El enlace químico: es la fuerza que se establece entre átomos o

El enlace químico: es la fuerza que se establece entre átomos o grupos de
átomos y que es responsable de que permanezcan unidos, también se define
como proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y
moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos. 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 transferencia de electrones entre los átomos participantes.
La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir,
mediante su unión con otros átomos, la configuración de gas noble (ocho
electrones en la capa más externa, salvo el helio que sólo tiene dos), que es
muy estable. Es corriente distinguir tres tipos principales de enlaces químicos:
iónico, covalente y metálico. Aunque dichos enlaces tienen propiedades bien
definidas, la clasificación no es rigurosa, existiendo una transición gradual de
uno a otro, lo que permite considerar tipos de enlace intermedios. Gracias a
estos enlaces se forman los compuestos químicos, por ejemplo la sal.
La sal común es un sustancia bien conocida. Es utilizada para conservar y
aderezar alimentos. Nuestra sangre posee casi la misma proporción de sal que
el agua del mar, y es fundamental para mantener muchas de nuestras
funciones vitales. Está formada por un no metal, el cloro y un metal alcalino, el
sodio. Ambos en estado puro son extremadamente peligrosos para el hombre,
sin embargo, forman juntas una sustancia, la sal común, que es inocua en
pequeñas cantidades. Se dice por tanto que han formado un compuesto
químico, una sustancia muy diferente de los elementos que la componen.
Muchas de las sustancias que conocemos están formadas por uniones de
distintos elementos. El azúcar, por ejemplo, está formado por oxígeno,
hidrógeno y carbono. Estos átomos que pierden o ganan electrones para
unirse se transforman en iones, átomos con carga eléctrica. Estos iones se
unen para formar compuestos químicos, y la forma de unirse entre ellos se
denomina enlace químico.
El enlace químico debe explicar los aspectos de las especies químicas
formadas:
- La clase de átomos que entran a formar parte de las especies y su
proporción
- La geometría o disposición espacial de los átomos.
- Su contenido energético que determina la posibilidad de la especie
química.
En general, cuanto menor sea el contenido energético de un sistema químico,
mayor será su estabilidad.Una especie quimica es un sistema quimico estable
si se corresponde con un minimo de energía.
Un conjunto de átomos se unen entre si para tranformarse en un sistema
quimico de mayor estabilidad.

Tipos de enlaces químicos: según las intesidades de las fuerzas que
mantienen unidas a las especies químicas, los enlaces se pueden
clasificar en principales y secundarios ( estos se denominan también
intermoluculares y poseen una enegía muy inferior a la de los
principales).
-Enlaces principales: según la elctronegatividad de los atomos que se
unen pueden ser:
+Enlace convalente: unión quimica que se establece entre
átomos de elelmentos que poseen alta electronegatividad (no metales). En
esta union los atomos comparte electrones para alcanzar la capa de
valencia de los gases nobles.
+ Enlace iónico: unión quimica que se establece entre átomos
muy diferente electronegatividad (metal y no metal). Si se produce entre dos
atomos el atomo mas electronegativo capturarará los electrones cedidos por
el otro.
+ Enlace metálico: es la unión quimica tipica de las sustancias
metálicas. Se establece entre átomos de escasa electronegatividad. Estos
poseen orbitales de valencia que permiten el movimiento de los electrones.
-Enlaces secundarios: Se denominan también fuerzas intermoleculares
ya que se establecen entre moleculas, y poseen una energia muy inferios a la
de los enlaces principales. Los más importantes son las fuerzas de Van der
Waals y el enlace de hidrogeno.
1. EL ENLACE IONICO.
Union quimica que se establece entre un atomo de un elemento metalico y otro
de un elemento no metalico.
Se denomina valencia inonica a la carga de una especie quimica cuando
intercambia un determinado numero de electrones.
La formación de una sustancia ionica se puede describir en dos etapas:
a) Formación de un par de iones aislados: Al aproximarse un atomo de
un elemento no metalico a otro de un elemneto metalico, se produce un
intercambio electronico que los transforma en un anion y un catión.
Este proceso de formación de iones es energéticamente desfarovable,
ya que la energia liberada en la formación del anión es inferor en valro
absoluto a la absorbida en la formación del catión.
b) Establecimiento de fuerzas de atracción: entre los iones de signo
contrario. Son fuerzas de tipo electrostático que cumplen la ley de
Coulomb.
Cada ion se rodea del máximo numero posible de iones de signo contrario y se
forman estructuras gigantes de iones ordenados (cristales)
Dado
que
los
elementos
implicados tienen
elevadas diferencias
de
electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y
uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a
otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones
formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica
estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion
cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica
estable. Son estables pues ambos, según la regla de octeto adquieren 8
electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los iones
de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de
carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción
determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte,
se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua;
si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también
es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en
líquidos apolares como el benceno.
Características del enlace iónico.
-Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
-Altos puntos de fusión (entre 300 °C o 1000 °C)2 y ebullición.
-Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II
y los no metales de los grupos VI y VII.
-Son solubles, como en agua y otras disoluciones acuosas.
-Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
-En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque
de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará.
Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un
cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla
del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son
capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello
éste funciona.
Propiedades de los compuestos iónicos
Los compuestos inonicos son redes infinitas formadas por fuerzas de carácter
electroestático entre iones de carga contraria. La fortaleza de estas uniones
determina la estabilidad del cristal ionico. En general la estabilidad se ve
incrementada si:
- El cation y el anion tienen tamaños similares.
- Los elemntos que forman el cristal tienen electronegatividades muy
diferentes.
- Las cargas de los iones poseen valores bajos.
LAS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS:
- Son sólidos a temperatura ambiente debido a fortaleza de la red ionica.
- Poseen puntos de fusion y ebullición elevados.
- No conducen la electricidad en estado sólido ya que sus cargas ocupan
posiciones fijas en la red. Sin embargo en estado fundido o disuelto si la
conducen al ser sus iones moviles.
- Presentan gran dureza.
- Son frágiles.
- Ofrecen resistencia a la dilatación.
- En general son solubles en disolventes polares.
Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo
cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb,
muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con
puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que
deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario
para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía
reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de
compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado
gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de
fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos
iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en
la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales
iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien
son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se
debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas
positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto
de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a
una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del
valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de
estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de
la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las
moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga
opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía
que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez
arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las
moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas
protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que,
en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares,
aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y
del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy
soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario,
con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar
muy elevado.
Redes ionicas: En los compuestos ionicos, cada cation se rodea del mayor
número posible de aniones y viceversa, formando una estructura gigante
eléctricamente neutra denominada red o cristal ionico.
El indice de coordinación (IC) de un crital ionico es el número de iones de un
mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distacia
minima. Este indice aumenta al hacerse mayor la relación entre el radio del
cation y del anion.
Se denomina celda unidad a la minima proporción que llevada en las tres
direcciones del espacio nos permite generar la red. Esta posee no solamente la
información sobre el indice de coordinación sino tambien sobre la disposición
espacial de los iones que se corresponde con la geometria que minimiza las
repulsiones.

Tipos de redes ionicas:
-
Red cúbica centrada en el cuerpo: cada ion se rodea de 8 iones de
signo contrario.
-
Red cubica centrada en las caras: cada ion se rodea de 6 iones de
signo contrario
-
Red tetraédrica: cada ion se rodea de 4 iones de signo contrario.
-
Red de la fluorita: En la fluorita cada ion Ca2+ se encuentra rodeado
cúbicamente de 8 F- y cada ion F- de 4 iones de Ca2+ en disposición
tetraédrica. Los indices de coordinación del cation y del anion no
coninciden (8:4)
2. ENLACE METÁLICO: es un enlace químico que mantiene unidos
los átomos 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.
Todos los átomos de elementos
metálicos tienen un escaso número de
electrones en la capa de valencia, con
tendencia a perderlos, debido a su baja
energía de ionización y convertirse en
cationes.
Según la teoría del “mar de electrones”
o “nube electrónica”, los átomos pierden
sus electrones de la capa de valencia,
convirtiéndose en cationes. Estos se
colocan ordenadamente, formando
redes o estructuras gigantes llamadas
redes metálicas.
Los electrones cedidos no escapan, sino que continúan moviéndose a través
de toda la red, entre los intersticios de los cationes, anulando así las fuerzas de
repulsión entre ellos.

Las redes metálicas más comunes son: La hexagonal compacta, la
cúbica centrada en caras y la cúbica centrada en el cuerpo.
Las redes metálicas tienen una
peculiaridad que las distingue:
la facilidad de movimiento de
los electrones, que les confiere
propiedades como por ejemplo
la conductividad eléctrica o la
térmica
Propiedades de los metales:
-Gran conductividad eléctrica: facilidad que tienen algunos electrones
de la capa de valencia para moverse libremente por toda la red.
-Gran conductividad térmica: Al calentar una parte del metal, los
electrones de esa zona adquieren energía cinética, que trasmiten a otros
electrones móviles de la red y a los cationes fijos.
-Brillo metálico característico: Los electrones captan y emiten fácilmente
las radiaciones electromagnéticas. Así absorben casi todas las longitudes de la
luz visible, que luego emiten, presentando siempre un brillo plateado.
-Tenacidad: gran resistencia a la tracción
-Son dúctiles y maleables, es decir, pueden ser moldeados.
-Punto de fusión y ebullición variables: Dependen de dos factores: el
tamaño de los cationes y el número de electrones que formen la nube, es decir,
el número de electrones de valencia.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace
fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar
los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus
nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que
quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los
responsables que los metales presenten una elevada conductividad
eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en
contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y
son maleables.
Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de
electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado
gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos
que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces
más fuertes entre los distintos átomos que los componen.
La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia
de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la
vinculación (en los metales elementales puros) o muy poca (en las aleaciones),
y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la
estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas
características físicas de metales, tales
como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad,
y brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).
Modelo de nubes de electrones: Según este modelo, los átomos metálicos
ceden sus electrones de valencia a una "nube electrónica" que comprende
todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las
atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles
que pertenecen en su conjunto a la red metálica.
El enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado.
Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos
los restos atómicos que forman la red.
Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube
común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red,
perteneciendo a todos los "restos positivos".
Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades
de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la
explicación de la diferente conductividad de algunos metales.
Teoría de bandas: Esta teoría representa un modelo más elaborado para
explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales
moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los
orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos
que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor
energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos
se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre
ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N
orbitales, de otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de
energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda".

En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena;
pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de
valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello,
tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los
electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir
la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.

En el caso de los aislantes la banda de valencia está completa y la de
conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan
sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y
otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos
electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la
movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no
conducen la corriente eléctrica.

Un caso intermedio lo constituyen los semiconductores, en el caso de
las sustancias de este tipo, la banda de valencia también está llena y
hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es
tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden
saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados
en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad
eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la
temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda
de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si.
3. ENLACE COVALENTE: Es la unión química entre átomos de elementos no
metálicos con elevada electronegatividad, que comparten uno o más pares
electrónicos. 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 electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple,
doble o triple. En representación de Lewis estos enlaces pueden representarse
por una pequeña línea entre los átomos.

La diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados permite
clasificar los enlaces covalentes en:
-Enlace covalente apolar: se unen átomos de idéntica electronegatividad. Se
forman cuando átomos iguales comparten pares de electrones.
-Enlace covalente polar: Se establece al compartir los pares electrónicos
átomos de diferentes electronegatividades. La distribución de carga no es
uniforme y los electrones compartidos están más próximos al átomo del
elemento más electronegativo.

El número de pares electrónicos compartidos por los átomos enlazados :
-Enlace covalente sencillo: comparten un par de electrones.
- Enlace covalente múltiple: se comparten más de un par de electrones.

Se denomina enlace covalente coordinado o dativo a la unión química
en la que el par de electrones de enlace ha sido aportado por uno solo
de los átomos que se unen.
La aplicación de la mecánica cuántica al enlace químico solventó este
problema pero, dada la imposibilidad de resolver de forma exacta la ecuación
de Schrodinger , deben realizarse aproximaciones. Las más conocidas, que
han producido dos teorías son: La teoría del enlace de valencia, y la teoría de
los orbitales moleculares.

Teoría del enlace de valencia: explica la naturaleza de un enlace
químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La
teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en
una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con
restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La
teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con
la teoría del orbital molecular.

Teoría de los orbitales moleculares: método para determinar
la estructura molecular en la que los electrones no están asignados a
enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un
movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la
molécula.
Propiedades de los compuestos con enlace covalente:
Hay que distinguir entre aquellos en los que la formación de enlaces de tipo
covalente da lugar a compuestos moleculares y otros en los que se forman
redes tridimensionales:
Las redes covalentes se forman por átomos que se unen entre sí por uniones
covalentes, por ello la fuerza de unión es fuerte. Las propiedades de este tipo
de compuesto vendrán definidas por este hecho:
o
o
o
o
Presentan elevados puntos de fusión (generalmente subliman si se
sigue calentando)
Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.
Suelen ser duros.
Suelen ser malos conductores de la electricidad.
Son sustancias de este tipo el diamante cuarzo, carburo de silicio nitruro de
boro etc...
Las sustancias covalentes moleculares se caracterizan porque sus átomos se
unen mediante enlaces covalentes, pero forman entidades moleculares
individuales. Estas interaccionan entre sí mediante fuerzas
intermoleculares, siendo el tipo de fuerza intermolecular presente la
responsable de las propiedades que presentan las sustancias:
o
o
o
o
Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura
ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados,
aunque serán mayores cuando la fuerza intermolecular que une a las
moléculas sea más intensa.
Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las
fuerzas intermoleculares.
La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad
similar. Los compuestos polares se disuelven en disolventes
polares, los apolares en los disolventes apolares.
En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la
conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la polaridad de las
moléculas.
Son muchas las sustancias de este tipo: H2, Br2, H2O, NH3, compuestos
orgánicos, etc.
*RESUMEN GENERAL DE LOS ENLACES PRIMARIOS:
LOS ENLACES SECUNDARIOS
1. FUERZAS DE VAN DER WAALS: denominada así en honor al científico
neerlandés Johannes Diderik van der Waals, es la fuerza atractiva o
repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas
a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción
electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.
2. ENLACE POR PUENTES DE HIDROGENO: Un enlace de hidrógeno es la
fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo
de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta
de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno
unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor. El ejemplo de enlace de
hidrógeno quizás el más simple, se encuentra entre las moléculas de agua.
En una molécula aislada de agua, el agua contiene dos átomos de
hidrógeno y un átomo de oxígeno. Dos moléculas de agua pueden formar
un enlace de hidrógeno entre ellas.
BIBLIOGRAFIA

Libro de 2Bachillerato.
Editorial SM.
Autores: José Ignacio del Barrio, Ana Isabel Barcena, Alicia
Sánchez y Aurelio Caamaño.

Libro Mil Problemas de Química general
Editorial: Everest
Autores: J.A. Fidalgo y M.R. Fernández.

http://es.wikipedia.org/wiki/...

http://iesdolmendesoto.org/zonatic/el_enlace_quimico/enlace/enlace_covale
nte.html#TEV

http://www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml
INDICE:
1. Introducción de los enlaces químicos.
2. El enlace Iónico (definición, características, ejemplos)
3. El enlace Metálico (definición, características, ejemplos)
4. Enlace Covalente (definición, características, ejemplos)
5. Los enlaces secundarios
-Fuerzas de Van der Waals
-El enlace del hidrogeno.
ALBA SÁNCHEZ PÉREZ