivos momentos dipolares para una serie de compuestos. Trata de justificar el comportamiento de estas propiedades. 

LONGITUDES DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR DE LOS HALOGENUROS DE HIDRÓGENO
MOLÉCULA	LONGITUD DE ENLACE (Å)	MOMENTO DIPOLAR (D)
HF	0,92	1,82
HCl	1,27	1,08
HBr	1,41	0,82
HI	1,61	0,44

De igual forma explique el comportamiento de las siguientes propiedades en grupo de compuestos.

MOMENTOS DIPOLARES DE VARIAS MOLÉCULAS EN FASE GASEOSA
MOLÉCULA	∆ ELECTRONEGATIVIDAD	MOMENTO DIPOLAR (D)
Cl2	0	0
ClF	1,0	0,88
HF	1,9	1,82
LiF	3,0	6,33

En la siguiente imagen se ilustra una secuencia de en la diferencia de electronegatividades en un enlace que puede originar un enlace covalente hasta uno iónico.

Se debe considerar la geometria de la molécula para saber si es polar o no. Por ejemplo, el CO₂ no es polar (µ = 0), ya que por tener una estructura lineal, sus dipolos se anulan entre sí por ser de igual magnitud, pero sentidos opuestos. El agua tiene un momento dipolar (µ = 1,84D) por tener geometría angular y dipolos que no se cancelan.

Formación de un enlace covalente puro hasta uno iónico pasando por el covante polar: 

Según Pauling, a un enlace se le puede asignar un porcentaje de ionicidad. Ésto permite establecer una escala para definir el el carácter iónico del enlace. En este sentido, un enlace será iónico cuando alcanza más del 50% en su caráter iónico, porcentaje que se logra cuando la diferencia de electronegatividades es superior al 1,7.

DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD	TIPOS DE ENLACE
Menor o igual a 0,4	Covalente no polar
mayor a  0,4 a 1,7	Covalente polar
Mayor de 1,7	Iónico

3. ENLACE METÁLICO

Los átomos metálicos típicamente tienen electrones de valencia que se encuentran ligados débilmente a sus núcleos  (energías de ionización pequeñas). A continuación se muestra un modelo para este tipo de enlace conocido como mar de electrones.

De esta manera pueden deslocalizarse formando un mar de electrones, donde se encuentran sumergidos los cores (kernels) de los átomos metálicos. Es decir de iones positivos.

El hecho de que la mayoría de los metales sean  sólido y tengan, en general, altas temperaturas de fusión; implica que el enlace entre ellos es fuerte. También explica la manera en que los átomos metálicos están unidos en un metal o una aleación.

Además, dado que el enlace metálico es no polar o muy poco polar (las diferencias de electronegatividad entre los metales son muy pequeñas y garantizan esto.)Los electrones no tienen preferencia por ninguno de los átomos de la red,  por tanto se deslocalizan a lo largo de toda la estructura cristalina del metal.

Este tipo de enlace explica la mayoría de las propiedades de los metales. Tiene elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Son insolubles en agua. Conducen la electricidad incluso en estado sólido (sólo se calientan: cambio físico). La conductividad es mayor a bajas temperaturas. Pueden deformarse sin romperse.  A partir de la propiedades de un compuesto sólido se puede identificar el tipo de enlace químico que lo constituye.

A continuación se ilustra la clasificación de los enlaces químicos mostrando algunos ejemplos:

A partir de la propiedades de un compuesto sólido se puede identificar el tipo de enlace químico que lo constituye.