Enlace químico, fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en
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1º BACHILLER EL ENLACE QUÍMICO El por qué y el cómo se enlazan los átomos Enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, venciendo las fuerzas de repulsión entre sus electrones, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de un átomo y el núcleo del otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Cuando esto ocurre es porque el sistema formado por los átomos tiene menos energía que los átomos por separado. Así pues, los átomos generalmente, en la naturaleza, se presentan unidos formando compuestos porque unidos tienen menos energía, o son más estables, que separados. Los únicos átomos que no aparecen unidos a otros, por lo tanto tienen menos energía o más estabilidad libres que unidos, son los gases nobles, que en su última capa electrónica tienen ocho electrones, excepto el He: 1s2 que solo tiene dos, por lo que aparece, enunciada por Lewis, la regla del octeto: Los átomos al unirse buscan conseguir tener ocho electrones en la última capa, excepto los elementos cercanos al helio que tienden a adquirir una configuración de valencia de dos electrones (regla del dueto): el hidrógeno compartiendo un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones consiguen así la configuración del He, es decir, resumiendo los átomos al unirse buscan tener configuración de gas noble, lo que les da más estabilidad por poseer menos energía. La forma en que consiguen esta configuración da lugar a tres tipos de enlaces entre átomos: Iónico, metálico y covalente. Tipos de enlace A) Enlace iónico: sal. Este enlace se establece entre un no metal o átomo electronegativo (o grupo de ellos) y un metal o átomo electropositivo (o grupo de ellos). Es un enlace típico entre los átomos que forman una sal. 1º BACHILLER Los átomos consiguen configuración de gas noble intercambiando electrones y transformándose en iones que posteriormente se unirán. El enlace entre los átomos de la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio, electropositivo o metal, se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia (el de la última capa) al cloro, electronegativo o no metal, que se convierte en anión (ion de carga negativa) quedando ambos con configuración de gas noble en la última capa que tienen electrones. Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red iónica tridimensional en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de iones ‘vecinos próximos’ de carga opuesta. B) Enlace metálico. Este enlace se establece entre átomos metálicos o electropositivos de un mismo elemento o de diferentes elementos (aleaciones). Al ser electropositivos o metálicos al formar el enlace ninguno tiene tendencia a captar electrones y todos a ceder los de su capa de valencia para conseguir configuración de gas noble en la anterior. Es decir, para conseguir configuración de gas noble comparten los electrones de valencia de forma deslocalizada, entre todos los átomos de una red atómica tridimensional, pasando continuamente de unos a otros, formándose iones instantáneos, quedando como en una nube o mar de electrones de sus capas de valencia. C) Enlace covalente. Este enlace se establece entre átomos no metálicos o electronegativos de un mismo elemento o de diferentes elementos. Al ser electronegativos tienen tendencia a captar electrones para su capa de valencia y así conseguir configuración de gas noble, pero como todos ellos tienen esa tendencia lo que hace cada átomo es compartir electrones de forma localizada, entre dos átomos o un número limitado y concreto de átomos que lo rodean. Por lo general, los electrones compartidos son los necesarios para tener ocho electrones en la última capa o, en el caso del hidrógeno, los dos que tiene el He. Esta compartición de electrones generalmente es entre un número reducido de átomos que forman estructuras independientes que llamamos moléculas. No obstante, en alguna ocasión, como en el diamante, C puro, o en el cuarzo, formado por Si y O, pueden formarse redes tridimensionales de átomos compartiendo electrones de forma localizada, lo que podríamos considerar como una molécula covalente gigante, pero no es lo frecuente. Lo frecuente es que los compuestos covalentes formen moléculas simples. Lewis ideo una manera de representar estas moléculas, que hoy conocemos como estructuras de Lewis: Para moléculas de dos átomos o biatómicas: 1. Se halla la configuración electrónica de los átomos que van a unirse y contamos sus electrones de valencia. 2. Rodeamos al símbolo de cada átomo con tantos puntitos, o aspas, como electrones de valencia tenga. 3. Se comparten los electrones que sean necesarios, uniéndolos con guiones por parejas, es decir, representamos los enlaces covalentes formados, hasta que cada átomo tenga ocho electrones, tenga el octeto completo, a excepción del Hidrógeno que serán solo dos. 1º BACHILLER Observación: No siempre se obtienen enlaces sencillos entre los átomos, también pueden aparecernos enlaces dobles o triples. Veamos ejemplos de estructuras de Lewis para moléculas biatómicas: H(Z=1) : 1s1 ; Cl(Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ; O(Z=8): 1s2 2s2 2p4 ; N(Z=7): 1s2 2s2 2p3 Para moléculas de más de dos átomos o poliatómicas: 1. Se elige el átomo central, generalmente es el menos electronegativo, y nunca el Hidrógeno. Rodeando su símbolo con el del resto de átomos. 2. Aplicar los pasos de moléculas biatómicas. Veamos ejemplos de estructuras de Lewis para moléculas poliatómicas: Tengamos en cuenta las configuraciones anteriores y las siguientes C(Z=6): 1s2 2s2 2p2 ; S(Z=16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Sin embargo, estas estructuras de Lewis no explica la existencia de moléculas en las que hay átomos que no llegan a completar el octeto o, por el contrario se exceden de ocho electrones en la última capa. Pero eso lo trataremos el próximo curso. 1º BACHILLER Para finalizar, por este curso, vamos a hablar del enlace covalente polar y apolar: Cuando se forma un enlace covalente entre átomos no metálicos o electronegativos del mismo elemento, como en el caso del H2, Cl2, O2, los electrones compartidos, los del enlace, se encuentran igualmente atraidos por los dos núcleos, por lo que la carga está uniformemente repartida o no hay polos. Este tipo de enlace se denomina enlace covalente polar. Por el contrario, silos átomos electronegativos son de distintos elementos, los electrones están más atraídos por aquel que tenga más electronegatividad o sea más no metalico - (mayor tendencia a captar electrones al enlazarse) y queda parcialmente negativo δ , mientras que el otro átomo tiene una deficiencia electrónica y queda parcialmente positivo δ+. Estas cargas parciales designadas por la letra delta δ son inferiores a las cargas netas de ganar o perder electrones que se dan en los enlaces iónicos, los más polares de todos. A estos enlaces se les denomina enlaces covalentes polares, son ejemplos HF o HCl. Fuerzas o enlaces intermoleculares Las fuerzas intermoleculares no son fuerzas o enlaces entre átomos, son enlaces entre moléculas. Como hemos visto la mayoría de compuestos covalentes están formados por identidades independientes de un número reducido de átomos: las moléculas. Por ello, entre estas moléculas, una vez formadas, se dan una serie de fuerzas o enlaces gracias a las cuales podemos conseguir cantidades apreciables de esa sustancia. A estas fuerzas se las denomina Fuerzas o enlaces de Van der Waals. Las fuerzas intermoleculares o de Van der Waals son fuerzas electrostáticas, entre cargas. Podemos clasificarlas en dos grandes grupos: Entre moléculas polares o dipolos y entre moléculas apolares o dipolos instantáneos. Fuerzas entre dipolos o moléculas polares Cuando hay moléculas polares el polo positivo de una atrae al negativo de otra y así sucesivamente. Pero al no ser cargas netas, por lo general estas fuerzas no son muy intensas, siendo estas sustancias gases o líquidos a presión y temperatura ambiente. No obstante, con 1º BACHILLER el tamaño o peso molecular las fuerzas se hacen más intensas, pudiendo llegar a haber sustancias sólidas. Un caso especial de fuerzas entre dipolos permanentes son las fuerzas o enlaces por puentes de Hidrógeno. Son fuerzas entre moléculas polares, en la que hay enlaces F-H, O-H o N-H. En ellas el polo negativo δ-, como en otras moléculas polares o dipolos, se ve atraído por el polo positivo δ+, que en estos casos es el Hidrógeno, de manera que el H hace de puente entre los polos δ- de las dos moléculas, de ahí su nombre. ¿Entonces qué tienen de especial? Tienen de especial que estas fuerzas son más intensas de lo que en un principio debieran ser en función de su polaridad y su tamaño o peso molecular. Por ejemplo, por ello, porque entre las moléculas de agua H2O se establecen puentes de hidrógeno (P.H.), el agua a presión y temperatura ambiente es un líquido, cuando por su tamaño o peso molecular y su polaridad debería ser un gas, como lo es el H2S, que tiene una polaridad similar e incluso mayor peso molecular. Fuerzas entre moléculas apolares. Dipolos instantáneos En las moléculas apolares en un principio no hay cargas eléctricas y no habría fuerzas de naturaleza electrostática, sin embargo, en instantes determinados, por el movimiento de los electrones en los orbítales atómicos ocurre que la distribución de carga no es uniforme apareciendo polos instantáneos que por interacción con los formados en otras moléculas vecinas dan lugar a estas fuerzas de Van der Waals que llamamos de dispersión de London. Son menos intensas que las que se dan entre dipolos permanentes del mismo tamaño o peso molecular, pero si el tamaño o peso molecular es lo suficientemente elevado también pueden dar lugar a sustancias líquidas, como el Br2, o incluso sólidas, como el I2. Tipos de enlace y propiedades Las propiedades de los compuestos iónicos y metálicos, y de los covalentes que forman redes o moléculas gigantes, dependen de la intensidad de las fuerzas de unión, o enlaces, entre sus átomos, o de la energía necesaria para romper sus redes cristalinas. Sin embargo, las propiedades de los compuestos covalentes frecuentes que forman moléculas simples, dependen de la fuerza entre sus moléculas, de lo fácil que sea romper las fuerzas o enlaces de Van der Waals. Teniendo esto en cuenta: Los compuestos iónicos, a presión y temperatura ambiente, son sólidos cristalinos con puntos de fusión y ebullición elevados, solubles en agua al poder arrancar esta –al ser polar- los iones de la red del compuesto iónico, en disolución o fundidos conducen la corriente eléctrica pues hay cargas que pueden moverse –los iones liberados de la redpero no lo hacen en estado sólido. Los compuestos metálicos, a presión y temperatura ambiente, son sólidos cristalinos con puntos de fusión y ebullición elevados, insolubles en agua al no tener esta iones que arrancar, son dúctiles y maleables (podemos formar laminas e hilos con ellos) pues al no 1º BACHILLER haber iones permanentes al hacerlo no se enfrentan los de signo contrario impidiendo la acción y los cationes instantáneos están protegidos por los electrones de valencia compartidos (lo que si ocurriría en compuestos iónicos) y, por último, conducen muy bien la corriente eléctrica pues los electrones de valencia están en movimiento al compartirse deslocalizadamente formando esa especie de mar o nube electrónica. Los compuestos covalentes que forman redes tridimensionales o moléculas gigantes, como el diamante (C puro unido mediante enlaces covalentes apolares) o el cuarzo (SiO 2 formados por enlaces covalentes polares en red) son sólidos cristalinos de puntos de fusión y ebullición muy elevados, son muy duros y por lo general insolubles en agua y no conductores de la corriente eléctrica, pero depende de la polaridad de los enlaces. Sin embargo, la mayoría de los compuestos covalentes, que están constituidos por uniones de moléculas simples por fuerzas de Van der Waals, al ser por lo general débiles, a presión y temperatura ambiente son líquidos o gases y los pocos que son sólidos tienen puntos de fusión y ebullición bajos, los apolares son insolubles en agua y no conducen la corriente eléctrica, los polares pueden llegar a disolverse en agua y conducir mejor o peor la corriente.