Enlaces Químicos: Fundamentos y Tipos

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas y compuestos. Los gases nobles y vapores metálicos están constituidos por átomos aislados, pero en la mayoría de los casos, los átomos están fuertemente ligados, ya sean del mismo tipo o de diferentes elementos. Estas uniones interatómicas son químicas porque se forman y se rompen en las reacciones químicas. La formación de enlaces se produce por un balance favorable de energía: los átomos enlazados constituyen un sistema menos energético (más estable) que los átomos separados.

Átomos separados → Átomos enlazados + Energía

La rotura de enlaces, por otro lado, requiere un balance energético favorable.

Formación de Enlaces y Estabilidad Energética

Cuando dos o más átomos se unen, la energía del sistema cambia. Se produce así:

• En el instante inicial, están separados para que no interaccionen entre sí.
• Al irse acercando, las fuerzas atractivas originan que el sistema se estabilice. La energía va disminuyendo hasta llegar a un mínimo, que corresponde a la distancia de enlace.
• Si continúan acercándose, las fuerzas de repulsión que ejercen entre sí los núcleos aumentan la inestabilidad y, por tanto, el valor de la energía.

Dos o más átomos se unen para formar agrupaciones más estables, de menor energía, que la que tenían los átomos por separado.

Tipos de Enlaces Químicos

1. Enlace iónico: Se debe a la atracción electrostática entre iones. Ocurre en la combinación entre metales y no metales por transferencia de electrones del metal al no metal. Ejemplo: NaCl.
2. Enlace covalente: Se da entre elementos no metálicos. Implica la compartición de pares de electrones entre átomos contiguos. Ejemplo: H₂O.
3. Enlace metálico: Se presenta en metales, donde los electrones se comparten de forma colectiva entre todos los átomos que componen el metal.

Teoría de Lewis del Enlace Químico

La teoría de Lewis, basada en la naturaleza electrónica del enlace, fue la primera teoría moderna del enlace químico.

Principios de la Teoría de Lewis

La idea crucial proviene del modelo atómico de Bohr y consiste en dividir a los electrones en dos grupos: internos y de valencia. Solo estos últimos contribuyen al enlace. La teoría se basa en los siguientes principios:

1. En algunos casos, se transfieren electrones de un átomo a otro. Así, se forman iones positivos y negativos que se atraen por fuerzas electrostáticas, originando el enlace iónico.
2. En otros casos, se comparten uno o más pares de electrones, dando lugar a la formación del enlace covalente.
3. Los electrones transferidos o compartidos estabilizan la configuración electrónica de los átomos, pues hacen que coincida con la de los gases nobles, que tienen 8 electrones en la última capa. Esta es la regla del octeto.

Se pueden usar las siguientes fórmulas:

• C = N – D
• S = D – C
• E = (N – D) / 2

Donde:

• C: número de electrones compartidos.
• N: número de electrones necesarios.
• D: número de electrones de valencia disponibles.
• S: número de electrones que forman pares solitarios.
• E: número de enlaces.

Multiplicidad y Orden del Enlace Covalente

Los electrones son siempre compartidos por parejas, que se representan con un guion para simplificar. Esta teoría prevé enlaces covalentes múltiples. El orden de enlace nos indica su multiplicidad, siendo siempre un número entero y menor que cuatro.

1. Limitaciones y Mejoras de la Teoría de Lewis

La regla del octeto es útil, especialmente en los enlaces de moléculas orgánicas. Los elementos fundamentales de la química orgánica (C, H, O y N) se adaptan bien a las previsiones de la teoría original de Lewis. Sin embargo, no es una regla de validez universal. Los elementos de transición incumplen sistemáticamente esta regla, ya que el subnivel que se está completando es el d, con capacidad para 10 electrones adicionales.

Octeto Incompleto: Hipovalencia

Algunos elementos, como Be y B, tienen tendencia a quedar hipovalentes, con una estructura electrónica que no llega a la de gas noble. Incumplen la regla del octeto por defecto. Al y Ga muestran una tendencia similar.

Octeto Expandido: Hipervalencia

Un átomo con 10 o 12 electrones de valencia tiene el octeto expandido y se considera hipervalente. La hipervalencia solo es posible en elementos del tercer periodo o superiores (P, S, Cl, etc.). Los elementos del primer y segundo periodo nunca quedan hipervalentes.

Especies con Números Impares de Electrones

Ninguna estructura puede cumplir la regla del octeto en especies como NO (11 electrones) y NO₂ (17 electrones).

Resonancias

Son posibles varias fórmulas de Lewis equivalentes, pero no idénticas, para una misma especie molecular. La estructura correcta es intermedia entre todas las posibles fórmulas equivalentes. Ninguna por separado es válida. La fórmula correcta es una mezcla, combinación o hibridación de ambas, a la que se denomina híbrido de resonancia. Cada fórmula resonante se representa entre corchetes y, si se trata de especies iónicas, la carga del ion se pone como superíndice del corchete. La resonancia no es una oscilación entre una estructura y otra. El orden de un enlace dado es el promedio del valor que tiene entre las fórmulas resonantes. El concepto de resonancia introduce la posibilidad de que los órdenes de enlace sean fraccionarios.

2. Teorías Cuánticas del Enlace Covalente

El concepto de orbital desempeña un papel fundamental en estas teorías. Las dos principales son la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) y la Teoría del Enlace de Valencia (TEV).

Teoría de Orbitales Moleculares

La TOM es más completa, pero también más difícil de manejar. Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones, para los cuales hay que resolver la ecuación de Schrödinger. Se obtienen los orbitales moleculares, que indican las regiones del espacio donde es más probable encontrar a los electrones de la molécula. El caso más simple es el de la molécula de hidrógeno. De los orbitales moleculares formados, uno de ellos tiene menos energía, es más estable, que los orbitales atómicos. Este es el orbital molecular (OM) enlazante, y los electrones que lo ocupan favorecen el enlace. Los OM alojan hasta un máximo de 2 electrones. El otro OM es menos estable, y los electrones que lo ocupan perjudican la formación del enlace. Se llama OM antienlazante. Mientras que los OM enlazantes son localizados, la teoría prevé en otros casos la existencia de OM deslocalizados.

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

La TEV presenta un enfoque del enlace más intuitivo. La molécula es entendida como un conjunto de átomos enlazados. Los enlaces se forman como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos, que deben tener electrones desapareados y con espines opuestos. No pueden ocupar un mismo orbital electrones con todos los números cuánticos iguales.

Valencia Química

La valencia iónica o electrovalencia es la valencia de un elemento cuando forma compuestos iónicos. Tiene signo. Con frecuencia, indica cuántos electrones le faltan o le sobran a un elemento para alcanzar la configuración de gas noble. Los metales de transición incumplen habitualmente este criterio. La valencia covalente o covalencia indica cuántos enlaces covalentes forma un elemento, es decir, cuántos pares de electrones comparte. No tiene signo y coincide con el número de electrones desapareados que tiene el átomo antes de enlazarse.

Enlaces Múltiples de la TEV

La forma y tamaño de los orbitales atómicos (OA) hacen que no pueda haber más de un solapamiento frontal. Este solapamiento origina un enlace de tipo σ, que es más favorable energéticamente y el único que existe en enlaces sencillos. Los otros solapamientos originan enlaces de tipo π, que son los responsables de los enlaces múltiples.

Enlaces Covalentes Coordinados o Dativo

Cuando el par de electrones compartido ha sido aportado por uno solo de los átomos, el OM del enlace procede del solapamiento de los OA, de los cuales hay uno inicialmente lleno y otro vacío. La diferencia entre el enlace covalente normal y el coordinado o dativo es conceptual, depende de cómo nos imaginemos que se ha formado el enlace. Lo importante es que, en ambos casos, la unión se debe a la compartición de pares de electrones.

3. Propiedades del Enlace Covalente

Longitud de Enlace y Multiplicidad

La longitud de enlace es la distancia media de separación entre los núcleos de los átomos enlazados. Cuanto mayor es el orden de un enlace, menor es su longitud.

Energía de Enlace

Se desprende energía cuando los átomos se enlazan y se consume energía cuando se separan. La energía de disociación de enlace es la energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en especies gaseosas. Esta magnitud es importante porque revela la fortaleza de cada enlace. Las longitudes y energías de enlace suelen ser valores promedio. Los enlaces σ son más fuertes que los enlaces π.

Polaridad del Enlace Covalente y Electronegatividad

En los enlaces covalentes homopolares, los átomos que se enlazan son idénticos y los electrones son compartidos de forma equilibrada. La nube electrónica se reparte de forma simétrica entre los núcleos y no se crean polos eléctricos. El enlace es apolar. Si los átomos que se unen no son iguales, los electrones pueden no ser compartidos de forma equilibrada. La nube electrónica se deforma, es asimétrica, y aparecen excesos y defectos de carga negativa, formando polos eléctricos. El enlace es polar. El átomo que más atrae al par o pares de electrones queda con un exceso de carga negativa, y el átomo que menos atrae queda con un defecto de carga negativa. La polaridad de un enlace covalente se mide por medio de una magnitud física llamada momento dipolar, que depende del valor de cada carga del dipolo y de la distancia de separación entre ellas. La electronegatividad de cada elemento nos permite predecir si un enlace covalente va a ser polar o no. Si los átomos que se unen tienen electronegatividades similares, el enlace es apolar; pero si existe una apreciable diferencia de electronegatividad, el enlace será polar.

Dipolo Eléctrico

Un dipolo es un sistema formado por dos cargas puntuales de igual valor, pero de signo contrario, separadas por una cierta distancia. La carga neta del dipolo es nula, pero la separación de las cargas crea un campo eléctrico cuya intensidad depende del momento dipolar.

4. Enlace Iónico

El enlace iónico es la unión química formada por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

Formación de Pares Iónicos

Si se combinan elementos con una gran diferencia de electronegatividad, se produce una transferencia electrónica desde el átomo más electropositivo hacia el átomo más electronegativo, un caso extremo de enlace covalente polar. La formación del catión consume más energía que la generada en la formación del anión.

Energía Reticular y Ciclo de Born-Haber

Aunque la formación de un par iónico sea energéticamente favorable, en condiciones normales no existen moléculas iónicas, es decir, los pares iónicos no están aislados. Un enlace iónico es colectivo, dando lugar a una estructura tridimensional ordenada de iones llamada cristal iónico. Son sólidos, y las fórmulas que los representan son empíricas. Su aspecto externo revela la estructura cristalina de su interior. Este comportamiento se debe a que la fuerza eléctrica es de largo alcance y se dirige en todas direcciones. La energía de cohesión de un sólido es la energía que mantiene unidas a las partículas que lo componen. Se denomina energía de red o reticular, y se define como la energía que debe aportarse para disgregar un mol del cristal iónico y transformarlo en iones aislados en fase gaseosa. La energía reticular es la magnitud fundamental que indica la fortaleza de un cristal iónico, y de ella dependen las principales propiedades de los sólidos iónicos.

Ciclo de Born-Haber

La energía depende de tres factores: la carga de los iones, la distancia de separación entre cargas y la distribución espacial de los iones. Los dos primeros factores se pueden valorar en una primera aproximación mediante la ley de Coulomb. Por eso, iones pequeños y de carga elevada presentan energías reticulares grandes. Para una misma carga, los iones grandes generan energías de red inferiores.

Propiedades de las Sustancias Según su Enlace

Compuestos Iónicos

No hay moléculas. La estructura es cristalina, y las fuerzas que sostienen al cristal son eléctricas. Sus propiedades más notables son:

• Puntos de fusión y ebullición medios y altos.
• Son duros, pero quebradizos.
• En estado sólido son aislantes eléctricos y malos conductores del calor; fundidos, conducen la corriente.
• Se disuelven en líquidos muy polares y conducen la corriente eléctrica.

Metales

• Expulsan electrones cuando son calentados o expuestos a la luz. Bien pulidos, muestran un brillo característico.
• Son excelentes conductores de la electricidad y del calor.
• La dureza es media o baja, y tienen buenas propiedades mecánicas. Son elásticos, dúctiles y maleables.
• Tienen puntos de fusión altos.
• No se disuelven en los disolventes moleculares ordinarios, ni polares ni apolares. Se disuelven muy bien unos en otros y originan múltiples aleaciones y amalgamas.

Sustancias Covalentes

Se dividen en dos grandes grupos con propiedades totalmente diferentes. El primer grupo lo forman las sustancias moleculares, que son la mayoría. El segundo grupo son las sustancias covalentes como el carbono puro (grafito y diamante), el cuarzo y el corindón, en las que no hay moléculas. Se trata de un cristal covalente o sólido reticular. No hay electrones libres. Los electrones de valencia están compartidos en los fuertes enlaces covalentes localizados que unen a los átomos. Sus propiedades son:

• Son sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión muy elevados. Se llaman sólidos covalentes.
• Son muy rígidos. No permiten la deformación. Sometidos a grandes tensiones, se fracturan.
• Son muy duros.
• Son buenos aislantes eléctricos y malos conductores del calor.
• Son insolubles.