Enlaces Químicos Introducción: Durante el último medio siglo ha ocurrido una revolución en cuanto a los materiales para construir objetos, por ejemplo, las fibras sintéticas han transformado nuestro tiempo libre, el polietileno, poliestireno y el policloruro de vinilo (PVC) han hecho la posible la existencia de celulares y aparatos electrónicos. Los químicos van inventando nuevos materiales que satisfacen las necesidades de técnicos, diseñadores, ingenieros, médicos y de todos aquellos que contribuyen a la calidad de nuestras vidas. La producción de nuevos materiales ha sido posible porque los científicos comprenden en qué forma se unen los átomos entre sí. También pueden explicar las propiedades de los compuestos en función de los tipos de enlaces que presentan. Por ejemplo, ¿por qué el fosfato de calcio (Ca 3PO4) es tan duro que la naturaleza lo eligió para formar los huesos? ¿Se pueden fabricar huesos mejores? ¿Cómo se puede explicar que la hemoglobina forma un compuesto con el oxígeno y así transportarlo a otra parte del cuerpo y liberarlo según las necesidades metabólicas? ¿Se puede fabricar sangre artificial? El hecho de pensar en las respuestas a estas preguntas requiere el conocimiento de la naturaleza del enlace químico. ¿Por qué los átomos se unen? Se forma un enlace químico si la ordenación de átomos resultantes posee una energía menor que la de los átomos separados. Así es como en la naturaleza no existen átomos de oxígeno (O) libres en forma individual. La molécula formada por la unión de dos átomos de oxígeno (O2), que en conjunto con otras moléculas forma el gas oxígeno, es muy estable. Todos los cambios de energía que tienen lugar cuando se forman enlaces son debidos a cambios en las posiciones de los electrones de valencia. Estos electrones son los que se encuentran en el nivel energético más alejado del núcleo. La capacidad de un átomo para formar enlaces se puede predecir a partir del grupo y período de la tabla periódica a los que pertenece. Esto es posible porque la estructura electrónica está relacionada con la posición de los elementos en la misma. ¿Encontrás alguna relación entre el número de grupo y los electrones de valencia, en los elementos representativos? Una de las claves de la comprensión de la fuerza del enlace químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y de su comportamiento químico relativamente inerte. El químico estadounidense G.N. Lewis sugirió que los átomos interactúan cambiando el número de electrones de tal forma que adquieren la estructura electrónica de un gas noble. Con excepción del helio, que tiene una configuración 1s2, cada gas noble tiene ocho electrones con una distribución s2p6 en su nivel energético más elevado. La necesidad de ocho electrones da el nombre de regla del octeto a este concepto. No obstante, hay muchas excepciones a esta regla (existen elementos que no completan su octeto mientras que otros exceden su octeto) y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles. Las ideas de Lewis pueden resumirse de la siguiente manera: Los átomos ceden, ganan o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo en la Tabla Periódica. Símbolos de Lewis: Usaremos los símbolos de Lewis para representar los átomos. Estos símbolos están formados por las letras que designan al elemento y puntos que representan a los electrones del nivel energético más elevado, ya que son generalmente esos los electrones que intervienen en los enlaces. Este simbolismo es muy útil para los elementos representativos, pero tiene muchas dificultades al usarse con los elementos de transición. En el enlace de los elementos de transición generalmente intervienen electrones de otros niveles además del último ocupado. Ejemplos: Átomo de sodio Na: 1s2 2s2 2p 6 3s Símbolo de Lewis del sodio: Átomo de cloro 1 Electrón de valencia Na. Cl: 1s2 2s22p6 3s2 3p5 Símbolo de Lewis del cloro: Electronegatividad y uniones químicas: Teniendo en cuenta la Regla del Octeto, es sencillo deducir, por ejemplo, que el calcio, ubicado en el grupo IIA, tenderá a perder dos electrones en sus uniones, mientras que el flúor, perteneciente al grupo VIIA, tenderá a ganar un electrón (hacé sus configuraciones electrónicas y comprobalo). En función de estas características, se define una propiedad conocida como electronegatividad: tendencia relativa de un átomo a atraer hacia sí electrones en una unión química. De esta forma, los átomos de los grupos IA, IIA y el aluminio (IIIA) son los que fácilmente pierden electrones, por eso se dicen que son poco electronegativos, mientras que los átomos de los grupos VIA y VIIA tienden a ganar electrones, y por lo tanto son los más electronegativos, siendo el flúor el elemento de mayor electronegatividad de todos. A los elementos se le asignan valores arbitrarios de electronegatividad, que puedes encontrar en la Tabla Periódica. Estos valores fueron asignados por un químico llamado Linus Pauling. A continuación, tenés los valores que él fijó para los elementos representativos: Clasificación de los enlaces químicos: Los enlaces químicos resultan de interacciones electrostáticas (entre cargas) y se los clasifican en tres grandes grupos, enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Para esta clasificación se usa también a la electronegatividad. 1) Enlace iónico: resulta de las interacciones electrostáticas entre iones de cargas opuestas. 2) Enlace covalente: es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. 3) Enlace metálico: cada átomo está unido a varios átomos vecinos por electrones que son relativamente libres de moverse a través de la estructura tridimensional. 1) ENLACE IÓNICO El enlace iónico surge de las interacciones entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Cuando los átomos reaccionan por transferencia electrónica, el número de electrones ganados y perdidos debe coincidir, el compuesto resultante es neutro. La formación de un enlace iónico es muy frecuente cuando un elemento metálico se une con un elemento no metálico. Prácticamente, hablaremos de enlaces iónicos cuando en un compuesto existan elementos de alta electronegatividad (no metales del extremo derecho superior de la tabla periódica, excluyendo los gases nobles) y otros de baja electronegatividad (en general metales del extremo izquierdo), en otras palabras, se trata de elementos cuya diferencia de electronegatividad (EN) es grande, en general, mayor de 1,7. Pasemos a considerar ahora el tipo de enlace que resulta cuando se forma bromuro de potasio a partir de sus elementos. Cuando un átomo de potasio K (número atómico 19) pierde 1 electrón, se convierte en ión potasio, K+ que tiene la misma configuración del gas noble, argón (número atómico 18). Cuando un átomo de bromo Br (número atómico 35), gana 1 electrón se transforma en un ión bromuro Br - que tiene la misma configuración del gas noble Kriptón (número atómico 36). Los iones así formados se atraerán por fuerzas electrostáticas y el compuesto formado, KBr, se considera unido por un enlace iónico. ENK= 0,9 ENBr=2,8 EN= 1,9 Las estructuras de Lewis de las sustancias iónicas se representan colocando el símbolo del elemento entre corchetes y su carga por fuera arriba y a la derecha. En el caso de la sustancia citada anteriormente la representación es: Propiedades de los compuestos iónicos: Los compuestos iónicos tienen como propiedad más representativa su capacidad para conducir la corriente eléctrica cuando están fundidos o disueltos en agua, ya que los iones pueden desplazarse y transportar la carga eléctrica (fundamento de la conducción eléctrica). Los compuestos iónicos en estado sólido no son conductores de la electricidad ya que los iones solamente vibran en sus posiciones de equilibrio y no pueden moverse. Los compuestos iónicos presentan generalmente puntos de fusión y ebullición superiores a 500 C. Esta propiedad es consecuencia de la gran cantidad de energía calórica que se debe suministrar para contrarrestar la gran intensidad de las fuerzas de atracción entre los iones. Usualmente los compuestos iónicos son quebradizos y cristalinos y están formados por un sinnúmero de iones positivos y negativos; es decir no existen las moléculas en las sustancias iónicas sólidas. En la siguiente figura se observa un ejemplo de una sustancia que presenta enlace iónico: El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos e iones (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de ‘vecinos próximos’ de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal. 2) ENLACE COVALENTE Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente se produce cuando la diferencia de electronegatividad de los átomos intervinientes, (EN) es menor a 1,7; esto ocurre cuando se unen no metales entre sí o no metales con hidrógeno. Los enlaces covalentes pueden clasificarse: a) Enlace covalente simple b) Enlace covalente múltiple (doble o triple) a) Enlace covalente simple: El ejemplo más simple de este tipo de situación es la combinación de dos átomos de H para formar una molécula de H2. Cada átomo de H necesita un electrón para tener la configuración electrónica del gas noble más cercano, el He, por lo que una transferencia de electrones no puede satisfacer los requerimientos de ambos átomos. En vez de esto, los dos átomos de hidrógeno comparten mutuamente sus electrones. El par compartido "pertenece" a ambos; se puede considerar que cada átomo de hidrógeno ha ganado un electrón y ha adquirido la estructura del helio: De manera similar, cuando dos átomos de cloro se combinan para formar la molécula de cloro: Cada átomo de cloro, al compartir el par de electrones del enlace, completa ocho electrones en su capa de valencia y adquiere así, la configuración electrónica del gas noble “argón”. 2) Enlaces covalentes múltiples: Para satisfacer la regla del octeto, es frecuente que dos átomos tengan que compartir más de un par de electrones. Esto conduce al concepto de enlaces múltiples. Si los pares compartidos son dos, se obtiene un enlace doble; si son tres es un enlace triple. Por ejemplo: La molécula de oxígeno presenta un enlace doble. Este elemento posee 6 electrones en su último nivel, por pertenecer al grupo VIA (16), y para lograr los 8 electrones que exige la regla, cada átomo aporta 2 electrones al enlace, de modo que se comparten 4 electrones, es decir, 2 pares. La molécula de nitrógeno posee un enlace triple. Este elemento posee cinco electrones en su último nivel -recordemos que se trata de un elemento del grupo V (15)- y para lograr los ocho electrones que exige la regla, cada átomo aporta a la sociedad tres electrones, de modo que comparten seis, es decir, tres pares: Reglas para dibujar las estructuras de Lewis: 1) Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso de un anión sumar un electrón por cada carga negativa. En el caso de un catión restar un electrón por cada carga positiva. 2) Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales están unidos entre sí, y conectarlos por un enlace sencillo (guión que representa dos electrones). 3) Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central, que generalmente es el átomo con la menor atomicidad en la fórmula molecular. (Recordar que el hidrógeno se completa con sólo dos electrones y nunca es el átomo central). 4) Colocar los electrones que sobren en el átomo central. 5) Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, probar con enlaces múltiples. Ejemplo1: Molécula de PCl3 1) Número de electrones de valencia totales: 5 (P) + 3x7 (Cl) = 26 e2) 3) y 4) Al colocar 3 enlaces involucran 6 e-. Quedan 20 e- para repartir de los cuales se usarán 18 para los tres átomos de Cl. Los 2 e- restantes se colocan sobre el átomo de P 3) El punto 5) no se aplica porque ya quedaron completos los octetos. Ejemplo 2: Molécula de CO2 1) Electrones de valencia 16. Al colocar 2 enlaces se restan 4 e-. Quedan 12 e- para repartir entre dos oxígenos. Los oxígenos completan el octeto, pero el carbono no, por lo tanto, aplico 5) con enlaces dobles se completan los octetos. Propiedades de los compuestos covalentes: Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes: o Están formados por moléculas, las cuales pueden existir individualmente como unidades aisladas. o Suelen ser gases o líquidos. Si son sólidos presentarán puntos de fusión relativamente bajos ya que entre las moléculas existen unas fuerzas de atracción bastante débiles. o Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. o Suelen ser poco solubles en agua. o Son malos conductores de la corriente eléctrica, incluso disueltos o fundidos (no hay cargas libres). o ¡Para recordar! Un criterio para decidir qué tipo de unión presentan los átomos que forman una sustancia, es la electronegatividad. En un extremo tenemos la unión covalente pura y si va aumentando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen podremos llegar hasta el otro extremo que es la unión iónica. Entonces surge la pregunta: ¿dónde está el límite? ¿Hasta donde seguimos diciendo que la unión es covalente y dónde comenzamos a decir que la unión es iónica? La respuesta es que ese límite no está rígidamente definido. De hecho, hay diferencias de apreciación entre diferentes autores. Pero la diferencia de electronegatividad es un parámetro que ayuda mucho a determinar si una unión es covalente o iónica y, por lo tanto, si un compuesto es covalente o iónico. Nosotros vamos a tomar como límite una diferencia de electronegatividad de 1,7, si es menor diremos que es covalente; y si es 1,7 o mayor, que es iónica. 3) ENLACE METÁLICO El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico podemos explicarnos las propiedades más características de los metales, tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad), la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos, etc. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues, el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan a la vez que mantienen unidos los átomos del metal. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Vista en dos dimensiones Nube electrónica: Los electrones que la forman no están unidos a los núcleos, se deslocalizan entre los cationes evitando su repulsión. Representación tridimensional (Fuente:Kalipedia) En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. Propiedades de los metales: ► Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio, galio y francio) de densidad elevada. Observar que la red metálica es una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta) ► fuerte. Temperaturas de fusión y ebullición altas, síntoma de que el enlace entre los átomos es ► Buenos conductores del calor y la electricidad, en todos los estados, debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse. ► Ductilidad y maleabilidad, debido a la posibilidad de que las capas de iones se pueden deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica. ► + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + ► La existencia de la nube electrónica hace que las capas de iones puedan deslizar unas sobre otras sin que la repulsión entre ellas rompa el sólido. Debido a ello los metales son dúctiles y maleables. Bibliografía 1. 2. 3. 4. 5. Química. Moléculas. Materia. Cambio. Atkins, P. 3º Edición. Edit. Omega. Química 8. Mautino, J.M. Edit. Stella. Curso orientativo universitario. Jubert, A; Martire, D; Mateo, A.M; Piovoso, R. Fac. 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