Enlaces Químicos
Enlaces Químicos
Los átomos pueden mantenerse unidos por fuerzas de atracción denominadas enlaces químicos. Cada enlace equivale a una determinada cantidad de energía química. La energía de enlace es aquella que se necesita para romper un enlace químico. Los electrones de valencia determinan cuantos enlaces puede formar un átomo. Los dos tipos principales de enlaces químicos son los enlaces covalentes y los iónicos.
Enlaces covalentes.
Los enlaces covalentes supone compartir electrones entre átomos de tal manera que cada átomo queda con su capa de valencia completa*. Un ejemplo de este tipo de enlace es el que une a dos átomos de hidrógeno en una molécula de hidrógeno gaseoso, H2. Cada átomo de hidrógeno tiene un electrón, pero son necesarios dos electrones para completar su capa de valencia. Los átomos de hidrógeno tienen capacidades iguales para atraer electrones, de modo que no se donan electrones entre sí. En vez de eso, cada átomo comparte su único electrón, de manera que los dos electrones son atraídos simultáneamente por los protones de los núcleos de hidrógeno. Los dos electrones orbitan alrededor de ambos núcleos atómicos, y por tanto, forman el enlace covalente que une a los dos. De forma similar, también pueden unirse átomos diferentes mediante enlaces covalentes para formar moléculas; el resultado es un compuesto covalente.
En una molécula de agua, se unen covalentemente dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno:
H-O-H
Formula estructural**
El oxígeno tiene seis electrones de valencia; al compartir electrones con dos átomos de hidrogeno, completa su capa de valencia de 8. Al mismo tiempo, cada átomo de hidrógeno completa su capa de valencia de 2 electrones; obsérvese que el la formula estructural cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente, representado por una línea continua.
Cuando dos átomos comparten un par de electrones, el enlace covalente se denomina enlace covalente sencillo. Se denomina enlace covalente doble cuando dos pares de electrones se comparten de este modo, lo que se representa con dos líneas continuas paralelas en su formula estructural. De forma similar se forma un enlace covalente triple cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
Los átomos de diferentes elementos varían en cuanto a su afinidad por los electrones. La electronegatividad es una medida de la atracción de la atracción de un átomo para compartir electrones en enlaces químicos. Átomos muy electronegativos como el oxígeno, nitrógeno, flúor y cloro se denominan a veces “ávidos de electrones”. Cuando los átomos unidos covalentemente tienen electronegatividades similares, comparten por igual los electrones y el enlace covalente se describe como no polar. El enlace covalente de la molécula de hidrógeno es no polar, al igual que lo son los enlaces covalentes del oxigeno molecular y del metano.
En un enlace covalente entre dos elementos distintos, como el oxígeno e hidrógeno, puede que la electronegatividad de los átomos sea diferente. Si es así, los electrones son llevados más cerca del núcleo atómico del elemento con la afinidad electrónica mayor (en el caso del oxígeno). Un enlace covalente entre átomos de electronegatividad diferente se denomina enlace covalente polar. Este enlace tiene dos extremos (o polos) distintos, uno de ellos con carga principal positiva y el otro con carga principal negativa. Cada uno de los dos enlaces covalentes del agua es polar, ya que hay una carga parcial positiva en el extremo del enlace en que se encuentra el hidrógeno y una carga parcial negativa en el extremo en el que está el oxígeno, donde es más probable que se encuentren los electrones compartidos.
Los enlaces covalentes difieren en su grado de polaridad; oscilan de aquellos en que los electrones se comparen de manera exactamente equitativa (como en la molécula de hidrógeno no polar) a aquellos en los que los electrones están más cerca de un átomo que de otro (como en el agua). El oxígeno es bastante electronegativo y forma enlaces covalentes polares con carbono, hidrógeno y muchos otros átomos. El nitrógeno es también muy electronegativo pero menos que el oxígeno.
Una molécula con uno o más enlaces covalentes polares puede ser polar aunque sea eléctricamente neutra en su conjunto. La razón para esto es que una molécula polar tiene carga parcial positiva en un extremo y carga parcial negativa en el otro. Un ejemplo de lo anterior es el agua. Los enlaces polares entre átomos de hidrógeno y el oxígeno están dispuestos en forma de “V” y no en línea recta. El extremo en el que se encuentra el oxigeno constituye el polo negativo de la molécula y el extremo con los dos átomos de hidrógeno es el polo positivo.
Enlaces Iónicos.
Algunos átomos o grupos de átomos no son eléctricamente neutros. Una partícula con una o más unidades de carga eléctrica de denomina ion. Un átomo se convierte en un ion cuando acepta o dona uno o más electrones. Los átomos con 1, 2 o 3 electrones en su capa de valencia tienden a donar electrones a otros átomos. Al hacerlo, adquieren carga positiva debido a que su núcleo contiene más protones que electrones orbitando a su alrededor. Estos iones cargados positivamente se llaman cationes. Los átomos con 5,6 o 7 electrones de valencia tienden a aceptar electrones de otros átomos y se convierten en aniones cargados negativamente.
Los iones tienen propiedades muy distintas de los átomos eléctricamente neutros de los que derivan. Por ejemplo, aunque el gas cloro es tóxico, los iones cloruro (Cl-) son esenciales para la vida. Debido a que sus cargas eléctricas son fundamentales para muchas interacciones, cationes y aniones participan en transformaciones energéticas dentro de las células, la transmisión de impulsos nerviosos, la contracción muscular o muchos otros procesos biológicos.
Un enlace iónico se forma como consecuencia de la atracción entre la carga positiva de un catión y la carga negativa de un anión. Un compuesto iónico es una sustancia compuesta de aniones y cationes unidos mediante sus cargas opuestas.
Cuando el sodio reacciona con el cloro, el electrón de valencia del primer elemento se transfiere por completo al segundo. El sodio se convierte en un catión, Na+ y el cloro en un anión Cl-. Estos iones se atraen entre sí como resultado de sus cargas opuestas. Está atracción eléctrica mantiene unidos por enlaces iónicos para formar NaCl o sal de mesa. Los enlaces iónicos son muy fuertes en estado sólido, sin embargo se disocian fácilmente cuando son hidratados a causa de las características polares del agua.
Enlaces de Hidrógeno (Puentes de Hidrógeno).
Cuando los átomos de hidrógeno se combinan con el oxígeno o con otro átomo relativamente electronegativo como el nitrógeno, adquieren carga parcial positiva debido a que su electrón está más tiempo cerca del átomo electronegativo. Los enlaces de hidrógeno tienden a formarse entre un átomo con carga parcial negativa y otro de hidrogeno que está unido covalentemente a oxígeno o nitrógeno. Los átomos que participan pueden estar en dos regiones de la misma molécula grande o en dos moléculas diferentes. Por ejemplo, las moléculas de agua interaccionan ampliamente entre sí a través de la formación de enlaces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno se forman y rompen con facilidad. A nivel individual son débiles pero en conjunto son fuertes, tienen longitud y orientación específica.
Fuerzas de van der Waals.
Las moléculas no polares eléctricamente neutras pueden desarrollar de forma transitoria regiones con carga débil positiva o negativa. Estas pequeñas causas se desarrollan como consecuencia del hecho de que los electrones están en constante movimiento. Una región con exceso temporal de electrones tendrá una carga negativa débil, mientras que aquella con un déficit de electrones tendrá una carga positiva débil. Las moléculas adyacentes pueden interaccionar con regiones de carga ligeramente opuestas. Estas fuerzas de atracción actúan en distancias muy cortas y son más débiles y menos específicas. Son importantes cuando se dan en gran número y cuando la forma de la molécula permite un contacto estrecho entre los átomos. Ejemplos: dicloro, dibromo, ditodo, etc.
Solomon, E., L. Berg y D. Martin. 2008. Biología. 8a ed. Mc Graw Hil-Interamericanal. México. pp. 1234.
Notas:
*Los electrones se mueven en regiones características tridimensionales denominadas orbitales. Cada orbital contiene un máximo de dos electrones. Como es imposible conocer el lugar de un electrón en un momento determinado, la representación más exacta de los orbitales es en forma de nubes electrónicas, áreas sombreadas cuya densidad es proporcional a la probabilidad de que un electrón se encuentre allí en un instante determinado. La energía de un electrón depende del orbital que ocupa. Se dice que electrones en orbitales con energía similar están en el mismo nivel de energía principal, y constituye una capa electrónica. Se dice que los electrones más energéticos, denominados electrones de valencia, ocupan la capa de valencia, que se representa como el anillo más externo del modelo de Bohr.
**Es común que los electrones no compartidos se omitan en las fórmulas generales.