Física 1º Bachillerato UNIDAD 5: EL ENLACE QUÍMICO 1. Introducción 2. ¿Por qué se combinan los átomos? 3. Tipos de enlaces 4. La regla del octeto 5. El enlace iónico 5.1. El modelo de enlace iónico 5.2. Ejemplos de compuestos iónicos 5.3. Estrucuturas iónicas 5.4.Propiedades de los compuestos iónicos 6. El enlace covalente 6.1. El modelo de enlace covalente 6.2. ¿Entre qué tipos de elementos se formarán enlaces covalente? 6.3. Polaridad entre enlaces 7. Enlaces intermoleculares 7.1. Fuerzas dipolo-dipolo 7.2. Fuerzas de dispersión (o fuerzas de London) 7.3. Distinción entre el enlace intermolecular y el enlace covalente. 8. Sustancias formadas por enlaces covalentes 8.1. Cristales moleculares 8.1.1. Propiedades generales de las sustancias moleculares 8.1.2. Ejemplos 8.2. Cristales atómicos 8.2.1. Propiedades generales de las sustancias moleculares 8.2.2. Ejemplos 9. El enlace metálico 9.1. Propiedades de los metales. Necesidad de un nuevo modelo 9.2. Modelo del enlace metálico 9.3. Ejemplos 9.4. Explicación de las propiedades de los metales mediante el modelo de enlace metálico. 10. El enlace de hidrógeno Unidad 5: El enlace químico. Pág. 1 Física 1º Bachillerato 1. Introducción Uno de los problemas fundamentales que la Química tenía planteados era el enlace químico, es decir, el estudio de las causas que mantienen unidos a los átomos en agregados de relativa estabilidad que van desde moléculas discretas (oxígeno, cloro, etc.) hasta cristales como los de la sal común, estalactitas y estalagmitas (carbonato de calcio) o estructuras como las del hierro y otros metales, etc. El estudio del enlace químico nos permitirá interpretar muchas de las propiedades que presentan las sustancias, como por ejemplo: • ¿Por qué algunas sustancias, como ocurre con el agua, pueden pasar de líquido a vapor con bastante facilidad, y sin embargo, se necesita mucha energía para conseguir descomponerla? • ¿Qué es lo que hace que una sustancia pueda o no disolverse en otra? • ¿Por qué algunas sustancias, como el cloruro de sodio, en fase sólida no conducen bien la corriente y en cambio si lo hacen cuando se funden o disuelven en otra? • ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas para dar otras sustancias? Además conviene tener en cuenta que el conocimiento de los diferentes tipos de enlace químico es esencial para poder fabricar nuevas sustancias, que no existen en la naturaleza (colas y pegamentos sintéticos, medicamentos, plásticos, …) y también interpretar las variaciones de energía que acompañan a los procesos químicos (por ejemplo, explosivos). 2. ¿Por qué se combinan los átomos? En la formación del enlace químico se produce siempre un cambio en la distribución electrónica, respecto de los átomos aislados. Esta nueva situación da lugar a interacciones que están asociadas, en términos energéticos, con una mayor estabilidad. Podemos relacionar la formación de especies químicas estables con el reajuste mutuo de las nubes electrónicas de los átomos implicados bajo su influencia recíproca. 3. Tipos de enlaces Existe una inmensa variedad de distribuciones electrónicas diferentes en las combinaciones químicas, es decir, distintas clases de enlace y muchas gradaciones entre ellos. Podemos, en primera aproximación, reducir los tipos de enlace a los siguientes: a) Iónico: Se produce por la unión de un metal y un no metal. Ambos tienen electronegatividades muy distintas: el metal tiende a ceder electrones y formar iones positivos, y el no metal tiende a ganar electrones y formar iones negativos. Estos iones se atraen formando los sólidos iónicos. b) Covalente: Se produce por la unión de un no metal y un no metal. Ambos tienen electronegatividades altas y comparten electrones dando lugar a la formación de moléculas. c) Metálico: Propio de lo metales, estos poseen electronegatividades bajas y ceden sus electrones a la red formada. Se originan sólidos metálicos. Unidad 5: El enlace químico. Pág. 2 Física 1º Bachillerato d) Intermoleculares: Se produce por la unión de fuerzas electrostáticas entre moléculas. Hay que tener siempre presente que un enlace químico entre dos átomos no se corresponde al 100% con uno de los cuatro tipos de enlace y que la explicación de las propiedades de las distintas sustancias supone la existencia de diversos tipos de enlace al mismo tiempo. 4. La regla del octeto Una de las características de los gases nobles o inertes, es que todos tienen ocho electrones en su capa más externa o de valencia, a excepción del helio, que solo tiene dos. Esta configuración es la más estable posible, de ahí que los átomos de estos elementos no intervengan en las reacciones químicas. Teniendo en cuenta este hecho, el alemán W. Kösel y el norteamericano G.N. Lewis, propusieron, de manera independiente, la regla del octeto, según la cual cuando los átomos se unen, tienden a adoptar la estructura del gas noble, de tal forma que todos ellos tengan ocho electrones en la última capa (dos electrones en el caso del hidrógeno). Para representar los átomos que intervienen en la formación de un enlace se utilizan los símbolos de Lewis. Ésta consiste en rodear el símbolo del elemento con un número de puntos o de aspas igual al número de electrones de valencia que tenga dicho elemento (Tabla 1) Átomo Conf. Elect. externa Estruct. Lewis Potasio [Ar] 4s1 K· Calcio [Ar] 4s2 Ca: Oxígeno [He] 2s2 2p4 :O: Flúor [He] 2s2 2p5 F Tabla 1 5. El enlace iónico 5.1. El modelo de enlace iónico Este modelo supone la existencia de iones de carga opuesta. En la formación de los iones de los elementos representativos, los átomos tienen tendencia a ganar o a perder electrones hasta adquirir la estructura electrónica del gas noble más próximo. Esta es una estructura electrónica muy estable. La atracción electrostática resultante de la interacción de cada uno de los iones de carga opuesta se denomina enlace iónico. Estas fuerzas atractivas suponen una situación de gran estabilidad. Si un átomo pierde electrones se tranforma en un ión positivo o catión, con tantas cargas positivas como electrones ha perdido. Por ejemplo: Unidad 5: El enlace químico. Pág. 3 Física 1º Bachillerato Si un átomo gana electrones se convierte e un ión negativo o anión, con tanta cargas como electrones ha ganado. Por ejemplo: Se denomina valencia iónica o electrovalencia a la capacidad de los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración electrónica estable, formado iones. Act. 1 a) Indica cuál ha de ser la valencia iónica de los siguientes elementos: Br, S, N, Al, Ba i K. b) ¿Qué podemos decir sobre la electrovalencia de los elementos de una misma familia? c) ¿Entre qué tipos de elementos se formará un enlace iónico? En la formación de un compuesto iónico ha de cumplirse que la sustancia formada sea neutra (el número de cargas positivas ha de ser idéntico al número de cargas negativas). Act.2 Escribe las fórmulas químicas correspondientes a la combinación de los elementos siguientes: a) magnesio-flúor; b) potasio-azufre; c) bario-oxígeno; d) aluminio-oxígeno. 5.2. Ejemplos de compuestos iónicos NaF, NaBr, NaI, MgO, CaO, SrO, BaO, LiF, kBr, KI, CaF2, CaCl2, Ca(NO3)2, CaCO3, BaSO4, etc. 5.3. Estructuras iónicas Si simplificamos el estudio de la interacciones entre los iones a la situación que suponga considerarlos como pequeñas esferas cargadas, rápidamente comprenderemos que cada ión tenderá a rodearse del mayor número posible de iones de cargas opuesta y a estar alejado el máximo posible de iones de la misma carga, ya que no existe ninguna dirección espacial preferente de atracción (o de repulsión) entre las cargas. Esta circunstantcia origina una distribución tridimensional (espacial) de los iones participantes. La formación de los diferentes tipos de estructuras geométricas dependerá de los iones que los formen en lo referente a su tamaño relativo y a la relación de cargas. Unidad 5 enlace químico. Pág. 4 Física 1º Bachillerato En un compuesto ionico no hay moléculas. La fórmula hace referencia a la relación más sencillas que guardan los diferentes iones en el compuesto. Se trata, en definitiva, de la su fórmula empírica. 5.4. Propiedades de los compuestos iónico 1. Son densos, rígidos y reltivamente incompresibles Debido a la intensa fuerza de atracción electrostática que se produce en los compuestos iónicos se extiende en todas direcciones. 2. Tienen elevados puntos de fusión y ebullición Todos los cambios que precisen romper la distribución de los iones en un compuesto iónico requieren gran cantidad de energía; por ello, los iones siguen ocupando sus posiciones en la red cristalina incluso a centenares de grados. 3. Presenta gran dureza o resistencia a ser rayados Rayar un cristal supone romper enlaces; como éstos están fuertemente unidos mediante atracción electrostática, será difícil rayarlos. 4. Son frágiles y quebradizos Esto es debido a que al comunicarles una fuerza deformadora se producen desplazamientos, con lo que se pueden aproximar iones de igual signo y producir fuertes repulsiones que provocan la rotura del cristal. 5. Se disuelven fácilmente en agua Esto es debido a la estructura de la red y a las especiales propiedades del agua como disolvente. En efecto, las moléculas de agua presentan una separación de cargas eléctricas y constituyen un dipolo eléctrico que interacciona con los iones de la red hasta separarlos. En consecuencia, el cristal se deshace y los iones quedan libres en agua. Este proceso se denomina disociación iónica, para el NaCl se representa mediante la ecuación: NaCl(s) →Na+ + Cl- 6. Son malos conductores de la electricidad en estado sólido Esto es debido a que los iones ocupan posiciones fijas en la red cristalina. Unidad 5: El enlace químico. Pág. 5 Física 1º Bachillerato 7. Son buenos conductores de la electricidad cuanto están disueltos en agua o fundidos Estos es debido a que cuando el sólido se funde o se disuelve, deja iones en libertad que pueden transportar la corriente eléctrica. 6. El enlace covalente La formación de moléculas diatómicas como H2, N2 O2 Cl2, F2, etc., no puede explicarse satisfactoriamente en términos de formación de iones de carga opuesta. Los dos átomos que forma cada una de las moléculas, al ser idénticos, poseen la misma energía de ionización y la misma electroafinidad. Es por eso, que se hace difícil, en una primera aproximación, suponer la posibilidad de formación de cationes y aniones. Hay que buscar un nuevo modelo de enlace. 6.1. El modelo de enlace covalente Desplazamientos parciales de electrones pueden conducir a compartir uno (o más) parejas de electrones entre dos átomos, con formación de un enlace covalente. Esta compartición es la que aporta estabilidad a la configuración electrónica del compuesto formado. Un claro ejemplo de enlace por compartición de pares de electrones es la molécula H2, en la que el estudio de sus propiedades muestra que en la región internuclear existe una elevada densidad de carga electrónica, lo cual es compatible con la idea de enlace covalente. Decimos pues que los átomos de la molécula de hidrógeno (H2) se mantienen unidos por el denominado enlace covalente o par de electrones. Para hacer resaltar el hecho de que un par de electrones se comparte entre dos átomos, el enlace covalente se representa a menudo como: H:H o bien H-H en donde los dos puntos o la línea recta entre los dos átomos de hidrógeno representa un enlace covalente. Esta representación sencilla puede llevar a un error si se considera que los dos electrones se sitúan en una posición fija y central entre los dos átomos, ya que no debemos olvidar una idea básica cuántica que supone la deslocalización electrónica, contraria a cualquier idea fija y constante del electrón. Sin embargo, sí que podemos decir que existe una probabilidad mayor de localizar a los dos electrones de enlace entre los dos núcleos que en cualquier otra posición. (Figura 1 ) Figura 1. Solapamiento de orbitales atómicos en la formación de la molécula H2 Unidad 5: El enlace químico. Pág. 6 Física 1º Bachillerato Podemos, en primer aproximación, establecer que la causa principal de la formación de un enlace covalente se debe a la superposición de orbitales atómicos. Supondremos que los únicos orbitales atómicos que se modifican en la formación de un enlace covalente son los orbitales atómicos que se solapan. La intensidad de un enlace covalente se mide mediante la denominada energía de enlace, que es la energía necesaria para separar completamente los átomos que se encuentran unidos por una unión covalente. Estas energías de enlace tienen unos valores relativamente elevados. Para que dos átomos formen un enlace covalente deben tener cada uno un electrón no compartido disponible para contribuir a dicho enlace, con la particularidad de que los dos electrones desapareados que van a formar el par electrónico del enlace deben tener sus espines contrarios. Según este modelo surge un nuevo concepto llamado covalencia de un elemento, que es el número de enlaces covalentes que puede formar y está directamente relacionado con el número de electrones desapareados que podemos encontrar en su configuración electrónica. (fig.2 ) Figura 2. Covalencias del flúor, oxígeno y nitrógeno en función del número de electrones de su última capa y su distribución en los diferentes orbitales. Act 3. Intenta predecir la covalencia de los siguientes elementos: a) cloro; b) azufre; c) fósforo. 6.2. ¿Entre qué tipos de elementos covalentes? Estructuras de Lewis. se formarán enlaces La compartición de uno, dos o tres pares de electrones proporciona a los no metales la posibilidad de rodearse de ocho electrones. Por ello, estos elementos forman enlaces covalentes cuando se combinan entre sí. Ejemplo: F2 : → En estas representaciones adoptaremos, en primera aproximación, la regla establecidad en 1916 por G.N. Lewis, denominada regla del octeto, según la cual los átomos, al compartir electrones, tienden a adquirir una configuración estable de gas noble. Es decir, cada átomo tenderá a rodearse de ocho electrones. Act. 4 Escribe las estructuras de Lewis de HF, H2O, NH3, y CH4. Unidad 5: El enlace químico. Pág. 7 Física 1º Bachillerato En ocasiones, es necesario postular más de un enlace covalente entre dos átomos para que cada uno de ellos quede rodeado por ocho electrones. Cuando se compartan dos pares de electrones diremos que se ha formado un enlace doble y si se comparten tres pares diremos que se trata de un triple enlace. Act. 5. Intenta representar las estructuras de Lewis de: a) O2 b) N2 y c) CO2, sabiendo que entre dichos átomos es necesario escribir un enlace múltiple (doble o triple). No hay que confundir la estructura de Lewis con la geometría molecular (se estudiará en 2º de Bachillerato). En la figura 3 se dibujan los modelos moleculares de algunas. Figura 3. Modelos moleculares representando su geometría para las moléculas de :a) flúor, F2 (lineal) ; b) agua, H2O (angular en forma de V); c) amoníaco, NH3 (pirámide trigonal) 6.3. Polaridad entre enlaces y moléculas En el caso de un enlace covalente entre átomos iguales (H2, Cl2, etc.) el par electrónico del enlace covalente se sitúa preferentemente entre los dos núcleos de los átomos implicados y, en promedio, a la mitad de la distancia existente entre los mismos. Pero en los demás casos, que son la mayoría, tienden a distribuirse más cerca del núcleo del átomo de mayor electronegatividad. La electronegatividad de un átomo representa el poder del mismo cuando forma parte de una molécula para atraer hacia sí mismo el par de electrones del enlace covalente (fig.4) Figura 4 Unidad 5: El enlace químico. Pág. 8 Física 1º Bachillerato Cuando se realiza el estudio de la molécula de HCl, se comprueba que es eléctricamente asimétrica. Esto significa que existe una concentración de carga negativa en las proximidades del átomo de cloro, lo que provoca un cierto déficit de carga negativa en las proximidades del átomo de hidrógeno. El resultado neto es que el átomo de cloro adquiere una carga parcial negativa (que representamos como δ-) y el átomo de hidrógeno adquiere una carga parcial positiva (que representamos como δ+). La existencia de una carga magnitud, separadas por una que otorga a este enlace un mediante un vector, el origen carga neta negativa. positiva y otra carga negativa de la misma cierta distancia, se denomina dipolo eléctrico, momento dipolar (µ) que suele representarse del cual es la carga positiva y su extremo es la El enlace covalente que supone la existencia de un dipolo eléctrico se denomina enlace covalente polar. Otras moléculas, como HF o HBr, que constan sólo de dos átomos diferenes, son también moléculas polares, ya que su único enlace (polar) otorga al conjunto de la molécula una asimetria electrónica. 7. Enlaces intermoleculares En general, las sustancias moleculares poseen unas temperaturas de fusión y de ebullición mucho más bajas que las correspondientes a las sustancias iónicas. El hecho de que estas sustancias condensen a temperaturas relativamente bajas puede explicarse admitiendo que entre dichas moléculas existen fuerzas de atracción que permiten la aproximación de las mismas hasta el límite exigido por los estados condensados de la materia. Estas fuerzas de atracción entre las moléculas de una determinada sustancia son las responsables de sus propiedades físicas (solubilidad, dureza, temperatura de fusión y de ebullición, conductividad eléctrica, etc.) Las fuerzas intermoleculares o también denominadas fuerzas de Van der Waals (por ser el primer científico que intentó su explicación) pueden darse en dos tipos de moléculas: a) Moléculas polares (HCl, NH3, H2O, etc.) donde principalmente se producen fuerzas dipolo-dipolo. b) Moléculas apolares (N2, O2, CH4, etc.) donde la interacción molecular se debida a las denominadas fuerzas de dispersión (o fuerzas de London) entre dipolos inducidos. Unidad 5: El enlace químico. Pág. 9 Física 1º Bachillerato 7.1. Fuerzas dipolo-dipolo Si dos o más moléculas polares (como por ejemplo HCl) se aproximan entre si, tenderán a orientarse de tal manera que la parte de cada una de las moléculas que soporta la carga parcial positiva (δ+) se dirigirá hacia la zona de las moléculas vecinas que soporta la carga parcial negativa (δ-). Estas fuerzas electrostáticas entre los extremos cargados de moléculas vecinas se denominan fuerzas dipolo-dipolo. Como los valores de las cargas parciales (δ) de los extremos de los dipolos son relativamente pequeños, comparados con las cargas de los iones en las sustancias iónicas, las fuerzas de atracción dipolo-diplo son relativamente débiles si se comparan con las fuerzas de atracción entre cargas opuestas de iones. Esta diferencia se refleja en la magnitud de las temperaturas de fusión. 7.2. Fuerzas de dispersión (o fuerzas de London) Existen sustancias formadas por moléculas apolares, como el nitrógeno (Teb = -196 °C) o el oxígeno (Teb = -183 °C), que si se enfrían suficientemente pueden condensar es estado líquido e incluso, en estado sólido. Por tanto, cualquier sustancia molecular, incluso si sus moléculas son apolares, ha de experimentar algún tipo de fuerza intermolecular que sea capaz de mantener unidas las moléculas en estado sólido y en estado líquido. Las fuerzas débiles de atracción existentes entre moléculas apolares son debidas a la formación de dipolos instantáneos inducidos. Formación de un dipolo instantáneo a causa de una distribución asimétrica temporal de la nube de carga. Atracción entre dos moléculas apolares debido a la formación de dipolos instantáneos inducidos. Unidad 5: El enlace químico. Pág. 10