Enlaces químicos

Un enlace químico es la unión entre los átomos de un compuesto.

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Enlaces químicos

Hasta el día de hoy se conocen 118 elementos y están clasificados en la tabla periódica. Obviamente hay más sustancias en la naturaleza que los 118 elementos puros y se debe a que los átomos de diferentes elementos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas sustancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es química y físicamente único y diferente de sus átomos originarios. Por ejemplo, el elemento sodio es un metal sólido que reacciona violentamente en presencia de agua y el cloro es un no metal en estado gaseoso de color amarillo verdoso y es venenoso. Al combinarse estas dos sustancias en las proporciones adecuadas forman un compuesto que diariamente tenemos en nuestra mesa: sal (cloruro de sodio).

En la Tierra la mayor parte de los elementos existen como átomos enlazados. Rara vez se presentan como átomos aislados. Por ejemplo, el oxígeno, el nitrógeno, el hidrógeno y loshalógenos se encuentran como moléculas diatómicas. El azufre amarillo y el fósforo blanco existen como moléculas cuyas fórmulas son S8 y P4, respectivamente.

El carbono, en forma de diamante y grafito, así como el fósforo rojo, son macromoléculas compuestas por muchos átomos enlazados en una red. La mayoría de los elementos metálicos, tales como el aluminio, el cobre y el potasio, están formados por innumerables átomos enlazados entre sí a excepción de los gases nobles como el helio y el  argón, que existen como átomos sin enlazar. A temperaturas superiores a 5000 °C, la mayor parte de la materia está en un estado gaseoso monoatómico.

Un enlace químico es la unión entre los átomos de un compuesto. Esta unión se origina en la estructura electrónica de los mismos. La actividad química de los elementos radica en su tendencia a adquirir, mediante su unión con otros átomos, la configuración electrónica de gas noble que es muy estable (ocho electrones en el nivel más alejado del núcleo, salvo el helio, que solo tiene dos).

Gases nobles

¿Cómo se combinan los átomos y cuáles son las fuerzas que los unen? Estas interrogantes son fundamentales  en  el  estudio  de  la Química, pues los cambios químicos son esencialmente una  alteración de los enlaces químicos. Una de las claves de la comprensión  de  la  fuerza del enlace químico fue el descubrimiento de los gases nobles y de su comportamiento químico relativamente inerte.

Los gases nobles son: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón. Es muy importante que los recuerdes. Genera una estrategia mental para aprenderlos con toda precisión. Cuando estés listo, repítelos y corrobora que te los aprendiste.

¿Ya aprendiste los nombres de los gases nobles?

Todos son sustancias gaseosas a temperatura ambiente y reciben ese nombre por tener muy poca tendencia a reaccionar químicamente. Si lo hacen, es sólo en condiciones especiales.

Excepto el helio y el radón, los gases nobles componen una muy pequeña proporción de los gases que forman el aire. El helio, por su densidad, no se encuentra en las capas inferiores de la atmósfera y constantemente está esparciéndose al espacio exterior.

También se les llama gases raros por su escasez en nuestro planeta.

El nombre que mejor ejemplifica su importancia para comprender el por qué los átomos se encuentran generalmente enlazados es el de gases inertes. Cuando se descubrieron en los siglos XIX y XX, los científicos se dieron cuenta que no se combinaban ni entre ellos mismos, y al comparar con las otras sustancias que se habían descubierto hasta ese entonces, observaron que compartían, cedían o aceptaban electrones para tener la configuración electrónica del último nivel de energía del gas noble más cercano en número atómico a ellas y lo hacían uniéndose entre ellas o a otras. La finalidad de parecerse a los gases nobles es que éstos tienen un acomodo de electrones muy estable, como revelan sus altas energías de ionización, su  baja afinidad electrónica y su falta general de reactividad química.  

Todos los gases nobles, a excepción del helio, tienen ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto que indica que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Se debe considerar que los elementos con número atómico cercano al helio, en lugar de tener ocho electrones van a tener dos.

Existen tres tipos de enlaces químicos interatómicos:

Enlace iónico
  • 1

    Enlace formado debido a la transferencia de uno o más electrones de un átomo metálico a otro no metálico. Los átomos involucrados forman iones positivos (cationes) y iones negativos. Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base de este enlace.

    Cuando los átomos reaccionan por transferencia electrónica, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual, el compuesto resultante debe ser neutro. La formación de un enlace iónico se presenta cuando un elemento metálico con una energía de ionización baja, reacciona con un elemento no metálico, de alta afinidad electrónica.

    Se forma un enlace iónico cuando en un compuesto existen elementos de alta electronegatividad (no metales del extremo derecho superior de la tabla periódica, excluyendo los gases nobles) y otros de baja electronegatividad (en general metales del extremo izquierdo).

  • 2

    Generalmente la diferencia de electronegatividades entre los elementos involucrados debe ser mayor de 1.7. Por ejemplo, al formarse el cloruro de sodio, se da la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro.

    Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización (es decir, la formación de elementos con carga eléctrica denominados iones) son muy importantes, ya que los dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, alcanzando estabilidad. En la imagen observa que el átomo de sodio cede el electrón que se encuentra más alejado del núcleo (hay poca atracción entre este último electrón y el núcleo) y el cloro lo acepta.

  • 3

    Lo que resulta es un catión sodio y un anión cloro, cada uno con ocho electrones en su último nivel de energía, justamente como los gases nobles.

    El compuesto que se forma es el cloruro de sodio: NaCl.

  • 4

    Observa la disposición de los iones en el compuesto iónico de cloruro de sodio en las siguientes imágenes donde podrás notar que cada catión de sodio está rodeado de un anión de cloro y viceversa, cada anión de cloro está rodeado de un catión de sodio, lo que provoca su estructura cristalina.

  • 5

    Otro ejemplo es el compuesto bromuro de potasio que se forma entre el potasio (metal) y el bromo (no metal). Cuando un átomo de potasio 19K reacciona con un átomo de bromo 35Br el primero cede un electrón y se convierte en un ion potasio, K1+. Así, se obtiene la misma configuración del argón, 18Ar que es un gas noble. El segundo gana el electrón y se transforma en un ion bromuro Br1— que tiene la misma configuración del gas noble Kriptón 36Kr. Los iones así formados se atraen por fuerzas electroestáticas y el compuesto formado, bromuro de potasio, KBr, se considera unido por un enlace iónico. La siguiente ecuación ejemplifica con puntos (símbolos electrónicos de Lewis) los electrones de valencia involucrados en la reacción.

  • 6

    Los compuestos iónicos tienen las siguientes características:

    1. Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.

    2. Se ionizan al ponerse en contacto con el agua y conducen la corriente eléctrica.

    3. Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua.

    4. En una disolución, lo compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.

    5. Los compuestos iónicos se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por lo tanto tienden a formar sólidos cristalinos con puntos de fusión muy altos.

Enlace covalente
  • 1

    Se forma cuando dos átomos del mismo tipo o diferentes comparten uno o más pares de electrones. Este enlace se presenta cuando la diferencia de electronegatividad de los átomos involucrados es menor a 1.7. Generalmente se da entre no metales. La tendencia al igual que en el enlace iónico es tener la configuración del gas noble más cercano en número atómico para alcanzar la estabilidad. Por ejemplo, en la molécula diatómica de hidrógeno H2, los dos átomos de hidrógeno tienen un electrón de valencia en su primer nivel de energía y su tendencia es alcanzar la configuración electrónica del helio que es el gas noble más cercano.

  • 2

    Para lograrlo los átomos de hidrógeno comparten cada uno de sus átomos individuales, formando así, un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad al alcanzar la configuración de helio, con dos electrones en su último nivel de energía. La manera de representarlo con símbolos electrónicos de Lewis es la siguiente:

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    Una vez que se ha formado el enlace covalente, los dos electrones compartidos son atraídos por los dos núcleos, en vez de uno. Es decir, cada átomo de hidrógeno atrae con la misma fuerza de su propio electrón, y el electrón que le comparte el otro átomo de hidrógeno, debido a que tienen la misma electronegatividad.

  • 3

    Para cumplir la regla del octeto es frecuente que dos átomos tengan que compartir más de un par de electrones. Así, se presentan enlaces múltiples. Si los pares compartidos son dos, se obtiene un enlace doble; si son tres es un enlace triple.

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    Por ejemplo, la molécula diátomica de oxígeno, O2, presenta un enlace doble. Este elemento posee seis electrones en su último nivel de energía, por pertenecer al grupo 6 o 16 y para lograr los ocho electrones que exige la regla del octeto, cada átomo de oxígeno aporta dos electrones al enlace, de modo que se comparten cuatro electrones, es decir, dos pares de electrones.

  • 4

    Se pueden representar de la siguiente manera:

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    Los enlaces covalentes se clasifican en:

    1. covalentes no polares
    2. covalentes polares.
  • 5

    Podemos decir que los enlaces covalentes polares se presentan porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro. Sin embargo, no tiene la suficiente como para atraer complemente los electrones y formar un ion. Un ejemplo es la molécula del agua, en la que la parte del oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (δ- ), debido a la carga negativa en los electrones. Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva (δ+).

    Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada dipolo. En la siguiente figura, el dipolo del agua está representado por flechas que indican en la punta la parte negativa de la molécula y en el otro extremo la porción positiva de la misma.

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  • 6

    El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegatividad, en términos generales es el siguiente.

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    Las sustancias covalentes tienen las siguientes características:

    1. Están constituidos por no metales.

    2. Si las moléculas son no polares, la atracción entre ellas es débil, y por ello se encuentran en estado gaseoso o líquido a temperatura ambiente. Únicamente son sólidas si sus moléculas constan de numerosos átomos. Ejemplos: parafinas.

    3. No son conductoras del calor ni de la electricidad.

    4. Generalmente son solubles en disolventes no polares. Ejemplos: tetracloruro de carbono, benceno.

    5. Los puntos de ebullición de las sustancias covalentes son considerablemente menores que los de las de enlace iónico, a excepción de algunos casos como el diamante que sus átomos forman cristales de una dureza y punto de fusión muy elevados.

Enlace metálico
  • 1

    Es propio de los metales y sus aleaciones. Lo forma la asociación de átomos de carácter metálico del sistema periódico al unirse entre sí. Los núcleos de los átomos se unen entre sí formando una red y los electrones que se sitúan libres alrededor de una red positiva formando lo que se llama un mar de electrones. Estos electrones se mantienen unidos a la red de cationes mediante atracciones electrostáticas, pero están distribuidos uniformemente en toda la estructura, de modo que ningún electrón está asignado a algún catión específico. Por lo tanto, el electrón siempre está en movimiento y es está movilidad lo que le da el brillo metálico característico del oro, plata, cobre, cromos y otros.

  • 2

    El movimiento de los electrones libres explica el que los metales conduzcan la electricidad y el calor.

  • 3

    Características de las sustancias que presentan enlaces metálicos:

    1. Generalmente son sólidos a temperatura ambiente y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.

    2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.

    3. Presentan brillo metálico.

    4. Son dúctiles y maleables.

    5. Son insolubles en agua.

    6. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

Hasta ahora ya conociste los enlaces interatómicos que, como su nombre lo dice, permiten mantener unidos  a los átomos en moléculas y compuestos. También es importante mencionar que existe otro tipo de enlaces que se llaman enlaces por puentes de hidrógeno que mantienen unidas a algunas moléculas, en especial a la del agua.

Autoevaluación

Para recordar lo que has visto sobre enlaces, realiza la siguiente actividad. Arrastra la respuesta correcta al sitio correspondiente.

 

1. ¿Cuántos electrones de valencia tienen cada uno de los siguientes átomos?

ochosietecincouno
K
I
N
Ne

2. ¿Cuantos electrones ganó o perdió cada uno de los siguientes átomos para formar los cationes o aniones correspondientes?

dosdosunotres
Ca 2+
Br 1-
P 3-
Sr 2+

 

3. Escribe la fórmula del catión metálico cuando pierden todos sus electrones de valencia los siguientes metales:

Be 2+Na 1+Al 3+Mg 2+
Na
Mg
Al
Be

4. Escribe la fórmula del anión que forman los siguientes no metales al aceptar los electrones necesarios para alcanzar la configuración electrónica de gas noble:

Cl 1-S 2-Br 1-O 2-
S
Cl
O
Br

 

5. De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifica los siguientes enlaces entre átomos como covalente no polar, covalente polar o iónico:

covalente polariónicocovalente no polar
Ca y Cl
C y O
Br y Br
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