Enlaces entre átomos

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
POLITÉCNICA DE LA FUERZA ARMADA
NÚCLEO VALENCIA – EXTENSIÓN GUACARA
CICLO BÁSICO – INGENIERÍA
CÁTEDRA QUÍMICA GENERAL
Facilitador: Ing. Yosmar Bermúdez
Secciones: G-006D y G-007D
Turno: Diurno
Octubre de 2009
Enlaces entre átomos
Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están
formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los
átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.
¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen porque, al estar unidos,
adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones
que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide
con la de los gases nobles. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar
compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus
átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta
configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca
reactividad.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella
consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración
electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de
regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos
casos.
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica.
Sin embargo, en la práctica los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica
o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su
descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado
con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.
Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente
físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la
estructura de la materia.
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente
y el enlace iónico suelen ser descritos como "fuertes", mientras que el enlace de
hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como "débiles". Debe
tenerse cuidado porque los enlaces "débiles" más fuertes pueden ser más fuertes
que los enlaces "fuertes" más débiles.
Ejemplo de enlaces químicos entre carbono C, hidrógeno H, y oxígeno O, representados según la estructura
de Lewis. Los diagramas de punto representaron un intento temprano de describir los enlaces químicos, y aún
son ampliamente usados hoy en día.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de
los enlaces que unen sus átomos.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente
y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias
que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o
metales.
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los electrones que
orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo
están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es
una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos,
que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan
mutuamente.
En la visión simplificada del denominado enlace covalente, uno o más electrones
(frecuentemente un par de electrones) son llevados al espacio entre los dos
núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente cargados son atraídos a las
cargas positivas de ambos núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a
la repulsión entre los dos núcleos positivamente cargados de los dos átomos, y
esta atracción tan grande mantiene a los dos núcleos en una configuración de
equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la posición de equilibrio. En
resumen, el enlace covalente involucra la compartición de electrones en los que
los núcleos positivamente cargados de dos o más átomos atraen simultáneamente
a los electrones negativamente cargados que están siendo compartidos. En un
enlace covalente polar, uno o más electrones son compartidos inequitativamente
entre dos núcleos.
En una visión simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no es
compartido, sino que es transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico más
externo de uno átomo tiene un lugar libre que permite la adición de uno o más
electrones. Estos electrones recientemente agregados ocupan potencialmente un
estado de menor energía (más cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear
efectiva) de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo. En consecuencia,
un núcleo ofrece una posición de más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace
el otro núcleo. Esta transferencia ocasiona que un átomo asuma una carga neta
positiva, y que el otro asuma una carga neta negativa. Entonces, el enlace resulta
de la atracción electrostática entre los átomos, y los átomos se constituyen en
iones de carga positiva o negativa.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la
práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la
fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la teoría de
repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Las
teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la
hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de
orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la
teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir
polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
Enlaces en fórmulas químicas
La tridimensionalidad de los átomos y moléculas hace difícil el uso de una sola
técnica para indicar los orbitales y enlaces. En la fórmula molecular, los enlaces
químicos (orbitales enlazantes) entre átomos están indicados por varios métodos
diferentes de acuerdo al tipo de discusión. Algunas veces, se desprecian
completamente. Por ejemplo, en química orgánica, la fórmula molecular del etanol
(un compuesto en bebidas alcohólicas) puede ser escrito en papel como isómeros
conformacionales, tridimensional, completamente bidimensional (indicando cada
enlace con direcciones no tridimensionales), bidimensional comprimida (CH3–
CH2–OH), separando el grupo funcional del resto de la molécula (C2H5OH), o sus
constituyentes atómicos (C2H6O), de acuerdo a lo que se esté discutiendo.
Algunas veces, incluso se marcan los electrones no enlazantes de la capa de
valencia (con las direcciones aproximadas bidimensionalmente, estructura de
Lewis). Algunos químicos pueden también representar los orbitales respectivos.
Enlaces químicos fuertes
Longitudes de enlace típicas, en pm,
y energía de enlace en kJ/mol.
Enlace
Longitud
(pm)
Energía
(kJ/mol)
H — Hidrógeno
H–H
74
436
H–C
109
413
H–N
101
391
H–O
96
366
H–F
92
568
H–Cl
127
432
H–Br
141
366
C — Carbono
C–H
109
413
C–C
154
348
C=C
134
614
C≡C
120
839
C–N
147
308
C–O
143
360
C–F
135
488
C–Cl
177
330
C–Br
194
288
C–I
214
216
C–S
182
272
N — Nitrógeno
N–H
101
391
N–C
147
308
N–N
145
170
N≡N
110
945
O — Oxígeno
O–H
96
366
O–C
143
360
O–O
148
145
O=O
121
498
F, Cl, Br, I — Halógenos
F–H
92
568
F–F
142
158
F–C
135
488
Cl–H
127
432
Cl–C
177
330
Cl–Cl
199
243
Br–H
141
366
Br–C
194
288
Br–Br
228
193
I–H
161
298
I–C
214
216
I–I
267
151
S — Azufre
C–S
182
272
Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos
unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de
electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital
enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente.
Los números pares son comunes porque los moléculas suelen tener estados
energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace
sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es
siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a
cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el
benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de
1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con
aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de
enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los
orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia
en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo
particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace
("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos
inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores
propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.
Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el
enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten
tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de
electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay
variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman
con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es
eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas
originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro
electronegativo.
Enlace covalente
El enlace covalente polar es intermedio en su carácter entre un enlace covalente y
un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica
neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de
electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten
tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de
electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay
variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman
con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es
eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas
originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro
electronegativo.
Enlace iónico
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen
una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la
ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre
2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. El enlace
iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas
suelen estar entre -3e a +3e.
Enlace covalente coordinado
En enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un
tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en
uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son
compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente.
Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la
teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado
existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace
iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una
covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros
enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de
Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el Ion amonio.
Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una
estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los
electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el
libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de
conductividad, ductilidad y dureza.
Enlace intermolecular
Fuerzas de van der Waals
Hay cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más
moléculas, iones o átomos que de otro modo no estarían asociados. Las fuerzas
intermoleculares originan que las moléculas se atraigan o repelan unas a otras.
Frecuentemente, esto define algunas de sus características físicas (como el punto
de fusión) de una sustancia.
Dipolo permanente a dipolo permanente
Una gran diferencia de electronegatividad entre dos átomos enlazados
fuertemente en una molécula ocasiona la formación de un dipolo (un par positivonegativo de cargas eléctricas parciales permanentes). Los dipolos se atraen o
repelen unos a otros.
Enlace de hidrógeno
En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente
fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más
cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor. Los enlaces de
hidrógeno explicar el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el
agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más
pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.
Dipolo instantáneo a dipolo inducido (van der Waals)
Los dipolos instantáneos a dipolo inducido, o fuerzas de London, son las
interacciones más débiles, pero también las más ubicuas, entre todas las
sustancias químicas. Imagine el átomo de helio: en cualquier instante, la nube
electrónica alrededor del átomo (que, de otro modo sería neutral) puede estar
ligeramente desbalanceada, con momentáneamente más carga negativa en un
lado que en el otro. Esto es a lo que se refiere como un dipolo instantáneo. Este
dipolo, con su carga ligeramente desbalanceada, puede atraer o repeler a los
electrones en los átomos de helio vecinos, estableciendo otro dipolo (dipolo
inducido). Los dos átomos se estarán atrayendo por un instante, antes que la
carga se rebalancee y los átomos se muevan.
Estructuras de Lewis
Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no
requieren compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa
de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.
Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando
moléculas diatómicas.
Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo
uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan
estabilidad.
Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos
tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente
con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos
Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de
electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la
comprensión del enlace químico.
Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de
Oxígeno
Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de
electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A
esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.
De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante
el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N,
para que ambos completen el octeto.
El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero
debido a que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que
cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS electrones
alrededor.
Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son;
los óxidos de carbono, los óxidos de nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno.
A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser
F, Cl, Br ó I, todos ellos tienen siete electrones en su capa de valencia:
Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos
átomos, son: los dióxidos de carbono, nitrógeno y azufre, (CO2, NO2, SO2). El
amoniaco (NH3), el metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).
Método general para obtener estructuras de Lewis
 Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de
su fórmula química.

 Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para
lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta
información también conoces el número total de electrones de valencia que
vas a utilizar para construir la estructura de puntos.

 Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los
átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de
electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede
resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para
esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra
información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un
elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

 Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno
tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que
el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

 Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu
estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no
satisface la regla del octeto.
Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 1 se resume la
determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl 3. El compuesto
cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos
encontramos con los 26 electrones de valencia en total.
Moléculas con enlaces dobles y triples
Tomemos ahora el caso del dióxido de carbono (CO 2) y tratemos de dibujar su
estructura de puntos. En la Tabla 2 se resumen la información necesaria y las
estructuras posibles para esta molécula.
Tabla 1. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.
Tipo y Electrone
Número
númer
s de
total de
o de
valencia electrones de
Molécul
átomos de cada
valencia
a
átomo
Estructura del
esqueleto
Arreglo de los
puntos
C=1x4=4
CHCl3
C=1
C=4
H=1x1=1
H=1
H=1
Cl=3x7=21
Cl=3
Cl=7
TOTAL=2
6
Tabla 2. Determinación de la estructura de puntos del CO2.
Molécula
Tipo y
número de
átomos
Electrones
Número
Estructura
que
de valencia
total de
del
forman la
de cada
electrones de esqueleto
molécula
átomo
valencia
O-C-O
CO2
C=1
C=4
C=1 x 4=4
O=2
O=6
O=2 x
6=12
TOTAL=16
Arreglo de los
puntos
Energía de enlace
La energía de enlace A-B se define como la energía necesaria para que un mol
de AB en estado gaseoso se separe en sus átomos gaseosos correspondientes, A
y B.
En una molécula diatómica la energía de enlace se puede definir como la energía
de su proceso de disociación:
H2 (g)
2 H (g) + ΔH = 104,2 kJ
Esto quiere decir que la energía del enlace H - H en la molécula de H2 es de 104,2
kJ por mol.
La energía de enlace se puede calcular cuando se conoce la entalpía de
formación del compuesto AB y las variaciones de entalpía de los cambios de
estado correspondientes o las variaciones de entalpía de disociación.
Carácter Polar del enlace
El enlace covalente consiste, según sabemos, en una compartición electrónica
caracterizada porque uno o varios pares de electrones, son comunes a los dos
átomos que están unidos. Si los 2 átomos son iguales, la compartición tendrá que
ser equivalente; pero si son diferentes, tendencia a ganar electrones será
diferente, y por lo tanto, los electrones compartidos estarán más atraídos, y por lo
tanto más desplazados, hacia un átomo que hacia otro. Gracias a esto, existe un
átomo gana cierta carga negativa parcial, mientras que el otro la pierde, y el
enlace, a pesar de ser covalente, adquiere un carácter iónico o polar. Esta
tendencia está determinada por la electronegatividad, la cual es una medida
relativa de la fuerza de atracción de los electrones.
El carácter iónico de un enlace viene dado por la diferencia entre las
electronegatividades de los átomos que forman dicho enlace y se determina a
partir de la siguiente ecuación:
% de carácter iónico = ( 0,16 * Δ2 + 0,035 * Δ ) * 100
Donde
Δ representa la diferencia entre la electronegatividad de los dos elementos.
Restando siempre el valor mayor del menor
Los valores de la electronegatividad fueron determinados por Linus Pauling y
aparecen representados en la mayoría de las tablas periódicas.
Ejemplo: Determinar el % de carácter iónico del NaCl
Electronegatividad del Na = 0,9
Electronegatividad del Cl = 3,0
Δ = ( 3,0 – 0,9)
Δ = 2,1
Aplicando la fórmula
% de carácter iónico = ( 0,16 * (2,1)2 + 0,035 * 2,1 ) * 100
% de carácter iónico = 78%
Consideraciones:
Si Δ = 0
el enlace es covalente puro
Si Δ = 1,7
el enlace es 50% covalente y 50% iónico
Si Δ > 1,7
el enlace es preferiblemente iónico. Sin embargo si el valor de la
diferencia es 3,3; el enlace se considera iónico puro
Si Δ < 1,7 el enlace es preferiblemente covalente
Actividad
Coloque las siguientes moléculas en orden decreciente de su % de carácter iónico
PH3, AlBr3, MgO, NaI, KCl, GaSe
Nota: en la siguiente sección me permito presentar las diferentes direcciones
electrónicas de donde se obtuvo el material necesario para la elaboración del presente
material didáctico con fines instruccionales
BIBLIOGRAFÍA
Chang R (2007) “Química” Novena Edición. México. Mc Graw Hill
Maham, B. (1986) “Química. Curso Universitario” Fondo Educativo Interamericano.
http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01800.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_enlace
http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema19.html
http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/
enlaces/enlaces1.htm
http:// www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml
http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s
http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
http://zorro0072002.iespana.es/Quimica2/Tema3/lewis.htm
http://yaby.lacoctelera.net/