Enlace Químico: Fundamentos, Tipos y Propiedades Clave de las Sustancias

Este documento explora los principios fundamentales del enlace químico, un concepto esencial para comprender la estructura y el comportamiento de la materia. Se abordan los diferentes tipos de enlaces y las fuerzas que mantienen unidas a las partículas, así como las propiedades resultantes de las sustancias.

Ideas Fundamentales del Enlace Químico

• La razón fundamental del enlace entre átomos es buscar la estabilidad energética, minimizando la energía (potencial eléctrico).
• La energía de los átomos enlazados es menor que la de los átomos separados.
• Existen tres tipos principales de enlace:
  • Iónico: Formación de una red o cristal de iones positivos y negativos.
  • Covalente: Unión de varios átomos para formar moléculas. En ocasiones, puede formar "redes covalentes" (ej. diamante), donde muchos átomos se enlazan de forma extensa.
  • Metálico: Red o cristal de iones positivos inmersos en un "mar" de electrones deslocalizados.
• Las fuerzas intermoleculares producen atracciones entre moléculas, dando lugar a determinados comportamientos de las sustancias moleculares.

Concepto de Enlace Químico

Las fuerzas que mantienen unidos los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera estable se denominan enlaces químicos.

Energía y Estabilidad

Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tienen los átomos por separado.

La Regla del Octeto y la Estructura de Gas Noble

Muchos elementos, al unirse a otros, manifiestan tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gases nobles.

Para la mayor parte de los elementos, esto significa tener ocho electrones en la capa de valencia.

Clasificación General de los Enlaces Químicos

El estudio de las sustancias puras ha demostrado que estas pueden estar formadas por tres clases de partículas: átomos, iones o moléculas.

Distintas clases de fuerzas las unen establemente:

• Los átomos se unen mediante enlace covalente o enlace metálico.
• Los iones se unen mediante enlace iónico.
• Las moléculas se unen unas a otras mediante fuerzas intermoleculares.

Las diferentes formas de enlace permiten a los elementos conseguir estructuras de gas noble.

Enlace Iónico

Llamamos valencia iónica de un elemento a la carga, positiva o negativa, que adquieren sus átomos cuando se convierten en iones.

Los elementos metálicos, con pocos electrones de valencia y baja energía de ionización, tienden a convertirse en cationes.

Los elementos no metálicos, con muchos electrones de valencia y afinidad electrónica muy negativa, tienden a recibir electrones, convirtiéndose en aniones.

Estos iones se unen de manera estable mediante enlace iónico y forman los compuestos iónicos.

El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica.

Estructura de los Compuestos Iónicos

Los compuestos iónicos forman cristales, es decir, estructuras sólidas constituidas por cationes y aniones. Los iones se colocan de manera ordenada siguiendo las tres direcciones del espacio.

La disposición de los iones depende de:

• La carga de los cationes y de los aniones, ya que debe haber tantas cargas positivas como negativas.
• Las interacciones electrostáticas. Debe haber el máximo número de atracciones electrostáticas y el mínimo número de repulsiones, puesto que son las fuerzas electrostáticas atractivas las que aseguran la estabilidad en el cristal.
• El tamaño de los iones, ya que se ordenan de manera que haya la menor cantidad de huecos posible.

Número de Coordinación

El número de cationes con los que tiene contacto un anión o el número de aniones con los que tiene contacto un catión en un cristal iónico es el número de coordinación del anión o del catión, respectivamente.

Energía de Red (Energía Reticular)

La energía de red o energía reticular es la energía intercambiada en la formación de un mol de cristal iónico a partir de los correspondientes iones positivos y negativos en estado GASEOSO.

Cuanto menor (más negativa) es la energía de red, mayor estabilidad tiene el compuesto iónico. Esto repercute en algunas de sus propiedades (temperatura de fusión, dureza, etc.).

Enlace Covalente

Las sustancias iónicas son sólidas a temperatura ambiente y están formadas por elementos de electronegatividades muy diferentes.

Modelo de Lewis

Poco después de que Bohr propusiera su modelo atómico, el químico Lewis estableció su primera teoría sobre el enlace covalente. Según esta teoría, el enlace covalente es la unión que se produce entre dos átomos por la compartición de uno o más pares de electrones.

Esta compartición consiste en que el electrón o electrones aportados por cada átomo pasan a formar parte también del nivel externo del otro átomo.

Cada átomo adquiere la estructura externa de gas noble al añadir a sus electrones de valencia los aportados por el otro u otros átomos.

La presencia de enlaces covalentes en las sustancias da lugar a la formación de entidades neutras a las que llamamos moléculas.

Tipos de Enlace Covalente por Número de Pares Compartidos

• Enlace simple: Compartición de 1 par de electrones.
• Enlace doble: Compartición de 2 pares de electrones.
• Enlace triple: Compartición de 3 pares de electrones.

Electrones Enlazantes y No Enlazantes

Electrones enlazantes: Son los electrones de valencia de un átomo que participan en la formación del enlace.

Electrones no enlazantes (pares solitarios): Son los electrones de valencia de un átomo que no participan en el enlace.

Limitaciones del Modelo de Lewis

1. No está basado en los orbitales.
2. No explica las moléculas que incumplen la regla del octeto (tanto por defecto como por exceso).
3. No permite calcular la energía de los enlaces.
4. No explica la geometría de las moléculas.

Enlace Covalente Coordinado (Dativo) según Lewis

Un enlace covalente coordinado es un enlace covalente en el que el par de electrones compartido lo aporta un mismo átomo.

Una vez formado, es tan fuerte como el enlace normal.

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

A partir de la mecánica cuántica y de su aplicación a los modelos atómicos, se desarrollaron varias teorías del enlace químico. La más sencilla es la teoría del enlace de valencia.

Para que se unan dos átomos por enlace covalente:

• Cada átomo debe tener un orbital atómico ocupado por un solo electrón (electrones desapareados).
• Los dos electrones de los orbitales semiocupados han de tener espines contrarios, es decir, antiparalelos.
• El enlace covalente se forma al superponerse los dos orbitales semiocupados para formar un orbital común, en el que se emparejan los dos electrones. El resto de orbitales permanecen intactos.
• Cuanto mayor es la superposición de los orbitales semiocupados, mayor es la estabilidad del enlace covalente.

Covalencia o Valencia Covalente

Llamamos covalencia, o valencia covalente, de un elemento al número de enlaces covalentes que es capaz de formar.

Algunos elementos son capaces de promocionar electrones de un orbital a otro dentro del mismo nivel.

Enlace Covalente Coordinado según la TEV

En la teoría de Lewis, se trata de un enlace covalente en el que uno de los átomos aporta los dos electrones.

En esta teoría, se considera que el enlace covalente coordinado se forma cuando un átomo aporta un orbital de valencia desocupado, mientras otro átomo contribuye con un orbital de valencia ocupado por dos electrones.

Polarización del Enlace Covalente

En un enlace covalente puro, dos átomos comparten por igual un par de electrones. En un enlace iónico puro, un átomo le transfiere completamente a otro sus electrones de valencia.

Estos dos casos son situaciones extremas en la formación de enlaces, pero lo habitual es que aparezcan situaciones intermedias, como la que da lugar al enlace covalente polar.

El enlace covalente polar se forma cuando se unen dos átomos de diferente electronegatividad. Esto produce la aparición de cargas parciales en los extremos del enlace.

Un enlace covalente está tanto más polarizado cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad de los dos átomos. El valor de esta diferencia nos informa del porcentaje de carácter iónico de un enlace covalente.

Moléculas Polares y Momento Dipolar

Una molécula diatómica es polar si su enlace está polarizado. Para que una molécula poliatómica sea un dipolo molecular se necesita:

• Enlaces polarizados.
• Una forma geométrica adecuada de la molécula que permita la existencia de un momento dipolar resultante.

Enlace Metálico

La mayor parte de la tabla periódica está formada por metales. Estos no tienen enlace iónico porque se unen con átomos de un mismo elemento. Tampoco tienen enlaces covalentes, pues no suelen disponer de suficientes electrones de valencia como para unirse a todos los átomos de su entorno más próximo.

Nos hallamos ante un nuevo tipo de enlace: el enlace metálico.

Modelo de Nube Electrónica

Según el modelo de nube electrónica:

• Los átomos del metal ceden sus electrones de valencia, convirtiéndose en iones positivos. Estos se ordenan geométricamente en una red cristalina cuyas características dependen del metal.
• Los electrones de valencia forman una nube electrónica alrededor de los iones positivos y pueden desplazarse libremente en el interior del metal.
• La interacción entre iones positivos y la nube electrónica estabiliza el cristal. En general, el enlace metálico es tanto más fuerte cuanto mayor es el número de electrones de valencia del metal.
• La unión entre los iones no es rígida ni demasiado fuerte, de tal modo que las capas de iones positivos pueden desplazarse unas sobre otras.

Periodicidad del Carácter Metálico

Un elemento tiene carácter metálico cuando:

• Tiene pocos electrones de valencia (1, 2, 3 o 4).
• Su energía de ionización y su electronegatividad son bajas.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas de unión entre moléculas son fuerzas intermoleculares.

Tipos de Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas de Dispersión (Fuerzas de London)

• Ocurren entre moléculas no polarizadas. Una de estas moléculas experimenta un ligero desplazamiento de su nube electrónica respecto del núcleo y forma un dipolo instantáneo. Este induce un dipolo en una molécula próxima y entre ambos polos aparece una fuerza atractiva.
• Su intensidad aumenta conforme crece el tamaño de la molécula.
• Son responsables de los estados líquidos y sólidos de los gases nobles.
• Son fuerzas muy débiles.

Atracción Dipolo-Dipolo

• Aparecen entre el extremo positivo de una molécula polarizada y el extremo negativo de otra.
• Estas fuerzas atractivas aumentan con la polaridad de la molécula y disminuyen cuando aumenta la temperatura.
• Son también fuerzas débiles, aunque no tanto como las fuerzas de dispersión.

Puente de Hidrógeno

• Los átomos de hidrógeno unidos a átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño (O como en H₂O, N como en NH₃, F como en HF) están muy polarizados positivamente. Esto les permite formar una fuerza más fuerte que en el enlace dipolo-dipolo con el extremo negativo de otra molécula igualmente polarizada.
• Es aproximadamente la mitad de fuerte que un enlace normal.

Fuerzas de Van der Waals

Reciben este nombre las fuerzas de dispersión y, normalmente, también las atracciones dipolo-dipolo.

Clasificación de Sustancias según su Enlace Químico