ENLACES QUÍMICOS

ENLACES QUÍMICOS

OBJETIVO.- Identificar los tipos de enlace en la formación de moléculas

La mayor parte de los elementos rara vez existen como átomos aislados. La tendencia general es la unión de átomos. Por ejemplo, el oxígeno, nitrógeno, cloro son moléculas biatómicas. El azufre es octoatómico ( S8 ) , el fósforo blanco tetraatómico (P4). El carbono, en forma de diamante está constituído por millones de átomos con un ordenamiento dentro de la red. Los metales tales como Cu, Zn, Na, K son sólidos que poseen un empaquetamiento compacto de átomos. Los gases nobles están formados por moléculas monoatómicas. Sólo a temperaturas muy altas la materia está en estado gaseoso monoatómico. ¿Cómo se unen o combinan los átomos? En toda reacción química existe una separación de átomos y un posterior reordenamiento de los mismos para formar nuevos compuestos. Esto implica hacer referencia al enlace o unión química.

Cuando se forma un enlace entre átomos, éstos ceden, captan o comparten electrones.

Uno de los postulados tomados para comprender el enlace químico fue la estructura de los gases nobles, debido a su estabilidad y comportamiento relativamente inerte. En 1916 se generalizó la teoría de que en una reacción química, los átomos tienden a adoptar la configuración propia de un gas noble. Esta regla se denominó la regla del octeto. El conocimiento de las configuraciones electrónicas y de la tabla periódica se utilizará para examinar los dos tipos de enlace más importantes: el enlace iónico, en el cual los electrones se transfieren de un átomo a otro, y el enlace covalente en el cual los electrones se comparten entre los átomos.

Símbolos de puntos de Lewis Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto los electrones más externos, llamados electrones de valencia. Con el objeto de destacar los electrones de valencia y seguir su comportamiento en una reacción química, se utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo en cuestión. En la tabla 1 se muestran los símbolos de Lewis de los elementos representativos y de los gases nobles. Nótese que, con excepción del Helio, el número de electrones de valencia de un átomo es el mismo que el número del grupo al cual pertenece. Los metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis.

Enlace iónico

Se produce entre un elemento muy electropositivo (tiene tendencia a ceder electrones) y otro muy electronegativo (tiene tendencia a recibir electrones). Esta transferencia de electrones origina los iones negativos (aniones) y positivos (cationes), con cargas eléctricas de distinto signo, que se atraen por acción de fuerzas electrostáticas y mantienen unidos a los iones. Por ejemplo veremos la formación del NaCl. El Na, elemento electropositivo, tiende a ceder un electrón quedando con la configuración del gas noble más próximo a él, el Ne. El sodio (Na) se transforma en el catión sodio (Na+). Por su parte el cloro, elemento electronegativo, recibe el electrón que cede el sodio, completa su octeto electrónico y toma la estructura externa del Ar, transformándose en el anión cloruro (Cl - ).

Reacción química: Na(s) + ½ Cl2 (g) ⇒ NaCl (s)

Otro ejemplo:

MgBr2 (bromuro de magnesio)

Reacción química: Mg (s) + Br2 (l) ⇒ MgBr2 (s)

NOTA: el número de electrones perdidos o ganados por cada átomo, en un enlace iónico, es igual al número de oxidación del elemento. En los ejemplos vistos el número de oxidación (N.O.) del sodio es +1, el del cloro es –1. el del magnesio es +2 y el del bromo es –1.

Enlace covalente

No siempre los átomos se unen entre sí por transferencia de electrones. También se pueden unir compartiendo pares de electrones para adoptar la configuración electrónica del gas noble más próximo. Tal es el caso de la molécula de H2. Por tratarse de una molécula formada por átomos iguales, no es posible pensar que un átomo transfiera un electrón a otro; en este caso los átomos comparten un par de electrones formado por el aporte de un electrón de cada uno de los átomos. Adquieren de tal manera la estructura del gas noble más próximo al hidrógeno: el Helio.

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El par de electrones compartidos se puede representar por una línea. Del mismo modo dos átomos de cloro forman una unión covalente. Cada átomo comparte un par de electrones para completar el octeto electrónico:

Adviértase que algunos electrones de valencia no intervienen en la formación del enlace covalente; éstos reciben el nombre de electrones no enlazados o pares libres, de esta forma en el ejemplo anterior cada cloro tiene tres pares de electrones libres. Los electrones compartidos se presentan siempre de a pares, pero los átomos pueden compartir uno o más pares de electrones. Los átomos de la molécula de oxígeno comparten dos pares de electrones (doble enlace) y los de la molécula de nitrógeno comparten tres pares de electrones ( triple enlace).

Hay muchos casos donde se cumple la regla del octeto, pero hay muchas excepciones también, que no se tratarán en este cuadernillo

Cuando los átomos que constituyen las moléculas son iguales, como en los casos que hemos considerado, los pares de electrones compartidos se encuentran a igual distancia de los núcleos; la molécula presenta una distribución uniforme de carga eléctrica : se denomina unión covalente no polar. También existe el enlace covalente polar para cuya comprensión es necesario introducir el concepto de electronegatividad.

Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones en una unión covalente. El átomo que atrae con mayor intensidad al par electrónico es el más electronegativo. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Estos valores se muestran en la tabla 2.

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Nótese que, en general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período en la Tabla periódica, coincidiendo con la

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