unidad 5: el enlace químico

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
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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.
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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:
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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.
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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.
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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
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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.
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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
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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.
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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.
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