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Enlace Químico

Los enlaces químicos:
son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.


Tipos de Enlaces:


Existen dos tipos principales de enlaces:

  1. Enlace iónico también denominado electrovalente: se establece en átomos con diferencias marcadas en sus electronegatividades y se debe a la interacción electrostática entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo atómico a otro.
  2. El enlace covalente: se establece cuando en los átomos no existen diferencias marcadas de electronegatividad. En este caso se comparten uno o más electrones entre dos átomos.

Aunque se habla de enlace iónico y enlace covalente como dos extremos, la mayoría de los enlaces tienen al menos cierto carácter iónico y covalente. Los compuestos que tienen enlace predominantemente iónico se conocen como compuestos iónicos y los que tienen enlaces predominantemente covalentes se conocen como compuestos covalentes, y sus propiedades se rigen por el comportamiento de estos enlaces.

En el siguiente cuadro se resumen algunas de las propiedades asociadas a los compuestos iónicos y covalentes:
Comparación entre los compuestos iónicos y compuestos covalentes:
Compuestos iónicos Compuestos covalentes
  1. Son sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC ).
  2. Muchos son solubles en disolventes polares como el agua.
  3. La mayoría son insolubles en disolventes no polares.
  4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
  5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
  1. Son gases, líquidos o sólidos, con puntos de fusión bajos, por lo general < 300 ºC .
  2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
  3. La mayoría es soluble en disolventes no polares.
  4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
  5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.


Electronegatividad y polaridad de los enlaces:

Como ya se mencionó la mayoría de los enlaces tienen cierto carácter iónico y covalente. Dependiendo de la electronegatividad de los átomos que conforman la unión se presentará una gama de enlaces que va desde los no polares o covalentes puros hasta los muy polares o iónicos.

La tabla de electronegatividad de Pauling es un auxiliar importante para analizar el tipo de enlace presente en un compuesto. En esta tabla se indica desde el valor de electronegatividad más alto representado por el flúor (F) que es 4 y el más bajo que es 0,7 representado por el Francio (Fr). Así la mayor diferencia de electronegatividad que se puede presentar es de 4 – 0,7 = 3,3 y la mínima es 0 cuando se unen dos átomos de igual electronegatividad.

Es así como basados en la electronegatividad de los átomos que se unen se puede determinar el tipo de enlace:

El enlace covalente puro: se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H2 , Cl2 , O2 , N2 , F2 y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay formación de dipolos.
Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo iónico, como ya se mencionó en los tipos de enlaces. Como ejemplo se puede mencionar el enlace entre el carbono y el oxígeno para formar el monóxido de carbono. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar.

El cloro y el sodio cuando forman cloruro de sodio (NaCl) presentan una diferencia de electronegatividad alta, debido a que uno es un metal (Na) y el otro un no metal (Cl), el enlace que se forma es iónico.

Como regla general se plantea que cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta un alto carácter iónico. Aplicando esta regla a los ejemplos citados anteriormente: H2 , CO y NaCl y estableciendo la diferencia de electronegatividad tomando los valores para cada átomo a partir de la tabla de Pauling, se tiene:



La regla del octeto y la formación de enlaces:

En 1916 W. Kassel y G. Lewis una regla para explicar la formación de enlaces entre los diferentes átomos. Esta regla es denominada la regla de octeto: “cuando se forma un enlace químico, los átomos adquieren, ceden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga ocho (8) electrones”.


Esta regla se fundamenta en el hecho de que todos los gases nobles, excepto el helio (He), tienen en su estructura electrónica 8 electrones en la última capa o nivel de energía, lo que les confiere estabilidad química (inertes).

La tendencia a obtener estructuras electrónicas semejantes a los gases nobles (8e- en el último nivel) explica en parte el enlace químico en la mayoría de los compuestos.


El átomo de sodio por ejemplo (Z = 11) tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente el electrón de valencia del último nivel. Lo que permite que el átomo de sodio se convierta en el ión sodio:

La estructura del ión sodio resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Neón, Ne: K2L8 (Z = 10)


En el caso del átomo cloro (Z = 17) tiene un potencial de ionización alto y muestra tendencia a ganar electrones, transformando el átomo de cloro en ión cloruro:

La estructura del ion cloruro resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Argón, Ar: 1S2 2S2 2p6 3S2 3p6 (Z = 18).


El cloruro de sodio es un compuesto iónico, en su formación están presente los iones de carga opuesta y la transferencia de un electrón desde el átomo de sodio hasta el átomo de cloro formándose así un enlace iónico.

Estructura de Lewis: Para representar un enlace químico y las reacciones entre los átomos, G. Lewis estableció la utilización de puntos, círculos, el signo x o el signo +, alrededor del elemento, para representar sus electrones de valencia. De esta manera los electrones de la última capa o electrones de valencia representados alrededor del símbolo de los elementos se denominan símbolos electrónicos de Lewis.


El cloruro de sodio se representa mediante la estructura de Lewis de la siguiente manera:


Existe una relación sencilla entre el número de electrones de la capa de valencia y la valencia del elemento. La valencia normal del átomo de un elemento típico es igual al número de grupo (Tabla periódica). En la siguiente tabla se muestra la relación entre grupo, valencia, electrones de la última capa y estructura de Lewis: (ver tabla)


El par de electrones compartido suele representarse con un guión (-): H-Cl.

Pero en el caso del SO se comparten dos electrones, este tipo de enlace covalente se denomina enlace doble: S=O. El que resulta de compartir tres pares de electrones se denomina enlace triple.


Enlace covalente normal:
se refiere a aquellos enlaces ya sea simples, dobles o triples donde cada uno de los átomos enlazados aportan un electrón para formar el enlace covalente. Y se representa mediante guiones (-).

Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente donde un solo átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. Suele representarse con una flecha .


Enlace metálico: es el enlace que se forma en los cristales metálicos. En un modelo de un sólido metálico se puede visualizar una formación tridimensional en la cual los iones positivos permanecen fijos en una red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. Este movimiento hace que los cristales sean buenos conductores de calor y electricidad.

Puentes de Hidrógeno: son enlaces entre un elemento electronegativo y el hidrógeno, este es un enlace polar ya que el par electrónico del enlace está más próximo al átomo electronegativo. Sólo las moléculas en la cuales los hidrógenos están unidos al flúor, oxígeno y nitrógeno de alta electronegatividad, participan en la formación de puentes de hidrógeno.

Fuerzas de Van Der Waals: Son fuerzas débiles de atracción que se originan durante la perturbación momentánea de la simetría electrónica de las moléculas. Es alteración de la simetría se presenta en moléculas fuertemente polares que experimentan atracción recíproca relativamente fuerte y forman los denominados dipolos. Las moléculas no polares, también manifiestan alguna atracción entre sí, debido a la permanente rotación y movimiento de los electrones, lo que puede ocasionar que la molécula se vuelva momentáneamente asimétrica, apareciendo dipolos.

Fuerzas de London: Son atracciones muy débiles que ejercen su efecto únicamente a distancias muy cortas. Reciben su nombre en honor al físico Alemán F. London quien postuló su existencia en 1930. Las fuerzas de London existen en todo tipo de molécula en fase condensada, pero son muy débiles para moléculas pequeñas. Las fuerzas de London son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas no polares como SO3 , CO2 , O2 , N2 , Br2 , H2 , y especies monoatómicas de gases nobles, por lo tanto, ocasionan la condensación de estas sustancias.


REFERENCIAS:
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química . Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química. Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamericano.
http://www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml. 12-09-2004
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1ap02/apq1_08d.html. 10-09-2004
http://www.mitareanet.com/quimica1.htm. 10-09-2004
http://enfenix.webcindario.com/profeweb/cieytec/enlaquim.phtml. 10-09-2004
http://www.ifent.org/lecciones/teoriaatomica/ta14.htm . 11-09-2004

 
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