Introducción a los Enlaces Químicos

Número de Oxidación

Un número de oxidación, que puede ser positivo o negativo, también se conoce como carga del átomo.

Reglas para asignar el número de oxidación:

• El número de oxidación de un átomo en un elemento libre es cero.
• El número de oxidación de un ion monoatómico es igual en magnitud y signo a su carga.
• El número de oxidación del hidrógeno en un compuesto es +1, excepto en los hidruros metálicos como LiH.
• El número de oxidación del oxígeno en un compuesto es -2, excepto en los peróxidos donde es -1, y en compuestos con el flúor, que es más electronegativo, es +1.
• El número de oxidación del flúor en un compuesto es -1.
• El número de oxidación de los metales alcalinos (Li, Na, K) es siempre +1 y de los metales alcalinotérreos es +2.
• La suma de los números de oxidación de los átomos en un compuesto debe ser igual a 0.
• La suma de los números de oxidación de los átomos en un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion.

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas que mantienen unidas las moléculas, llamadas fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals, son más débiles que las intramoleculares. Las fuerzas moleculares en los gases son débiles, en los líquidos son un poco mayores y en los sólidos son fuertes.

Las fuerzas intermoleculares pueden ser de varias clases: puentes de hidrógeno, fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London.

Puentes de Hidrógeno

Es una interacción entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno. Los puentes se forman porque el protón del hidrógeno es atraído hacia los electrones no enlazados de un elemento electronegativo de una molécula cercana. El hidrógeno es el único capaz de formar este tipo de enlace.

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Son interacciones que se producen entre las moléculas de compuestos polares, presentan un extremo positivo y uno negativo, lo que se conoce como un dipolo. Son menos fuertes que los puentes de hidrógeno y ocurren entre elementos no metálicos. Estas fuerzas son efectivas cuando las moléculas polares están muy juntas.

Fuerzas de London

Se conocen también con el nombre de interacciones de dipolos transitorios y son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas apolares. Estas son fuerzas débiles.

Propiedades de los Compuestos

Punto de Fusión y Ebullición

Los compuestos iónicos tienden a tener puntos de fusión y ebullición altos ya que las fuerzas de atracción electrostática entre los iones son fuertes y requieren de alta energía para romperlas. El diamante, grafito y el óxido de silicio presentan puntos de fusión y ebullición altos. Los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición más bajos, esto se debe a que las fuerzas que se deben romper para separar las moléculas son débiles. Los compuestos metálicos muestran puntos de fusión y ebullición muy altos. El hierro tiene un punto de fusión de 1535°C, el aluminio 660°C y el cobre 1083°C. Los elementos y los compuestos puros tienen puntos de fusión y ebullición referenciales que se usan como un método de identificación.

Solubilidad

Se refiere a la habilidad de que una sustancia se disuelva en otra. La regla de la solubilidad establece que “lo igual disuelve a lo igual”. Los compuestos iónicos se solubilizan en agua, que es un compuesto covalente polar y presenta polos + y -, el agua se considera un solvente universal. El cloruro de sodio tiene una solubilidad de 35,9 g por 100cm³, el bicarbonato de sodio tiene una solubilidad de 10.3 g por 100cm³ por lo que se afirma que el cloruro de sodio es más soluble en agua que el bicarbonato de sodio.

Conductividad

Es la habilidad que tiene una sustancia para conducir la electricidad. Los compuestos iónicos no conducen la electricidad cuando están en estado sólido debido a que los iones están fijos en la estructura cristalina y no pueden moverse. Los compuestos covalentes no contienen iones, por lo que no pueden conducir la electricidad.

Tipos de Enlaces

Compuestos Iónicos

Características

• No forman moléculas sino redes cristalinas.
• La forma del cristal es geométrica.
• Son duros y frágiles.
• Puntos de fusión y ebullición altos.
• Son compuestos inorgánicos.
• Son solubles en disolventes polares como el agua.

Enlace Iónico

Se da entre un metal y un no metal. Mayor a 1,7. Electrostática: energía que se encuentra en reposo. El enlace iónico también se conoce como enlace electrovalente. Los metales adquieren estabilidad, formando una partícula con carga positiva, llamada catión o ion positivo y los no metales una partícula con carga negativa llamada anión o ion negativo. El anión se origina cuando el oxígeno gana dos electrones.

Enlace Covalente

Se da entre 2 no metales. Menor a 1.7. Se pueden clasificar con: el número de electrones compartidos, electronegatividad, el número de electrones que aporta.

Enlaces Covalentes según el número de electrones compartidos:

• Enlace covalente sencillo
• Enlace covalente doble
• Enlace covalente triple

Características de los enlaces simples, dobles y triples

La longitud del enlace, como en la fuerza de atracción que se produce entre los átomos, varía: simple 1,47 Å, doble 1.24 Å, triple 1.10 Å.

Electronegatividad

Se define como la tendencia de un átomo a atraer electrones.

Enlace Covalente No Polar

Se presenta cuando los átomos que comparten electrones tienen igual o muy semejante electronegatividad. Los gases diatómicos como el dioxígeno, dinitrógeno, dihidrógeno son ejemplos de este tipo de enlace.

Enlace Covalente Polar

Se presenta cuando los electrones compartidos no son atraídos de la misma manera por los núcleos de los átomos. Un ejemplo es el agua. El ácido clorhídrico está formado por este enlace.

Enlace Covalente Dativo

El átomo que aporta la pareja de electrones se llama donador y el que acepta o recibe, receptor. Este tipo de enlace se representa mediante una flecha que va del átomo que aporta el par de electrones al átomo que los recibe. Átomos que pueden formar este tipo de enlace: nitrógeno, oxígeno, azufre y fósforo.

Estructuras de Resonancia

Existen moléculas o iones que por la disposición de sus átomos no pueden ser escritas solo con base en la estructura de Lewis.

Enlace Metálico

Es un tipo de enlace fuerte pero no rígido y se describe como el modelo de mar de electrones, que es una formación de cationes en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Los electrones son móviles y ningún electrón está confinado de manera individual a un ion metálico en particular, por eso se dice que los electrones son deslocalizados. Los metales pueden ser fácilmente deformados, esto se conoce como maleabilidad: puede ser moldeado o trabajado con facilidad, y ductilidad: puede deformarse sin romperse hasta obtener alambres o hilos.