ENLACES QUIMICOS

INTRODUCCION

Una propiedad que podemos encontrar en la mayoría de los átomos es la de poder combinarse entre ellos, produciendo especies más complejas que las que les dieron origen. A las fuerzas de atracción que unen los átomos en las formas combinadas, se les conoce como enlaces químicos, dichos enlaces entre átomos provoca la formación de nuevas sustancias llamadas compuestos.

Sin duda, que el estudio de los diferentes tipos de enlaces ha dado al hombre el conocimiento para que fabrique cada vez más nuevos y mejores compuestos de uso común, tales como: ropa, alimentos, cosméticos, sustancias para limpieza, entre otros.

En la presente unidad estudiaremos las formas como los átomos se combinan para construir compuestos, los cuales no son una simple mezcla de átomos, sino que cuando éste se forma, interactúan los electrones localizados en el nivel más externo de los átomos. También conoceremos como cada uno de los enlaces da al compuesto las características físicas y químicas, lo que nos sirve para determinar los usos que le daremos.


TIPOS DE ENLACES.
En temas anteriores se han estudiado las estructuras de los átomos y sus diferentes propiedades, todo esto de una manera aislada, pero a la Química no sólo le interesa estudiar a los átomos en forma aislada sino que el enfoque principal está en los conglomerados o asociaciones de átomos, o sea lo que se conoce como compuestos químicos. Entonces las preguntas obligatorias serían: ¿Por qué se forman los compuestos? ¿Qué fuerzas provocan que los átomos se agrupen entre ellos para formar los compuestos?.


Para empezar a contestar estas preguntas, podemos decir que a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los conglomerados atómicos o compuestos, se les llama enlaces químicos.

Cuando dos átomos se aproximan lo suficiente, es posible que sus electrones de las capas o niveles más externos interaccionen, produciendo una combinación que da como resultado que dos átomos se unan, es decir, que se forme un enlace. Para explicar por qué los átomos tienden a unirse, es necesario conocer algunas condiciones y propiedades que los elementos poseen y permiten explicar como se lleva a cabo un enlace. La condición es la regla del octeto y las propiedades son el potencial de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. A continuación definimos las condiciones antes mencionadas:


Regla del Octeto.

Es la tendencia o ley que siguen los átomos para lograr adquirir la configuración electrónica estable, característica de los gases nobles.

Los gases nobles tienen en el nivel exterior ocho electrones (excepto el Helio) por lo que éstos átomos son estables, es decir no se combinarán con otros átomos para formar compuestos. El resto de elementos tratan de imitar esta configuración ya sea ganando, cediendo o compartiendo electrones hasta tener ocho electrones en el nivel exterior durante las combinaciones químicas.

Por ejemplo, si comparamos la configuración electrónica del neón (gas noble) con la del sodio (metal alcalino):

10 Ne = 1s2 2s22p6 11Na = 1s2 2s22p6 3s1
8 electrones en su 1 electrón en su
nivel de energía exterior nivel de energía exterior

El sodio tiene un electrón externo por lo que tenderá a perderlo durante una combinación. Pero no sólo hay átomos que pierden electrones, sino que también hay átomos que ganan o comparten electrones; dependiendo de su potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. Por eso decimos que:
Valencia (proviene del latín y significa capacidad).
Es la capacidad de combinación de un átomo o la capacidad de un átomo para ganar, perder o compartir electrones.


A los electrones que se sitúan en el nivel más externo también se les conoce como Electrones de Valencia, ya que serán éstos los que se ganan, pierden o comparten durante la formación de un enlace o compuesto.

Para poder representar a los electrones de valencia se hace uso de la configuración de Lewis, que como ya vimos, en ésta únicamente se coloca el símbolo del átomo con los electrones de valencia a su alrededor ilustrados con puntos y cruces. Ejemplo:

Na 1 e- de valencia

Cl 7 e- de valencia

Pero ahora estamos en condiciones de analizar cada uno de los tipos de enlaces que existen:

ENLACES QUMICOS
* ATOMICOS iónico, covalente, metálico

* MOLECULARES fuerzas de van der waals y puentes de hidrógeno


ENLACES ATÓMICOS.

Enlace iónico o electrostático.
Se forma en la transferencia de uno o varios electrones de un átomo poco electronegativo (elemento metálico) a otro muy electronegativo (elemento no metálico).

En este enlace intervienen iones (átomos con carga positiva o negativa) de distinta clase. Es decir, entre átomos que muestran una gran diferencia entre sus electronegatividades. Con los valores obtenidos de la tabla de electronegatividades de Pauli, se puede predecir el tipo de enlace entre dos átomos, el cual generalmente será iónico si la diferencia de las electronegatividades es mayor que 1.5 (E2-E1>1.5), aunque hay que aclarar que cierta bibliografía considera que debe ser mayor que 2 y que no todos los casos de enlace iónico cumplen con esta condición.

El tipo de enlace le confiere al compuesto ciertas propiedades físicas y químicas, en este caso, las más importantes son: Formación de cristales geométricos, altos puntos de fusión.La mayoría son muy solubles en agua.Los compuestos iónicos son electrolitos fuertes, es decir, que cuando se disuelven en agua o son fundidos, son muy buenos conductores de corriente.
Un ejemplo de estos compuestos es el cloruro de sodio (sal común o sal de mesa).


Enlace Covalente.
Se forma cuando dos átomos comparten electrones, generalmente ocurre entre átomos con electronegatividades iguales o semejantes.

Este concepto es el de Lewis, que es uno de los más utilizado en la mayoría de la bibliografía para explicar este enlace. . .


Los ejemplos hasta aquí expresados indican la coparticipación de un par de electrones, pero no sólo es un par el que puede compartirse, sino dos o más. Lo anterior da como resultado diferentes tipos de enlaces covalentes.

Tipos de Enlaces Covalentes:
1. Enlace covalente simple o sencillo: Cuando en un par de electrones compartidos (-), entre dos átomos. H - H
2. Enlace covalente doble: Cuando se comparten dos pares de electrones entre dos átomos ( = ). C = C
3. Enlace covalente triple: Cuando se comparten 3 pares de electrones entre dos átomos ( = ). N = N

También hay otra clasificación, que hace referencia a las electronegatividades de los átomos que comparten los electrones. Los tipos de enlaces covalentes de acuerdo a esta clasificación es la siguiente:

-Enlace Covalente Puro o No Polar: Es el enlace en donde las cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas (fig. 5.4). Se forma entre átomos de la misma especie, dichos átomos que tienen exactamente el mismo valor de electronegatividad de tal manera que E2-E1=0, porque E2 = E1. Como ambos átomos compiten con la misma fuerza por el par de electrones, al traslaparse los orbitales atómicos se forma un orbital molecular que queda uniformemente distribuido entre los dos núcleos de los átomos, de tal manera que no se observa desplazamiento de la nube electrónica (polarización) hacia alguno de los átomos. A este tipo de moléculas se les llama no polares. Algunos ejemplos de moléculas polares son:


2. Enlace Covalente Polar: Este tipo de enlaces se forman entre dos átomos que tienen diferente electronegatividad, de tal manera que si E2 es distinto a E1, entonces, E2-E1 va a ser distinto a cero. Las moléculas así formadas se llaman polares.


Otro enlace covalente que existe es el Coordinado, aunque no es diferente a los anteriores con respecto a que también hay una compartición del par electrónico entre los átomos unidos; sí hay diferencia sobre el átomo que aporte el par de electrones. Por ello, definimos a este enlace como:
Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Se forma cuando el par de electrones es aportado por un sólo átomo (quien los proporciona), uno que posee un par de electrones y el otro posee un orbital vacío.

Mediante una flecha se indica el par de electrones aportados por uno de los átomos. La dirección de la flecha va del átomo que los aporta al átomo que tiene el orbital vacío.


Enlace Metálico:
Se forma entre elementos electropositivos o de muy baja electronegatividad en donde se forma un enlace covalente entre cada átomo metálico con un átomo vecino pero rápidamente cambiante a todos ellos(resonante).

Los átomos se unen por una nube de electrones de valencia que rodea a las cargas positivas.

Un metal se encuentra como un enrejado de iones positivos colocado en una red cristalina sumergidos en un “mar“ de electrones móviles. Esta movilidad hace diferente a este enlace con el covalente en donde sus electrones se encuentran en posición rígida (no resonante) y es lo que da las características específicas de los metales como: maleabilidad, ductilidad, buenos conductores de calor y de la electricidad, brillo metálico y tenacidad(características que fueron ya descritas.


ENLACES MOLECULARES.
Hasta este momento sabemos que los átomos se unen entre sí para formar compuestos o conglomerados, los cuales a su vez se unirán entre sí para formar a las sustancias. Las moléculas pueden mantenerse unidas mediante enlaces moleculares, como son: las Fuerzas de Van der Waals y los Puentes de Hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals: Son atracciones débiles de carácter electrostático entre moléculas. Se llama también enlace residual o de polarización, se debe a la

deformación que sufre la configuración electrónica de átomo provocada por el campo eléctrico de los átomos vecinos


Pueden ser de cuatro tipos:
1. Fuerzas de repulsión: Surge cuando las moléculas se aproximan tanto que las nubes electrónicas llenas, empiezan a traslaparse, provocándose las fuerzas repulsivas entre las moléculas; evitando que se encuentren totalmente unidas.

2. Interacción Dipolo permanente - Dipolo permanente: Este tipo de fuerzas se presenta entre moléculas polares debido a que éstas poseen centros de carga (+) y (-) separados. Pueden atraerse entre sí por fuerzas electrostáticas, es decir, los extremos negativos de las moléculas son atraídos por los extremos positivos de las otras moléculas y viceversa.

3. Interacción Dipolo inducido - Dipolo inducido: Éste tipo de fuerzas se forma entre moléculas que son no polares y se debe a la atracción instantánea entre los núcleos de una molécula y los electrones de otra molécula, ocasionando por un instante que las moléculas no polares se induzcan a ser polares y por ese instante interaccionen.

4. Interacción Dipolo permanente - Dipolo inducido: Este tipo de fuerzas se forma cuando se mezclan moléculas polares y no polares, de tal manera que las moléculas polares pueden provocar que las no polares se conviertan a polares y pueden interaccionar entre ellas.

Puentes de Hidrógeno o Enlace de Hidrógeno: Un caso importante de interacción Dipolo permanente - Dipolo permanente se da entre moléculas polares que contienen hidrógeno enlazado a un átomo altamente electronegativo como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno. Como por ejemplo en la molécula del agua

Al unirse el hidrógeno a estos átomos se polariza tanto el enlace que el hidrógeno queda con carga parcial positiva y el elemento más electronegativo con la carga parcial negativa, formando así una molécula polar. Entonces se presenta así una fuerza de atracción entre el hidrógeno de la molécula y el elemento electronegativo de la otra molécula, siendo este enlace lo suficientemente fuerte como para unir a las dos moléculas y formar el puente de hidrógeno.

A lo largo de esta unidad, nos dimos cuenta de la importancia que tiene el saber distinguir las diferentes maneras en que se enlazan los átomos y las moléculas, y más aún, relacionar el tipo de enlace con las características o propiedades que el compuesto presenta. Por tanto, si sabemos el tipo de enlace de un compuesto, podremos inferir las propiedades que presentará, aún de aquellas que nunca hemos visto.




EJERCICIOS

I.INSTRUCCIONES: A continuación se te presentan una serie de reactivos con 4 opciones de respuesta, selecciona la que consideres correcta y coloca su clave en el paréntesis que antecede al reactivo.
( ) ¿Cuál es el tipo de enlace covalente en el cual un sólo átomo contribuye con los dos electrones del enlace?
abc) Simple
bbc) Doble
cbc) Coordinado
dbc) Triple

( ) ¿Cuál es el nombre que recibe el enlace en el que los átomos que se unen no pierden ni ganan electrones, es decir los comparten?
abc) Metálico
bbc) Iónico
cbc) Covalente
dbc) Puente de hidrógeno
( ) ¿Cuál es el enlace que se forma entre los electrones de un átomo poco electronegativo y otro muy electronegativo?
ayc) Metálico
byc) Iónico
cyc) Covalente
dyc) Puente de hidrógeno
( ) ¿Cómo se llama la capacidad que tiene un átomo para combinarse?
eyc) Enlace
fyc) Electronegatividad
gyc) Fuerza de atracción
hyc) Valencia

( ) ¿Cuáles son las partículas subatómicas que intervienen durante la formación de un compuesto químico?
iyc) Protones
jyc) Muones
kyc) Electrones
lyc) Neutrones
( ) ¿Cuáles son los elementos de la tabla periódica que difícilmente pueden forma compuestos químicos?
myc) Los metales
nyc) Los gases nobles
oyc) Los no metales
pyc) Las tierras raras

( ) ¿Cuáles son los compuestos que presentan altos puntos de fusión, ebullición, alta solubilidad en el agua y forman cristales geométricos?
qyc) Los iónicos
ryc) Los covalentes
syc) Los covalentes coordinados
tyc) Los metálicos

( ) ¿Cómo se llaman las atracciones débiles de carácter electrostático que se da entre moléculas polares?
uyc) Dipolo permanente-dipolo permanente
vyc) Dipolo inducido-dipolo inducido
wyc) Dipolo permanente-dipolo inducido
xyc) Fuerzas de repulsión

( ) ¿En que momento un átomo logra su estabilidad?
yyc) Cuando en su nivel externo tiene un máximo de 6 electrones
zyc) Cuando en su nivel externo tiene un máximo de 2 electrones
aayc) Cuando en su nivel externo tiene un máximo de 8 electrones
bbyc) Cuando en su nivel externo tiene un máximo de 10 electrones

( ) ¿Cuál es el nombre que recibe el enlace que se caracteriza por la formación de iones positivos debido al movimiento de electrones?
ccyc) Iónico
ddyc) Covalente doble
eeyc) Metálico
ffyc) Puente de hidrógeno


II. INSTRUCCIONES: Realiza las configuraciones electrónicas y la notación puntual de Lewis de los elementos que a continuación se te presentan.

Configuración electrónica Notación Puntual de Lewis

1. Hidrógeno. ____________________________ __________________________

2. Nitrógeno. ____________________________ __________________________

3. Carbono. ____________________________ __________________________

4. Azufre. ____________________________ __________________________

5. Bromo. ____________________________ __________________________



II. INSTRUCCIONES: Indica el tipo de enlace (covalente no polar, covalente polar o electrovalente) que se forma entre los pares de elementos que a continuación se te presentan.

A. Carbono + Hidrógeno ____________________________

B. Cloro + Cloro ____________________________

C. Hidrógeno + Oxígeno ____________________________

D. Nitrógeno + Hidrógeno ____________________________

E. Potasio + Cloro ____________________________