ENLACE QUIMICO

Enlace Quimico

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.

      Clases de Enlace

Enlace Ionico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo). 

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl^- y Na⁺. De esta forma cada ion Cl^- queda rodeado de seis iones Na⁺ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos.

Enlace covalente

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrónes, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple.

Enlace covalente polar

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico, el enlace covalente es llamado enlace covalente polarizado. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.

Se produce en elementos iguales, es decir, con una misma electronegatividad por lo que su resultado es 0. Un átomo no completa la regla del octeto.

Características del enlace covalente polar

• Enlace sencillo: se comparten dos electrones de la capa de valencia. Ej: F-F
• Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia. Ej: O=O
• Enlace triple: se comparten 6 electrones en 3 pares de electrones de la capa de valencia. Ej: NΞN
• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones en 4 pares de la capa de valencia. Ej: CC
• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones en 5 pares de la capa de valencia

En general cuando un átomo comparte los dos electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→)

Enlace Metálico

Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre nucleos atomicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.

Uniones Intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).

Atraccion Ion-dipolo

En una atracción del carácter ion-dipolo, los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas. Ejemplo de este tipo de interacción se produce en la solvatación de una solución acuosa de cloruro de sodio (NaCl).

Atraccion Ion-Dipolo Inducido

Parecida a la anterior, pero el dipolo es previamente inducido por el campo electrostático del ion. Por ejemplo, la existencia de la especie ion triyoduro ( I₃^- ), se explica en base a la interacción entre el yodo ( I₂) y el ion yoduro ( I^-).

Atraccion Dipolo-Dipolo

Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares. Además, son proporcionales a los valores de los momentos dipolares de las moléculas.

Esta interacción se produce por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la  positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.

Fuerzas de dispersión o de London

Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de la molécula.

Todos los gases, incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares, son susceptibles de ser licuados. Por ello deben de existir unas fuerzas atractivas entre las moléculas o átomos de estas sustancias, que deben ser muy débiles, puesto que sus puntos de ebullición son muy bajos.

Para visualizar la situación física, se puede considerar un átomo de gas noble. La distribución electrónica alrededor del núcleo positivo es esférica, de manera que no hay momento dipolar neto; pero, como los electrones están en movimiento, puede haber en cualquier instante un desbalance de la distribución electrónica en el átomo. Esto quiere decir que puede autopolarizarse momentáneamente. Este átomo polarizado induce un momento dipolar en el vecino, que a su vez crea el mismo efecto en sus vecinos y el efecto se va propagando por toda la sustancia.

Estos dipolos inducidos causan entonces que los átomos de los gases nobles o las moléculas no polares se atraigan mutuamente. En general, son proporcionales al nº de electrones por molécula, aunque también puede influir la forma de la molécula.

Enlaces por puente de hidrógeno 

Finalmente, en determinados casos, algunas moléculas pueden unirse a otras mediante una unión más débil que los tipos principales de enlace, pero más fuerte que las fuerzas de van der Waals, llamada enlace por puente de hidrógeno. Esta unión aumenta la cohesión entre las moléculas y sólo puede darse en aquellas en las que hay alguno de estos tres tipos de enlace:  F - H ; O - H  y  N - H. 

Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de ebullición de los compuestos que forma el hidrógeno con los elementos de algunos grupos de los no metales.

Como se observa en la gráfica, los puntos de ebullición del HF, H₂O y NH₃ son más altos de lo esperado, según la tendencia observada en las combinaciones del hidrógeno con los elementos de los diversos grupos. 

Esto es debido a que, en estos casos, se forman asociaciones moleculares, a causa del enlace por puente de hidrógeno, que es necesario romper para provocar el cambio de estado; por eso, los puntos de fusión y ebullición resultan más elevados.

Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos.

Hay que recalcar que las fuerzas por puente de hidrógeno se establecen entre los elementos muy electronegativos indicados (F, O y N) y un hidrógeno de una molécula vecina; y siempre que en ambas moléculas  aparezcan, a su vez, directamente unidos. 

Estas fuerzas pueden dar lugar a la formación de dimeros, como puede ocurrir en el caso del ácido acético.

Los enlaces por puente de hidrógeno son los responsables de la estructura del hielo. Cada molécula de agua se rodea de cuatro construyendo una estructura voluminosa, que hace que el hielo sea menos denso que el agua líquida.

 

Tipo Fuerzas Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.

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