APUNTES Nº 6

ENLACE QUIMICO

En general, la química no se preocupa de los átomos aislados. En la mayoría de los casos la química estudia los átomos que se encuentran unidos por fuerzas de atracción, y también la naturaleza de las fuerzas, las que reciben el nombre de “enlace químico”.

Una buena comprensión del enlace nos permite , por ejemplo, explicar la reactividad de un compuesto, su estructura y sus propiedades.

Los enlaces se consolidad a través de los electrones de la capa de valencia de los átomos participantes. Debido a que los electrones de las capas internas se encuentran atraídos con más fuerza por el núcleo, no suelen participar en la formación de enlaces entre los átomos y son los electrones de la capa de valencia los que participan en el proceso.

Con el fin de resaltar estos electrones, se suelen escribir sus configuraciones electrónicas de forma abreviada, que consiste en indicar el gas noble anterior al elemento en el sistema periódico entre corchetes y expresar únicamente los electrones de los orbitales más externos. Por ejemplo:

átomo de sodio (Na0) (Ne) 3s1

átomo de cloro (Cl0) (Ne) 2s2 3p5

átomo de magnesio (Mg0) (Ne) 3s2

átomo de calcio (Ca0) (Ar) 4s2

Sin embargo, se introdujo un simbolismo muy útil que consiste en representar por un punto o una cruz cada uno de los electrones de la capa de valencia rodeando al símbolo del elemento. Esta representación , se denomina “estructura de Lewis ó simbología de Lewis. Por ejemplo:

átomo de sodio Na + ..átomo de cloro : Cl . . .

átomo de magnesio + Mg +

átomo de calcio Ca + +

Mediante esta simbología se pueden mostrar los electrones apareados y desapareados:

++ ------------------- electrones apareados

B +---------------- electrones desapareados

TIPOS DE ENLACE

1. ENLACE IONICO2. ENLACE COVALENTE3. ENLACE COVALENTE COORDINADO4. ENLACE METALICO5. FUERZAS INTERMOLECULARES

1. ENLACE IONICO

La tracción electrostática que une los iones de cargas opuestas se denomina enlace iónico. Es decir, el enlace iónico es un modelo electrostático basado en una transferencia de carga.

Generalmente se consolida un enlace iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es mayor que 1.5.

Por ejemplo

- molécula de cloruro de sodio (NaCl)

electronegatividad del sodio : 0.0electronegatividad del cloro : 3.0diferencia de electronegatividad = 2.1 (enlace iónico)

representación por simbología de Lewis:

- molécula de óxido de magnesio (MgO)

electronegatividad del magnesio : 1.2electronegatividad del oxígeno : 3.5diferencia de electronegatividad : 2.3 (enlace iónico)

representación por simbología de Lewis:

- molécula de fluoruro de calcio (CaF2)

electronegatividad del calcio : 1.0electronegatividad del flúor : 4.0diferencia de electronegatividad : 3.0 ( enlace iónico)

representación por simbología de Lewis

De los tres ejemplos anteriores y teniendo en cuenta la representación de Lewis, se obtiene una estructura dipolar . Un dipolo se define como: una molécula eléctricamente asimétrica y que tiene cargas opuestas en dos puntos.

Propiedades de los compuestos iónicos:

1.- Estructura.

Se ha dicho que el modelo del enlace iónico está basado en la transferencia de electrones y consiste en la atracción entre iones positivos y negativos. Tal como se ilustra en la siguiente figura, la fuerza de atracción electrostática en un compuesto iónico actúa en todas las direcciones, y cada ión, en un sólido iónico cristalino, está rodeado por otros iones de carga opuesta. Por ejemplo, cada ión sodio, en el NaCl, está rodeado de 6 iones cloruros y cada ión cloruro está rodeado de 6 iones sodio, constituyendo una estructura gigante tridimensional.

Modelo macroscópico de la estructura cristalina en forma de red iónica

(a) (b)

(a) modelo que muestra en forma aproximada un cristal real.

(b) modelo que muestra la disposición geométrica de los iones sodio y cloruros en la red tridimensional. Las esfera más grandes representan iones cloruros y las más pequeñas iones sodio.

2.- Lo anterior explica, además , los elevados puntos de fusión de los compuestos iónicos.

3.- En relación con la conductividad eléctrica, los compuestos iónicos sólidos presentan bajas conductividades eléctricas , pero en estado líquido son buenos conductores de la electricidad.

4.- Los compuestos iónicos son, en general, muy duros pero quebradizos (frágiles)

5.- Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. La solubilidad se debe a que las moléculas de agua se introducen entre los iones que conforman la estructura iónica ( cristalina) y rodean a cada ión, separándolos de los otros. Es decir, se produce una hidratación de los iones. Las moléculas de agua se unen a cada ión formando una especie de jaula que impide que el ión vuelva a la estructura iónica.

2.- ENLACE COVALENTE

El enlace covalente se caracteriza porque los átomos que conforman un compuesto lo logran compartiendo electrones ( pueden compartir un par , dos pares y tres pares de electrones.

Para describir el enlace covalente se utilizan los símbolos de Lewis. La molécula de hidrógeno, H2 ,

proporciona el ejemplo más simple posible de enlace covalente . Se puede representar de la siguiente manera:

El par de electrones compartidos provee a cada átomo de hidrógeno con dos electrones en el orbital (1s) que constituye su capa de valencia, de modo que cada hidrógeno adquiere la configuración electrónica del gas noble “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”.

Las estructuras representadas utilizando los símbolos de Lewis de denomina “ estructuras de Lewis”. Al escribir estas estructuras se acostumbra a representar el par de electrones compartidos mediante un corto trazo. De esta manera, las estructuras anteriores se representan como:

Es posible formalizar la escritura de las estructuras de Lewis introduciendo la “regla del octeto”. Esta regla establece que muchos elementos forman enlaces covalentes completando ocho electrones en su capa de valencia. Aunque existe excepciones a la regla del octeto, ésta es útil a causa del gran número de compuestos que obedecen dicha regla.

En general, tratamos de cumplir con la regla del octeto al escribir estructuras de Lewis a menos que sea imposible hacerlo.

La regla del octeto tiene su origen en la estabilidad especial de la configuración tipo gas noble. Así, por ejemplo, el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, y el flúor alcanzan la configuración electrónica del “neón” cuando ellos completan ocho electrones en su capa de valencia. Es posible predecir el número

de enlaces que formarán los no metales en sus compuestos covalentes, puesto que el número del grupo indica el número de electrones de valencia , siendo el número de enlaces igual al número de elecrones que faltan para completar ocho.

Así, los elementos del grupo VII A, tal como el flúor formarán 1 enlace covalente para completar el octeto; los elementos del grupo VI A, tal como el oxígeno, formarán 2 enlaces covalentes; los del grupo V A , tal como el nitrógeno, formarán 3 enlaces covalentes; y los del grupo IV A , tal como el carbono, formarán 4 enlaces covalentes. Estas predicciones se cumplen en numerosos compuestos. Por ejemplo, si consideramos los hídridos de los no metales del período 2, tenemos:

En todos los enlaces en que participa el hidrógeno, éste no puede, ciertamente, completar un octeto, pues adquiere siempre la configuración electrónica del “helio” (con dos electrones).

Dos ejemplos interesantes son las moléculas de fluoruro de oxígeno, OF2 , y el fluoruro de nitrógeno, NF3. Para escribir las estructuras de Lewis, se escribe primero los símbolos de Lewis, en cada caso.

Para el OF2 , tenemos:

Uniendo cada uno de los electrones desapareados del oxígeno con el único electrón desapareado de cada flúor, se obtiene:

Y para el NF3, tenemos

Uniendo cada uno de los tres electrones desapareados del nitrógeno con el electrón desapareado de cada flúor, tenemos:

En ambos casos cada elemento cumple la regla del octeto.

ENLACES MULTIPLES

El compartimiento de un par de electrones constituye un “enlace covalente simple”. En muchas moléculas, los átomos completan octetos compartiendo más de un par de electrones. Si los átomos comparten dos pares de electrones tendremos un “enlace covalente doble” y si comparten tres pares tendremos un “enlace covalente triple”.

La molécula más sencilla con enlace triple es el nitrógeno, N2 :

Debido a que el átomo de nitrógeno tiene cinco electrones en su capa de valencia requiere compartirtres pares de electrones a fin de completar el octeto.

El ejemplo más importante conteniendo “enlace doble” es la molécula de dióxido de carbono, CO2 : La estructura de Lewis para el CO2 muestra claramente cómo esta molécula cumple la regla del octeto.

3.- ENLACE COVALENTE COORDINADO

No siempre los electrones que forman un enlace covalente son aportados por cada átomo involucrado en él, a veces el par de electrones es proporcionado por un átomo solamente.

Existen varios ejemplos de estructuras que poseen enlace covalente coordinado.

Se analiza el caso de ácido nítrico (HNO3):

El total de electrones de valencia es 1 + 5 + (3 x6) = 24. Se ha señalado que en los oxiácidos el átomo central está rodeado de átomos de oxígeno, y los hidrógenos que haya se unen a los átomos de oxígeno. Luego, podemos escribir:

Ubicamos los pares de electrones para formar los enlaces:

Los cuatro enlaces ocupan ocho electrones. Ubicamos dos pares de electrones en el átomo de oxígeno que hay entre el H y el N, completándose un octeto. Con ello tenemos doce electrones ubicados. Si, además, los otros doce electrones los ubicamos de a seis en cada oxígeno tendremos

Completándose un octeto para cada átomo de oxígeno, pero el nitrógeno queda sólo con seis; por lo tanto, debe haber un enlace doble entre el átomo de nitrógeno y uno de los de oxígeno.

En ella se observa que de los cinco electrones de valencia del nitrógeno uno es compartido con uno del oxígeno de la izquierda y dos son compartidos con dos electrones del oxígeno ubicado abajo formando un enlace doble; los otros dos electrones los comparte con el átomo de oxígeno ubicado arriba, el que no aporta ningún electrón puesto que tiene sus electrones ubicados a su alrededor en tres pares no compartidos. Es decir, el enlace entre el nitrógeno y el oxígeno de la parte superior consiste en compartir los electrones que han sido aportados, ambos, por el átomo de nitrógeno. Este enlace covalente recibe el nombre de “enlace covalente coordinado y se indica a veces, cuando es necesario, con una flecha en lugar del trazo que va del átomo que aporta los electrones al átomo que los recibe para compartirlos:

No existe, por supuesto, ninguna diferencia entre un enlace covalente y un enlace covalente coordinado salvo que sólo uno de los átomos aporta el par de electrones compartidos.

Otro ejemplo típico de enlace covalente coordinado se observa en los iones “amonio” (NH4+) y el ión

“hidronio” (H3O+).

El caso del ión amonio es interesante y, además muy importante. Como sabemos el ión amonio se forma por la acción de un ácido sobre el amoníaco. El amoníaco, en su calidad de base, capta un hidrógeno (o protón) del ácido:

H+ + NH3 ------------------ NH4+

(de un ácido)

Formando el ión amonio (que es el ácido conjugado de la base amoníaco). Esta reacción es posible, puesto que como hemos visto, el amoníaco posee en su estructura un par de electrones no compartidos, los cuales atraen al ión hidrógeno (sin electrones) para formar un enlace covalente coordinado. Utilizando la simbología de Lewis, podemos representar esto como:

Otro ejemplo, de gran importancia, es el ión “hidronio”, H3O+. Su formación se representa utilizando la simbología de Lewis, como:

Excepciones a la regla del octeto

Existen numerosas moléculas e iones que no cumplen la regla del octeto. Estas excepciones son de tres tipos.

1.- Uno de ellos lo constituyen aquellas especies en que el número total de electrones de valencia es impar. En la mayoría de las moléculas, como hemos visto, el número es par y se produce un apareamiento completo de espines. Pero en moléculas como ClO2 , NO y NO2 , el número de electrones es impar. Por ejemplo, el NO tiene 5 + 6 = 11 electrones de valencia. Por supuesto no puede haber un apareamiento completo de electrones siendo imposible completar un octeto alrededor de cada átomo. Estos casos escapan a nuestros objetivos de estudio.

2.- Octeto incompleto. Un segundo tipo de excepciones corresponde a aquellos casos en que hay un número de electrones menor que ocho alrededor de un átomo. Estas moléculas reciben el nombre de “moléculas deficientes en electrones o moléculas con octeto incompleto” y se presentan con los elementos berilio (be), boro (B) y aluminio (Al). El caso más común corresponde al fluoruro de boro(BF3), cuya estructura de Lewis es:

3.- Ampliación del octeto. Un tipo más numeroso de sustancias que no cumplen la regla del octeto son aquellas que pueden acomodar más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Un ejemplo común es el cloruro de fósforo (V), el cual se obtiene haciendo pasar cloro gaseoso sobre cloruro de fósforo (III) a 300ºC.

PCl3 (g) + Cl2 (g) ------------------ PCl5 (g)

La estructura de Lewis para el PCl5 es:

Otras moléculas que presentan ampliación del octeto son el PF5 y el SF6. En general, podemos reconocer las siguientes normas para la ampliación del octeto:

1. La ampliación de la capa de valencia aumenta con el aumento del tamaño del átomo central.2. La ampliación de la capa de valencia se produce, en la mayoría de los casos, cuando el átomo

central se encuentra unido a átomos más pequeños que tienen gran atracción por los electrones tales como el Flúor, el Cloro y el Oxígeno.

RESONANCIA

Existen numerosas moléculas e iones para los cuales es posible escribir dos o más estructuras de Lewis correctas.Considerar el ozono, O3 (estado alotrópico del oxígeno). Esta molécula es angular. Para ella tenemos un total de 18 electrones de valencia (seis por cada átomo). Al escribir su estructura encontramos que debe haber un enlace doble para completar un octeto alrededor de cada átomo.

Pero esta estructura en sí no puede ser correcta porque requiere que uno de los enlaces oxígeno – oxígeno sea diferente del otro, lo cual es contrario a lo observado. Podríamos, también, escribir su estructura de Lewis con el doble enlace a la izquierda:

Las dos estructuras de Lewis para el ozono son equivalentes, excepto por la ubicación de los electrones. La longitud del enlace depende no solamente de la naturaleza de los átomos enlazados; sino también si se trata de un enlace simple, doble o triple.

Basados en algunos datos sobre longitudes de enlaces y en la estructura de Lewis del O3, cabría esperar que el enlace simple O – O fuera más largo que el enlace doble O = O

Sin embargo, la evidencia experimental indica que ambos enlaces oxígeno – oxígeno son de igual longitud; así ninguna de las estructuras de Lewis mostradas representa

verdaderamente a la molécula. Para resolver el dilema, cuando se pide escribir la estructura del ozono, se escriben ambas estructuras de la siguiente manera:

Cada una de estas estructuras se denomina “forma resonante” y el fenómeno en sí se llama “resonancia”. La flecha con dos puntas indica que la estructura real de la molécula es descrita por una estructura intermedia sugerida por las dos formas resonantes.

El hecho de que podamos escribir más de una estructura de Lewis correcta para una especie química no debe conducirnos a pensar que la molécula exista realmente en dos o más formas que oscilan rápidamente entre ellas. Existe una sóla forma de la molécula, que es observada experimentalmente. El que necesitemos escribir dos o más formas resonantes diferentes es simplemente una limitación del uso de las estructuras de Lewis para describir la distribución de los electrones en las moléculas.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

1. La mayoría de las sustancias covalentes están constituidas por moléculas discretas. Los enlaces covalentes tiene propiedades direccionales (es decir, están dirigidos en ciertas direcciones relativas entre sí), y cada molécula posee una geometría característica determinada por sus enlaces. Por ejemplo, los átomos del dióxido de carbono (CO2) están ubicados en línea recta, y la molécula es lineal; en la molécula de agua, (H2O), los átomos forman un ángulo con el oxígeno en el vértice y la molécula es angular.

2. La mayoría de los compuestos covalentes presentan bajos puntos de fusión y de ebullición.

3. Los sólidos covalentes son comúnmente blandos y céreos, o bien, frágiles y fáciles de quebrar.

4. Son malos conductores del calor y de la electricidad.

5. Los compuestos covalentes no polares son generalmente solubles en solventes no polares, y los compuestos covalentes polares son generalmente solubles en solventes polares.

4.- ENLACE METALICO

El enlace metálico no sólo lo presentan los metales sino también las aleaciones. Este tipo de enlace es muy difícil de sistematizar.

Los metales están constituidos por estructuras gigantes. En la estructura de un metal los electrones de valencia de cada átomo se “mueven” libremente de uno a otro; durante este movimiento cada átomo queda cargado positivamente (es decir, queda como ión) .El resultado es una atracción entre iones metálicos y electrones libres móviles que los rodean.

En los metales representativos los electrones móviles que participan en el enlace son electrones “s” ó “s y p”. En este caso el enlace resultante es relativamente débil, lo cual explica por qué estos metales son blandos, de aspecto ceroso y con puntos de fusión relativamente bajos.

En los metales de transición ( que son la mayoría), participan, además, en el enlace electrones “d” de la penúltima capa; esto contribuye a que el enlace sea bastante fuerte, lo que explica por qué estos metales son duros y tienen elevados puntos de fusión.

Este modelo sencillo y muy simplificado del enlace metálico es suficiente para explicar la mayoría de las propiedades generales de los metales.

Puesto que la corriente eléctrica es un movimiento de electrones y puesto que los electrones del enlace son libres para moverse de un átomo a otro, los metales son buenos conductores de la electricidad.

Del mismo modo, puesto que un aumento de la temperatura significa un aumento de la energía cinética, los electrones libres para moverse absorben fácilmente energía cinética y la pasan a los electrones vecinos; esto hace que el metal sea un buen conductor del calor.

Cuando la luz cae sobre la superficie de un metal, los electrones móviles vibran a una frecuencia igual a la de la luz que reciben. Estos electrones vibratorios se convierten en fuente de luz, la cual es emitida inmediatamente. Esto da al metal su lustre característico (o brillo metálico).

Propiedades de algunos elementos metálicos

Propiedad K Ca Cu Cr Sn

Apariencia plateado plateado plateado plateado plateado lustroso lustroso lustroso lustroso lustroso

Punto de fusión ºC 63.4 851 1083 1857 232

Punto de ebullición ºC 757 1482 2582 2672 2270

Conductividad eléctrica (todos conducen , tanto en estado sólido como en líquido)5.- FUERZAS INTERMOLECULARES

Se denominan “fuerzas intermoleculares” aquellas fuerzas que existen entre las moléculas. La existencia de los estados líquidos y sólido en las sustancias constituyen una evidencia de la existencia de fuerzas intermoleculares. Todas ellas son de naturaleza electrostática.

Aunque las magnitudes de estas fuerzas varían dentro de un rango más o menos amplio son, en general, bastante menores que las fuerzas de los enlaces iónico, covalente y metálico.

Las fuerzas intermoleculares son de dos tipos:

a) Fuerzas de Van der Waalsb) Enlace de hidrógeno (enlace por puente de hidrógeno)

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son de dos tipos: Fuerzas dipolo – dipolo y Fuerzas de London .

Las fuerzas dipolo – dipolo, se presentan en todas las moléculas polares. Una molécula polar es aquélla en que la carga se distribuye de tal manera que en un extremo de ella tiene una pequeña carga negativa y el otro una pequeña carga positiva; naturalmente, que la molécula en conjunto es neutra.

En la siguiente figura se ilustra esquemáticamente la disposición en un plano de las moléculas polares de una sustancia, donde se aprecia cómo el extremo positivo de una molécula atrae el extremo negativo de otra, con su consiguiente alineación. Esta atracción electrostática constituye la fuerza dipolo – dipolo.

(a) ilustración esquemática en el plano de moléculas polares de HCl, mostrando su alineamiento en el sólido.(b) distribución de cargas en la molécula de cloruro de hidrógeno.

Las fuerzas de London se presentan en todo tipo de molécula. Para describirla, consideremos la molécula de cloro, Cl2 . Esta molécula, es no polar; sin embargo, en cierto instante el “movimiento” de los electrones alrededor de los núcleos concentra más electrones en un extremo que en otro, lo que hace que momentáneamente la molécula tenga polaridad.

Esta polaridad aunque momentánea permite que atraiga otra molécula similar creándose una fuerza de atracción instantánea entre las moléculas llamada “fuerza de London”. A medida que desaparecen estas fuerzas momentáneas se crean nuevas fuerzas de este tipo.

A causa de que las fuerzas de London se deben al “movimiento” de los electrones, su fuerza depende del número de éstos. Mientras más electrones hay en las moléculas que interactúan mayor será la atracción entre ellas.

Las fuerzas de London permiten explicar la presencia de fuerzas de atracción entre moléculas no polares como también entre los átomo de los gaes nobles.

ENLACE DE HIDROGENO

El enlace de hidrógeno es una forma particularmente fuerte de atracción dipolo – dipolo. Esta fuerza existe entre ciertos átomos de hidrógeno enlazados covalentemente y pares de electrones de otros átomos.

El enlace de hidrógeno se produce cuando el átomo de hidrógeno se encuentra enlazado a un átomo muy electronegativo, especialmente flúor, oxígeno y nitrógeno. Un ejemplo de esta clase de fuerza la encontramos en el agua. El agua es una molécula polar.

Los electrones de cada enlace hidrógeno – oxígeno son atraídos por el átomo más electronegativo(oxígeno), dejando parcialmente expuesta la carga del protón (el núcleo de hidrógeno). Como resultado, este protón es atraído fuertemente por pares de electrones no compartidos de otros átomos.

En el caso del agua, el hidrógeno (protón) de una molécula de agua es atraído por un par de electrones del átomo de oxígeno de otra molécula de agua. Comúnmente, el enlace de hidrógeno se representa por una serie de puntos.

En la siguiente figura se ilustra con modelos el enlace de hidrógeno en el agua líquida.

(a) representación con modelos.(b) representación con fórmulas que muestran la geometría de las moléculas. Las líneas de puntos

representan el enlace de hidrógeno.