CONCEPTO DE ENLACE QUIMICO.

3.1 INTRODUCCIÓN

Ya en el curso pasado trabajamos actividades que nos permitían clasificar distintos grupos de sustancias y sus diferentes propiedades proponiendo, como es habitual en Ciencia, modelos teóricos que nos expliquen los hechos experimentales.

Es un hecho general que todos los cuerpos en la Naturaleza tienden a un estado de máxima estabilidad, o lo que es lo mismo a un estado de mínima energía. En el caso de los átomos este estado es característico de los gases nobles, pero, desde el punto de vista electrónico.

Para dar respuesta a estos interrogantes debemos elaborar modelos que expliquen, de acuerdo con los hechos experimentales, cómo conseguir el estado de mínima energía, así como las proporciones,número de átomos presentes en un compuesto químico, geometría espacial y otras propiedades. El estado de máxima estabilidad (mínima energía) se puede conseguir de varias formas, dando lugar a distintos modelos de enlace:

Covalente: Se alcanza el “octeto” por compartición de electrones entre elementos

Electronegativos.

Iónico: Se consigue por cesión de electrones entre un átomo que los libera y otro que los acepta.

Metálico: Se produce una compartición de electrones, pero en este caso en toda la red y entre elementos poco electronegativos.

Una forma gráfica de visualizar la formación y consideraciones energéticas de los enlaces químicos es utilizando las curvas de Morse, que pueden obtenerse de forma experimental y que representan la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la distancia que los separa.

La gráfica sería como la indicada a la izquierda. Sería el caso de átomos cuyas características son tales que no llegan a unirse para formar una molécula estable, sino que su tendencia será la de separarse de manera espontánea.

Veamos cómo sería el proceso y la curva de Morse en el caso de formación del enlace, es decir, cuando las fuerzas de atracción superan a las de repulsión.

3.1.1 CONCEPTO DE ENLACE QUIMICO.

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.

3.1.2 CLASIFICACION DE LOS ENLACES QUIMICOS

Covalentes:

Las sustancias covalentes son aquellas que presentan enlaces covalentes entre sus átomos y se presentan en forma de grandes redes tridimensionales, como por ejemplo el carbono diamante y el carbono grafito.

El enlace covalente es aquel que se produce cuando los electrones de la última capa de un átomo son atraídos por el núcleo de otro átomo, y lo mismo ocurre con el segundo átomo. Los átomos se acercan hasta que alcanzan un equilibrio en el que las fuerzas de atracción núcleo-electrón y las fuerzas de repulsión núcleo -núcleo y electrón-electrón se equilibran. Se produce un solapamiento de los orbitales atómicos de la última capa. Las propiedades de este tipo de sustancias son: Sólidos, puntos de fusión y ebullición elevados. La solubilidad y la conductividad varían de una sustancia a otra.

Moleculares:

Son aquellas sustancias que presentan enlaces covalentes, pero que en lugar de formar macromoléculas, forman moléculas discretas, como es el caso del agua, del carbono y del amoniaco.

Las propiedades que presentan este tipo de moléculas son: Son, fundamentalmente, líquidos y gases. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. No conducen la electricidad y son insolubles en agua.

Iónicas:Las sustancias iónicas son sustancias que presentan enlaces iónicos y forman grandes redes cristalinas.

Los enlaces iónicos se producen cuando en un enlace covalente, la diferencia de electronegatividad entre un átomo y otro es muy grande y suponemos que el par de electrones de enlace está en el átomo más electronegativo. De tal forma que se producen iones positivos y negativos. Este tipo de enlace se da fundamentalmente entre metales y no metales. Estas sustancias son, por ejemplo, el bicarbonato de sodio, el cloruro de potasio y el trisulfuro de aluminio II.Las propiedades que se dan en este tipo de sustancias son: Sólidos cristalinos, puntos de fusión y ebullición elevadas, solubles en agua, Conducen la electricidad fundidos o en disolución, pero no conducen la electricidad en estado sólido.

Metálicas:Son aquellas que presentan un solo elemento, que forman grandes redes metálicas, donde los electrones de la capa de valencia están des localizados moviéndose por todo la sustancia, de esta forma, una nube de electrones recubre la sustancia y le da ese característico brillo metálico. Algunas de estas sustancias son el hierro, el sodio y el potasio.

Las propiedades de estas sustancias son: Sólidos, dureza variada. Puntos de fusión y ebullición también muy variadas, insolubles en agua y característico brillo metálico.

3.1.3 APLICACIONES Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO

Resonancia

Una única estructura de Lewis, a veces, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis (Figura 1). Sin embargo ninguna de las dos, por separado, representa correctamente la geometría de dicha molécula. Cada una presenta un enlace simple y uno doble, cuando las dos distancias Ocentral-Oterminal deben ser idénticas (1.28 Å). Este valor aparece entre el de un enlace simple (O-O, 1.48 Å) y el de un enlace doble (O=O, 1.21 Å).

Figura 1. Estructuras de Lewis para el ozono.

Para explicar esta aparente deficiencia en la teoría de Lewis debe introducirse el concepto de la resonancia. Según éste, la estructura de una molécula puede estar representada por la suma o mezcla de todas las estructuras de Lewis posibles para la misma. La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta:

La estructura resonante debe considerarse como una mezcla de las distintas estructuras y no como un equilibrio o intercambio rápido entre ellas. En términos de la mecánica cuántica, la distribución electrónica de cada una de las estructuras se representa mediante una función de onda, siendo la función de onda real de la molécula Y, una combinación lineal de las funciones de onda correspondientes a cada una de las estructuras resonantes o formas canónicas:

Ψ = cI ΨI+ cII ΨII

Ambas funciones de onda contribuyen de igual forma a la función de onda real de la molécula Ψ porque ambas tienen la misma energía, por lo que en este caso cI = cII La estructura global se conoce como híbrido en resonancia.

La resonancia tiene dos consecuencias importantes: a) promediar las características de los enlaces de la molécula y b) reducir la energía del híbrido en resonancia, de manera que ésta será siempre inferior a la de cualquier estructura contribuyente. Así, por ejemplo, la energía del híbrido en resonancia de la molécula de O3 es menor que la de cada estructura resonante por separado.

La resonancia es tanto más importante cuando existen varias estructuras contribuyentes con la misma energía, como se ha descrito para la molécula de O3. En estos casos todas las estructuras resonantes contribuyen de igual forma al híbrido en resonancia. Pero si las distintas estructuras resonantes tienen diferentes energías, la contribución al híbrido en resonancia será tanto menos importante cuanto mayor sea la energía de la estructura. Es decir, aquellas formas resonantes de menor energía se asemejan más a la forma real de la molécula. Para la molécula de BF3 se pueden escribir dos estructuras de Lewis no equivalentes, I y II. La función de onda viene dad igualmente por Ψ = cI ΨI + cIIΨII, pero en este caso cI ≠ cII. ¿Cuál de ellas contribuye más al híbrido en resonancia?.

La decisión a tomar sobre qué estructura de Lewis es la que tiene menor energía y, en consecuencia, contribuye predominantemente al híbrido en resonancia depende marcadamente de la distribución de las cargas formales sobre cada átomo. Aunque la carga total de una molécula está repartida globalmente por toda la estructura, en muchas ocasiones resulta útil adscribir una carga formal a cada átomo de la misma. La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis se puede calcular mediante la siguiente expresión:

Carga Formal = Nv – Nps – ½ Npc

donde Nv es el número de electrones de valencia del átomo, Nps es el número de electrones en pares solitarios (o no compartidos) que presenta dicho átomo en la estructura de Lewis y ½ Npc es el número de electrones en pares compartidos (o de enlace). Es decir, la carga formal es la diferencia entre el número de electrones que posee el átomo libre y el número de electrones que posee cuando forma parte de la molécula. En un sentido ideal la carga formal indica el número de electrones que un átomo gana o pierde cuando se implica en un enlace covalente con otro átomo. La suma de las cargas formales para una estructura de Lewis es siempre igual a la carga total de la especie química.

La estructura resonante que posee la menor energía es aquella en la que: 1) las cargas formales sobre los átomos individuales son las más bajas y 2) los átomos más electronegativos soportan las cargas negativas y los menos electronegativos las positivas. Ejemplos:

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