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Concepto Básicos
Concepto Básicos
• Tipos de enlace químico
Prácticamente todo lo que miremos, sea de origen natural o sintético, está constituido por compuestos químicos o mezclas de ellos.
En todos estos componentes, así se trate de las rocas del suelo o las aguas del mar, los elementos no se encuentran solos, sino que formando compuestos. Incluso, sustancias como el oxígeno o el nitrógeno, presentes en el aire, no se encuentran en su estado elemental, sino como moléculas biatómicas.
En la formación de un enlace químico participan fundamentalmente los electrones del último nivel de energía del átomo, a los que se denomina electrones de valencia.
Dentro de la tabla periódica, existen elementos con una alta capacidad para atraer electrones (electronegatividad elevada), así como otros que tienen dificultad para retenerlos (electronegatividad baja).
Cuando la unión ocurre entre átomos iguales, como en el caso del oxígeno y el nitrógeno, las moléculas biatómicas formadas, O2 y N2, respectivamente, compartirán sus electrones por igual. Este tipo de enlace, en que se comparten electrones, se denomina enlace covalente.
El enlace covalente puede ocurrir también entre átomos distintos, siempre y cuando las electronegatividades no sean demasiado diferentes. Por ejemplo, en el agua, que revisamos en la primera clase, los electrones del enlace están desplazados hacia el elemento más electronegativo (el oxígeno, evidentemente), produciendo un enlace covalente polar; por tanto, se genera una molécula con determinado momento dipolar, capaz de producir uniones intermoleculares, que veremos más adelante.
Cuando las electronegatividades de los átomos que forman el enlace son muy diferentes, la polarización de cargas será extrema y ocurrirá transferencia de electrones del elemento menos electronegativo al más electronegativo. Debido a ello, se formarán iones de carga opuesta, los que se unirán por atracción electrostática. En este tipo de unión, denominada, enlace iónico, no se comparten electrones.
Una tercera forma de enlace ocurre cuando determinados elementos, conocidos como elementos metálicos, se unen. Este es el caso de un trozo de plata o de cobre, cuyos átomos están unidos por un tipo especial de unión, el enlace metálico.
• Fundamentación de la Teoría del Enlace de Valencia
Como los dos electrones pertenecen ahora, indistintamente, a los dos orbitales, estarán apareados y deberán tener sus spines antiparalelos para cumplir con el principio de Pauli.
Veremos más adelante que es posible formar un enlace covalente por la superposición de un orbital lleno (2 electrones) con un orbital vacío. El enlace formado de esta particular manera se denomina enlace covalente dativo o covalente coordinado.
Para facilitar el estudio de los enlaces químicos, Gilbert Newton Lewis (1875-1946) ideó un sistema de notación para representar a los electrones de valencia, mediante puntos.
En 1916 Walter Kossell (1888 – 1956) y el mismo Lewis, propusieron que cuando los átomos forman enlaces, hay una tendencia a alcanzar configuraciones similares a las de los gases nobles.
Sus conclusiones se resumen en la regla del octeto, que establece que: “Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones y adquiera la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica.
En el sistema de notación de Lewis, cada átomo se representa por el símbolodel elemento rodeado por sus electrones de valencia, representados por puntos.
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Enlace Iónico
Enlace Iónico
Este tipo de enlace se establece entre átomos que tienen grandes diferencias de electronegatividad.
Los átomos que tienen bajas energías de ionización y baja electronegatividad, como los metales alcalinos y alcalino-térreos del Grupo I A y IIA, tienden a formar cationes, mientras que aquellos que tienen alta afinidad electrónica y una elevada electronegatividad, como los no metales del grupo VII A, tienden a formar aniones. Luego, la mayoría de los compuestos iónicos estarán formados por Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg y Ca, como cationes y F, Cl, Br y I como aniones.
En un enlace iónico no hay moléculas propiamente tales, sino una red cristalina formada por cationes y aniones.
Algunos de los compuestos que se forman gracias a los enlaces iónicos son: NaCl, LiF, KBr, NaF, KI, MgCl2 entre otros.
La mayoría de los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen altos puntos de fusión y ebullición. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí lo hacen cuando se encuentran fundidos o en disolución acuosa.
La elevada temperatura que se requiere para fundir un sólido cristalino obedece a la gran energía que es necesario aplicar para separar los iones que forman la red cristalina, en la que se alternan cationes y aniones en las tres direcciones del espacio. Son también las propiedades de la red cristalina, las responsables de la tendencia a fracturarse que presentan los cristales iónicos cuando son objeto de golpes o presión. Cuando esto ocurre, un plano de iones se desplaza, de modo que cargas iguales quedan enfrentadas, lo que produce la fractura.
Un ejemplo de enlace iónico es el que se produce en la formación de cloruro de sodio o sal común, a partir de sodio y cloro.
• Cómo se nombran los compuestos iónicos
Para el caso de los compuestos iónicos, la fórmula escrita registra primero el metal y luego, el no metal. Pero cuando se le nombra, se sigue el orden inverso. Consideremos como ejemplo la sal común: En su fórmula, NaCl, el primero en consignarse es el metal alcalino (sodio); el halógeno (cloro) figura en segundo lugar. En cambio, cuando se le nombra (cloruro de sodio), el primero en mencionarse es el no metal. Nótese, además, que la terminación del anión es uro.
Los compuestos más simples son los compuestos binarios, constituidos por solo dos elementos diferentes – un metal y un no metal- unidos por enlaces iónicos. Sus nombres, con excepción de los formados por el oxígeno, terminan en uro:
Como habrás advertido, a partir de esta tabla puedes escribir una gran cantidad de compuestos iónicos.
Muchos compuestos binarios están presentes en la naturaleza, en tanto otros pueden ser sintetizados con relativa facilidad. En aquellos en que el anión y el catión tienen igual carga, la formación del compuesto iónico es sencilla. Es el caso, por ejemplo, del fluoruro de litio (LiF) o el bromuro de potasio (KBr).
En cambio la formación de sulfuro de sodio o cloruro de magnesio presentan mayor dificultad, puesto que se debe considerar la necesidad de neutralidad del compuesto, por lo que se requerirán dos sodios por cada sulfuro (Na2S) y dos cloros por cada magnesio (MgCl2).
Practica escribiendo todos los compuestos iónicos posibles con los cationes y aniones de la tabla.
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Enlace covalente
Enlace covalente
Cuando dos no metales forman un enlace covalente, pueden compartir uno o más pares de electrones.
Si comparten un par, como en la molécula de hidrógeno o de agua, hablamos de un enlace covalente simple.
Si comparten dos pares de electrones, como es el caso de la molécula de oxígeno o del dióxido de carbono, se trata de un enlace covalente doble.
Por último, si comparten tres pares de electrones, como en el caso del nitrógeno gaseoso o el acetileno, estamos frente a un enlace covalente triple. En química orgánica, abordaremos con más detalle los enlaces dobles y triples.
Cuando los enlaces covalentes se producen entre átomos iguales, los electrones compartidos son atraídos con igual fuerza por ambos núcleos y se distribuyen de manera simétrica entre los núcleos, sin generar polos o cargas. Este tipo de enlaces se denomina enlace covalente apolar. Este tipo de enlace como el que observamos en los gases biatómicos es el único 100% covalente.
Si, por el contrario, el enlace se produce entre átomos distintos, las diferencias de electronegatividad entre ellos provocará que los electrones compartidos sean más atraídos hacia uno de los núcleos, produciendo una molécula que presenta cargas parciales hacia los extremos del enlace. Este enlace se denomina, enlace covalente polar. El agua es un muy buen ejemplo de una molécula polar.
Si comparamos una molécula de cloro gaseoso y una de ácido clorhídrico, también gaseoso, podemos ver la diferencia entre enlaces covalentes apolares y polares.
Como ya dijimos, cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividad de 1,7, el carácter iónico alcanza ya el 50%, y para una diferencia de 3, será del 95%.
Por lo tanto, para diferencias de electronegatividad mayores de 1,7 el enlace tendrá un carácter predominantemente iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor y los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando sea entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.
• Enlace covalente coordinado o dativo
En el caso del amoniaco, este cuenta con un par de electrones no compartidos, mientras que el ión hidrógeno (H+) carece de electrones. Al reaccionar, estas dos especies forman el ión amonio NH4+. Nótese que en este último, la carga positiva se distribuye en todo el ión; por lo tanto, los cuatro enlaces nitrógeno hidrógeno son iguales.
• Resonancia
En algunas moléculas resulta factible escribir más de una fórmula de Lewis. Es el caso del dióxido de azufre (SO2), donde el doble enlace puede dibujarse a uno u otro lado del azufre, como se aprecia en la figura. De existir esta molécula, tal como la podemos graficar, debería poseer un enlace simple y uno doble de longitudes de 1,54 y 1,40 A, respectivamente. Entonces, habría que concluir que los dos enlaces azufre oxígeno no son iguales.
Sin embargo, la determinación experimental muestra que ambos enlaces son iguales y miden 1,47 A, lo que corresponde al promedio entre ambos enlaces. Luego, ninguna de las dos estructuras dibujadas representa realmente las características del enlace.
La verdadera estructura del dióxido de azufre corresponde a un híbrido de resonancia entre ambas. Esto no significa que la condición de la molécula cambie entre estas dos estructuras, ya que los antecedentes experimentales muestran que nunca existe un enlace simple y uno doble, sino que dos enlaces iguales, de naturaleza intermedia. Retomaremos este tema en química orgánica, cuando revisemos la estructura del benceno.
Las sustancias covalentes pueden ser moleculares o reticulares.
Las primeras corresponden a moléculas individuales, unidas entre sí por fuerzas intermoleculares que revisaremos más adelante y que pueden encontrarse en cualquier estado de agregación, es decir, sólido, líquido o gaseoso. Entre ellas, se cuentan la mayoría de las moléculas covalentes que hemos revisado hasta aquí.
Las segundas son aquellas constituidas por un número indefinido de átomos, unidos por enlaces covalentes conformando una red cristalina tridimensional. Se presentan solo en estado sólido y las más conocidas son el grafito, el diamante y el cuarzo. El ejemplo más clásico de este tipo de materiales es justamente el diamante, en el cual cada átomo de carbono se encuentra unido a otros cuatro, en un arreglo tetraédrico. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones en su capa de valencia, de modo que si sus cuatro vecinos comparten un electrón con él, entre todos completarán el octeto.
Además de la forma de diamante, el carbono elemental adopta otras formas que obedecen a diferentes arreglos entre sus átomos; uno de ellos es el grafito, cuyo punto de fusión es semejante al del diamante y también corresponde a una sustancia reticular.
En el grafito, los átomos de carbono se encuentran dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados. Cada átomo de carbono se encuentra unido a otros tres, con una distancia corta de 1.42 A°, mientras que la distancia entre las capas es de 3.41 A°. Esta estructura de capas es la que hace del grafito un material frágil, a diferencia del diamante.
Los enlaces covalentes son de importancia extrema en química orgánica, debido a que el átomo de carbono tiene la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes. Estos enlaces se orientan en direcciones definidas del espacio, dando lugar a una compleja geometría de moléculas orgánicas. Si los cuatro enlaces son únicos, como en el metano, la geometría molecular es la de un tetraedro. Pero, evidentemente, existe la posibilidad de enlaces tanto dobles como triples. La increíble complejidad de las moléculas orgánicas será revisada en detalle en clases futuras.
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Enlace Metálico
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Geometría Molecular
Geometría Molecular
• Geometría lineal
• Geometría plana trigonal (triangular)
• Geometría tetraédrica
• Geometría pirámide trigonal
• Geometría angular
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Uniones Intermoleculares
Uniones Intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares, aquellas que dan cuenta de las uniones entre moléculas, son mucho más débiles que las intramoleculares. Por lo mismo, se requiere mucho menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Esto nos resulta evidente cada vez que hervimos agua para preparar un café: Las moléculas de agua que abandonan el líquido mantienen intacta su estructura molecular, de tal forma que si interponemos un objeto frío en el camino del vapor, recuperamos nuevamente agua líquida. Si realmente se rompieran los enlaces covalentes, seríamos incapaces de recuperar agua a partir de hidrógeno y oxígeno molecular.
Como vemos, conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares nos permitirá comprender las propiedades de los distintos estados de la materia. Veremos que estas fuerzas son, en parte, responsables de los distintos estados de agregación de la materia, de las temperaturas de fusión y ebullición de los distintos compuestos, del comportamiento no ideal de los gases, de las fuerzas de cohesión y adhesión, así como de la viscosidad y la tensión superficial. Algunas de ellas, además, tienen importancia vital en la estabilización de la estructura de moléculas tan importantes para la vida como el ADN y las proteínas.
Mientras la fuerza de los enlaces intramoleculares (iónicos y covalentes) fluctúan entre los 150 y los 1.000 kJ/mol, las fuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares oscilan entre los 0.05 y los 50 kJ/mol. Las atracciones intermoleculares son más débiles que los enlaces covalentes, porque no resultan de compartir pares de electrones entre átomos, sino que son el producto de interacciones electrostáticas entre cargas temporales o permanentes.
• Fuerzas de Van der Waals
Las interacciones entre moléculas polares o no polares del tipo dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión se denominan fuerzas de Van der Waals, en honor al físico holandés Johannes Diderik van der Waals.
Las más débiles de estas interacciones son las fuerzas de dispersión, también conocidas como fuerzas de London.
Las fuerzas de dispersión se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Cuando los electrones de una molécula adquieren, momentáneamente, una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se genere, también en forma instantánea, un dipolo inducido. Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases biatómicos, como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4, tienen tales dipolos instantáneos.
La intensidad de las fuerzas de dispersión depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, lo que depende, a su vez, del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula, más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables, porque tienen menos electrones.
• Atracción dipolo-dipolo
Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como en el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles, pero son más intensas que las fuerzas de dispersión por lo que, aunque estas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo.
• Atracción ión-dipolo
Es la fuerza que existe entre un ión y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son dipolos que tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo.
La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ión, del momento dipolar del dipolo, y de la distancia del centro del ión al punto medio del dipolo. Estas fuerzas ión-dipolo son importantes en la solubilidad de las sustancias iónicas en líquidos, y explican los efectos de solvatación de los compuestos iónicos en solución.
• Puente o enlace de hidrógeno
Cuando el hidrógeno se encuentra unido covalentemente a un átomo electronegativo, se produce una polaridad en el enlace, que le confiere un porcentaje de carácter iónico.
El hidrógeno queda así con una densidad de carga positiva, y puede ser atraído por un par de electrones no compartidos, de un átomo electronegativo de una molécula vecina, con lo que se produce el puente o enlace de hidrógeno. Este último átomo debe tener un volumen pequeño para que su densidad de carga sea grande y pueda ejercer la atracción electroestática requerida por un átomo de hidrógeno. Es el caso del flúor, el oxígeno y el nitrógeno. El cloro, por el contrario, debido a su gran volumen, nunca podrá participar en este tipo de enlace.
La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea de gran importancia en la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.
Las primeras evidencias de la existencia del enlace de hidrógeno proceden del estudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de compuestos formados por elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular.
Sin embargo, los compuestos formados por los elementos de los Grupos V A, VI A y VII A no cumplen esta norma y los compuestos de N, O y F son los de mayor punto de ebullición. Curiosamente, se trata de los más electronegativos, y por ende, los que producen enlaces más polarizados con hidrógeno.
Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecinos al oxígeno son gases a la temperatura ambiente; en cambio, el H2O es líquida a esa misma temperatura, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. Es tanto así, que si se grafica la temperatura de ebullición para los compuestos de hidrógeno de los demás elementos del grupo (S, Se, Te), se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que se esperaría de no formar puentes de hidrógeno.
Esta interacción es mucho más fuerte que en una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de hidrógeno. Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos, cuyas moléculas forman puentes de hidrógeno entre sí, situación que no es privativa del agua. Por ejemplo, resulta ilustrativo comparar el éter metílico CH3-O-CH3, con el etanol CH3-CH2-OH, ya que ambas moléculas tienen la misma fórmula condensada, es decir son isómeros. Ambas tienen un momento dipolar diferente de cero; sin embargo, entre moléculas de éter metílico no pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas los átomos de hidrógeno solamente se encuentran formando enlaces muy poco polares con los átomos de carbono. En el etanol, por el contrario, existe un enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo de hidrógeno puede formar puentes con otros átomos de oxígeno en moléculas vecinas. Las diferencias físicas son muy notables: El etanol es un líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es de 78°C, mientras que el éter metílico es un gas, con punto de ebullición de – 25°C.
