Tema 2. El enlace químico
1. Introducción
En la naturaleza existe una gran variedad de sustancias que presentan, en general, propiedades muy diferentes. Explicar estas propiedades requiere conocer la estructura de las sustancias. Solo los gases nobles son monoatómicos, es decir, sus átomos no se unen entre sí. El análisis de la configuración electrónica de los átomos revela que los gases nobles (excepto el He) poseen ocho electrones en su nivel energético más externo, lo que les confiere una gran estabilidad. Los átomos de todos los demás elementos químicos carecen de este octeto electrónico, aunque lo alcanzan cuando se unen a otros átomos. Esta es una de las razones que explica la unión entre átomos.
Históricamente, se han distinguido tres tipos de enlace: iónico, covalente y metálico. Estos enlaces se consideran fuertes, por ser interatómicos (entre átomos), pero existen otros, los enlaces intermoleculares, que son enlaces débiles y se producen por la interacción entre átomos que pertenece a distintas moléculas. Son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
2. Diagramas de lewis
Los diagramas de Lewis son representaciones de los átomos en las que se muestran los electrones de su última órbita, conocidos como electrones de valencia, en forma de puntos.
G.N. Lewis (1875-1946), además de su teoría sobre el enlace químico, introdujo un nuevo concepto de ácido (el ácido de Lewis). A pesar de haber sido nominado 41 veces, Lewis nunca ganó el Premio Nobel de Química.
En la naturaleza hay átomos de unos elementos químicos que son muy estables: los átomos de los gases nobles, que solo existen de forma aislada y se representan directamente por su símbolo. La razón de dicha estabilidad se encuentra en el hecho de tener 8 electrones en su última órbita (excepto en el caso del helio). La regla del octeto establece que la capa más externa de los átomos tiende a contener 8 electrones, es decir, configuración electrónica de gas noble (ns2 np6).
El resto de átomos conocidos carecen de este octeto electrónico, aunque lo alcanzan cuando se unen a otros átomos. Por lo tanto, la configuración electrónica del último nivel de cada átomo, denominado como nivel o capa de valencia, tiene un papel decisivo para determinar el tipo de enlace que se va a formar.
2.1| Representa los diagramas de Lewis de todos los elementos de la tabla periódica excepto de los metales de transición.
2.2 | Dibuja los átomos neutros de sodio y de flúor con todos sus electrones, posteriormente el catión del átomo de sodio y el anión del átomo de flúor y, por último, representa los diagramas de Lewis de todos.
3. Enlace iónico
Dada la naturaleza eléctrica de los átomos era previsible intentar explicar el enlace químico en base a las fuerzas eléctricas. Sabemos que algunos elementos presentan carácter metálico elevado, por lo que pierden electrones con facilidad y forman iones positivos o cationes; entre estos elementos se encuentran los metales alcalinos y los alcalinotérreos. Por el contrario, otros elementos presentan un carácter no metálico, es decir, muestran tendencia a ganar electrones y forman iones negativos o aniones; esto les sucede a los anfígenos y a los halógenos.
En enlace iónico se forma por la transferencia de electrones de un átomo de un metal a un átomo de un no metal, alcanzando ambos una configuración estable. Más generalmente, se puede definir como la unión de iones con cargas eléctricas opuestas por fuerzas de atracción electrostática.
Por ejemplo, la unión de átomos de sodio con átomos de cloro se produce de la siguiente forma:
El átomo de sodio, según su configuración electrónica (Z=11, [Ne] 3s1), perderá un electrón y se transformará en un catión.
Na → Na+ + 1 e-
El átomo de cloro ganará el electrón cedido por el sodio para conseguir el octeto, según indica su configuración electrónica (Z=17, [Ne] 3s2 3p5).
Cl + 1 e- → Cl-
Una vez que se han formado los iones en estado gaseoso de diferente carga, se establece el enlace iónico por atracción electrostática entre cargas de signo opuesto.
Na+ (g) + Cl- (g) → NaCl (s)
2.3 | Usando estructuras de Lewis, representa la formación de las siguientes sustancias iónicas: LiF, NaF, KF, LiCl, KCl, NaBr, CaO, MgS, MgCl2, CaCl2 y K2O.
Propiedades de los compuestos iónicos
Las sustancias iónicas poseen un conjunto de propiedades que las caracterizan y se explican por las intensas fuerzas de atracción que se establecen entre los iones. Las más importantes son:
Son sólidos temperatura ambiente.
Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
Son duros y frágiles.
Son muy solubles en agua. Las moléculas de agua rodean a los iones y establecen interacciones de carácter atractivo con ellos.
No conducen la electricidad en estado sólido, ya que los iones están fijos en la red y no hay electrones libres que se puedan desplazar. Sin embargo, son buenos conductores de la electricidad fundidos en disolución, debido a que cuando la red cristalina se rompe, los iones quedan en libertad se pueden mover y, así, conducen la electricidad.
4. Enlace metálico
Los metales constituyen más del 80% de los elementos químicos. Solo unos cuantos, como el oro, la plata y el cobre, se encuentran en la naturaleza en forma de elementos aislados. La gran mayoría de los metales aparecen combinados, formando compuestos como óxidos (Al2O3, Fe2O3), sulfuros (Cu2S, PbS), cloruros (NaCl), etc. En cualquier caso, se presentan en la naturaleza en forma de redes de átomos con un empaquetamiento compacto.
La teoría de Lewis no tiene explicación para el enlace metálico debido al pequeño número de electrones de valencia disponibles, por lo que las propiedades de los metales se justifican mediante la teoría de la nube electrónica.
Los átomos de algunos metales tienen pocos electrones en su capa de valencia. Por ejemplo, los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen uno y dos electrones, respectivamente. Además, esos metales presentan bajas energías de ionización, porque cuando pierden estos electrones, adquieren la estructura de octeto. Por eso, forman cationes con facilidad, por ejemplo Na+ y Ca2+.
El modelo la nube electrónica consiste en considerar que los iones que se forman cuando los átomos pierden los electrones, se ordenan en las tres dimensiones del espacio originando una red metálica positiva. Asimismo, los electrones desprendidos constituyen una nube de electrones que se desplaza libremente a través de la red, sin escapar de ella.
El modelo atribuye la estabilidad de la red metálica al hecho de que el conjunto de los iones positivos queda unido mediante las interacciones de carácter atractivo que se establecen entre estos y la nube de electrones.
Propiedades de los metales
Igual que ocurre con las sustancias iónicas, los metales presentan unas propiedades características, como consecuencia del enlace que se establece entre sus átomos:
Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio), debido a la estructura reticular que forman los átomos. Además, tienen brillo; su estructura es la responsable de que reflejen casi toda la luz que reciben, de ahí que la mayoría de los metales sean de color gris (con algunas excepciones como el oro y el cobre).
En general, tienen una densidad elevada, ya que las redes que forman son muy compactas, como indica el hecho de que los índices de coordinación sean mayores que los de los cristales iónicos.
Tienen altas temperaturas de fusión y de ebullición, dada la fortaleza del enace metálico, que es un enlace interatómico.
Son conductores de la electricidad, como consecuencia del movimiento de los electrones a través de todo el metal. El modelo de la nube electrónica explica esta propiedad. También son buenos conductores del calor, ya que los electrones adquieren más energía cinética, que transfieren a otros electrones y a los cationes que forman la red; de esta forma, la agitación térmica se propaga fácilmente.
Son dúctiles y maleables, es decir, se pueden estirar en forma de hilos o moldear en láminas finas, ya que en su estructura no aparecen nuevas fuerzas de repulsión, aunque unas capas de átomos se desplacen respecto a otras. Presentan una elevada tenacidad, es decir, no se rompen con facilidad, lo que implica también resistencia o capacidad para soportar cargas sin rupturas.
2.4 | Razona si hay conductividad eléctrica en los siguientes casos.
a) Hilo de cobre.
b) Cristal de MgCl2.
c) Disolución de NaF.
2.5 | Explica, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones:
a) El cloruro de sodio es soluble en agua.
b) El hierro es conductor de la electricidad.
2.6 | Explica qué información esperarías recibir para poder diferenciar el hierro del cloruro de sodio en relación a estas características:
a) Tipo de enlace.
b) Estado de agregación a 298 K y 1 atm.
c) Solubilidad en agua.
d) Conductividad eléctrica, tanto en estado sólido como en disolución acuosa.
2.7 | Explica razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Los cristales iónicos son conductores de la electricidad.
b) La conducitividad de los metales aumenta con la temperatura.
c) Los electrones de valencia de los metales están deslocalizados.
2.8 | Identifica el tipo de enlace que existirá en las sustancias que poseen las siguientes propiedades:
a) Conduce la electricidad fundido, pero es aislante en estado sólido.
b) Es un sólido duro y se disuelve en agua.
c) Es frágil.
d) Es tenaz y se puede estirar en hilos y láminas.
e) Se disuelve en agua para dar una disolución conductora.
f) Tiene brillo.
5. Enlace covalente
Los elementos no metálicos se unen entre sí para formar enlaces covalentes. Lo hacen mediante compartición de electrones hasta conseguir el octeto electrónico cada uno de los átomos implicados:
2.9 | Usando diagramas de Lewis, analiza cómo sería el enlace:
a) De dos átomos de hidrógeno entre sí.
b) Del hidrógeno con los siguientes halógenos: F, Cl, Br y I.
b) De los halógenos entre sí: F2, Cl2, Br2y I2.
c) Del agua (H2O), del amoníaco (NH3) y del metano (CH4).
d) De los gases O2y N2.
Polaridad del enlace covalente
Para explicar esta propiedad de los enlaces covalentes hay que tener en cuenta la electronegatividad de cada átomo.
Cuando los átomos que se unen son iguales o tienen electronegatividades similares, el par de electrones se encuentra entre ambos y la densidad electrónica es igual en toda la molécula. En este caso, el enlace covalente es apolar.
Cuando los átomos tienen diferente electronegatividad, el par de electrones del enlace se encuentra desplazado hacia el átomo más electronegativo y la densidad electrónica es asimétrica. En este caso, el enlace covalente es polar. Así, el átomo más electronegativo atrae con más fuerza a los electrones del enlace y su entorno será más rico en electrones (densidad de carga negativa, δ-), mientras que el otro átomo resultará con déficit electrónico (densidad de carga positiva, δ+).
2.10 | De las siguientes moléculas diatómicas, ¿cuáles son polares y cuáles no? a) NO; b) Cl2; c) CO; d) O2; e) HCl; f) N2.
Propiedades de las sustancias covalentes
Las sustancias covalentes son tan abundantes y tan variadas que, para estudiar sus propiedades, hay que diferenciar entre aquellas que forman moléculas y las que originan cristales.
Las sustancias covalentes moleculares (moléculas) resultan de la uniín de un número reducido de átomos. Pueden ser sustancias simples, formadas por dos o más átomos del mismo elemento, o compuestos, si se trata de átomos diferentes.
Las principales propiedades de las sustancias covalentes moleculares son:
A temperatura ambiente son sólidos, líquidos o gases, dependiendo de su masa molecular, y tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
En general, no conducen la electricidad. Solo algunas sustancias muy polares (HCl, HF) en disolución acuosa se disocian como electrolitos y conducen la electricidad.
Las sustancias polares son solubles en disolventes polares (agua y etanol). Por el contrario, los apolares se disuelven en disolventes apolares (benceno, tetracloruro de carbono, hexano).
2.11 | Identifica el tipo de molécula en la actividad 2.9.
Las redes cristalinas covalentes son asociaciones de un número elevado de átomos o de moléculas ordenadas en las tres direcciones del espacio.
A temperatura ambiente son sólidos cristalinos con alto punto de fusión. Para romper el enlace habría que romper la red cristalina de enlaces covalentes entre átomos.
Solo conduce la electricidad el grafito, ya que hay movilidad electrónica a través de los enlaces entre las capas de átomos.
No son solubles en agua, debido a su estructura compacta.
En el grafito, cada átomo de carbono está unido a otros tres mediante enlaces covalentes; a cada átomo de carbono le queda un electrón que se mueve con ciertal libertad.
En el diamante, cada átomo de carbono está unido a otros cuatro mediante enlaces covalentes.
2.12 | ¿Qué tipo de enlace está presente en las siguientes sustancias químicas? Justifica tu respuesta. a) NaF; b) Br2; c) Cn (grafito); d) Hg.
2.13 | Empareja las siguientes sustancias con la propiedad que le corresponde:
KF, H2S, Au, Cn, NH3.
Punto de fusión elevado, conduce la electricidad, es soluble en agua, puntos de fusión/ebullición bajos, forma enlaces de hidrógeno.
6. Fuerzas intermoleculares
Los enlaces iónico, metálico y covalente se establecen entre átomos. Entre las moléculas se originan interacciones, que son las fuerzas intermoleculares. Estas son los enlaces de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
Enlaces de hidrógeno
Unen moléculas formadas por enlace covalente entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo como F, O y N. En estas moléculas, los dipolos son mayores y las fuerzas electrostáticas resultan más intensas. Ejemplos: NH3, H2O o HF.
Fuerzas de Van der Waals
Tienen su origen en la atracción entre los polos opuestos de las moléculas polares. Se trata de fuerzas débiles. Ejemplos: HCl, NO o SO2.
2.14 | De las siguientes moléculas, ¿cuáles presentan enlaces de Van der Waals y cuáles enlaces de hidrógeno? a) H2O, b) H2S, c) HF, d) HBr, e) HCl, f) NH3, g) PH3, h) CH4, i) BH3.