A lo largo de todos los temas de química que se han estudiado hasta ahora, se ha hecho mención de los compuestos. Como ya se sabe estos son sustancias puras resultado de la combinación de dos o más elementos en proporciones fijas y definidas; pues bien esa unión, basada en fuerzas electrostáticas, entre los distintos elementos que permite la formación de los compuestos recibe el nombre de enlace químico.
El enlace químico se clasifica en tres tipos: Iónico o electrovalente, covalente y metálico. Las propiedades físicas y químicas de los compuestos dependen del tipo de enlace que los forman y las fuerzas que mantienen unidos a sus átomos constituyentes.
El enlace químico se clasifica en tres tipos: Iónico o electrovalente, covalente y metálico. Las propiedades físicas y químicas de los compuestos dependen del tipo de enlace que los forman y las fuerzas que mantienen unidos a sus átomos constituyentes.
Símbolo de Lewis
Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, sólo entran en contacto las regiones exteriores, o dichos en otras palabras, los enlaces químicos se llevan a cabo a través de los electrones de valencia de los átomos. Con el objetivo de destacar a dichos electrones y seguir su comportamiento en una reacción química, los científicos utilizan los símbolos de Lewis. Un símbolo de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto para cada electrón de valencia del átomo de un elemento. Esta simbología no se hace ninguna distinción entre los electrones de valencia, excepto que después que se han colocado cuatro electrones alrededor del símbolo químico, esto es para el caso de que el átomo posea más de cuatro de electrones de valencia, los puntos de los siguientes electrones se disponen de tal forman que formen pares con los puntos colocados anteriormente.
El número de puntos que puntos que contenga el símbolo de Lewis de un determinado elemento representativo, corresponde con 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 para ellos.
Otro aporte importante por parte de Lewis al estudio de los enlaces químicos se basa la tenencia que tienen los átomos de todos los elementos a lograr la configuración de gas noble (Cada gas noble posee 8 electrones de valencia, con excepción del helio que posee 2). La regla del octeto (nombre que recibe dicho aporte de Lewis) se puede enunciar de la siguiente manera: un átomo, diferente al hidrógeno, reacciona cambiando el número de sus electrones en tal forma que adquirieren la estructura electrónica de un gas noble.
Esta combinación pude ser por intercambio electrónico o por la combinación con otro átomo, de tal manera que ambos contengan ocho electrones.
Otro aporte importante por parte de Lewis al estudio de los enlaces químicos se basa la tenencia que tienen los átomos de todos los elementos a lograr la configuración de gas noble (Cada gas noble posee 8 electrones de valencia, con excepción del helio que posee 2). La regla del octeto (nombre que recibe dicho aporte de Lewis) se puede enunciar de la siguiente manera: un átomo, diferente al hidrógeno, reacciona cambiando el número de sus electrones en tal forma que adquirieren la estructura electrónica de un gas noble.
Esta combinación pude ser por intercambio electrónico o por la combinación con otro átomo, de tal manera que ambos contengan ocho electrones.
El enlace entre los iones- El enlace iónico
En los cambios químicos el número de protones y neutrones no varía, pero un átomo puede cambiar el número de electrones que posee cediéndolos (formando cationes) o ganándolos (formando aniones). Cuando hay transferencia de electrones de un átomo a otro se dice que el enlace resultante es iónico.
La estabilidad global de los compuestos iónicos depende de la interacción entre los iones que forman el sólido. Cada catión del compuesto estará rodeado de varios aniones y a su vez, cada anión estará rodeado de varios cationes.
Una medida cuantitativa de esa estabilidad es la energía reticular, la cual es la energía necesaria para separar un compuesto iónico sólido en sus iones constituyentes en estado gaseoso. A mayor energía reticular, mayor será lña estabilidad del sólido y más fuerte será el enlace iónico.
Generalmente en series de compuesto iónicos con iones de carga similar, mientras más pequeños sean los iones, mayor será la estabilidad del compuestos que forman. El NaCl es más estable que el KCl. En series de compuestos iónicos similares, los iones con cargas múltiples forman usualmente compuestos iónicos más estables que los iones con carga menor. El MgCl2 es más estable que el NaCl.
Para finalizar se puntualizarán algunas características de los compuestos formados a través de un enlace iónico:
- Tienen altos puntos de fusión.
- Son malos conductores de calor.
- Generalmente son solubles en agua.
- En estado sólido, no conducen electricidad.
Una medida cuantitativa de esa estabilidad es la energía reticular, la cual es la energía necesaria para separar un compuesto iónico sólido en sus iones constituyentes en estado gaseoso. A mayor energía reticular, mayor será lña estabilidad del sólido y más fuerte será el enlace iónico.
Generalmente en series de compuesto iónicos con iones de carga similar, mientras más pequeños sean los iones, mayor será la estabilidad del compuestos que forman. El NaCl es más estable que el KCl. En series de compuestos iónicos similares, los iones con cargas múltiples forman usualmente compuestos iónicos más estables que los iones con carga menor. El MgCl2 es más estable que el NaCl.
Para finalizar se puntualizarán algunas características de los compuestos formados a través de un enlace iónico:
- Tienen altos puntos de fusión.
- Son malos conductores de calor.
- Generalmente son solubles en agua.
- En estado sólido, no conducen electricidad.
El enlace entre átomos.- El enlace covalente
No todos los compuestos son iónicos o provienen de enlaces iónicos, por ejemplo en el caso de la molécula de hidrógeno (H2) no hay bases teóricas posibles, para suponer que uno, entre dos átomos de hidrógeno similares, deba tener preferencia por un electrón adicional. Además el cloro y el flúor forman iones negativos. La formación de un enlace iónico requiere iones cargados negativamente, los iones similarmente cargados se repelen entre sí. Por lo tanto el enlace del compuesto fluoruro de cloro no puede ser iónico.
Lo que pasa es que no se lleva a cabo una transferencia de electrones, sino que en estos casos, los átomos comparten los electrones logrando obtener la configuración de gas noble. Esta forma de compartir electrones es lo que se llama enlace covalente.
No todos los compuestos son iónicos o provienen de enlaces iónicos, por ejemplo en el caso de la molécula de hidrógeno (H2) no hay bases teóricas posibles, para suponer que uno, entre dos átomos de hidrógeno similares, deba tener preferencia por un electrón adicional. Además el cloro y el flúor forman iones negativos. La formación de un enlace iónico requiere iones cargados negativamente, los iones similarmente cargados se repelen entre sí. Por lo tanto el enlace del compuesto fluoruro de cloro no puede ser iónico.
Lo que pasa es que no se lleva a cabo una transferencia de electrones, sino que en estos casos, los átomos comparten los electrones logrando obtener la configuración de gas noble. Esta forma de compartir electrones es lo que se llama enlace covalente.
En un enlace covalente cada electrón compartido es atraído por los núcleos involucrados en el enlace, dicha atracción el la responsable de que se mantengan unidos los átomos involucrados.
Una estructura de Lewis es una representación del enlace covalente usando los símbolos de puntos de Lewis, en los cuales los pares de electrones compartidos se muestran ya sea como líneas o como pares de puntos entre dos átomos y los pares libres se muestran como pares de puntos en átomos individuales. Sólo los electrones de valencia se muestran en una estructura de Lewis.
Al enlazarse dos átomos por un par de electrones, se dice que están unidos por un enlace sencillo. En muchos compuestos hay enlaces múltiples, esto es, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones.
Finalmente se observa que los compuestos que tienen únicamente enlaces covalentes se llaman compuestos covalentes. Existen dos tipos de compuestos covalentes, uno contienen unidades moleculares discretas (como el H2O, H2) y el otro tiene estructuras tridimensionales extensas (como el BeCl2, cloruro de berilio sólido, SiO2, dióxido de silicio).
Comparación entre los compuestos covalentes y los compuestos iónicos.
Las fuerzas intermoleculares en los compuestos covalentes son relativamente débiles con respecto a las fuerzas que tienen los compuestos iónicos, por lo que se puede decir que las moléculas de los compuestos covalentes no están unidas fuertemente entre sí. En consecuencia, los compuestos covalentes son por lo general gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
Las fuerzas intermoleculares en los compuestos covalentes son relativamente débiles con respecto a las fuerzas que tienen los compuestos iónicos, por lo que se puede decir que las moléculas de los compuestos covalentes no están unidas fuertemente entre sí. En consecuencia, los compuestos covalentes son por lo general gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
Muchos compuestos iónicos son solubles en agua, y fundidos o en disoluciones acuosas conducen electricidad; por su parte, la mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se disuelven, sus disoluciones por lo general no conducen electricidad. Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad.
Polaridad del enlace.
Polaridad del enlace.
Si el enlace covalente está constituido por dos átomos iguales (como en el H2, F2), es de esperar que ninguno que el núcleo de alguno de los dos atraiga a los electrones más que el otro, pero si los átomos son de diferentes elementos puede ocurrir que el núcleo de uno de ellos pueda atraer más a los electrones con más fuerza que el otro y la distribución de los electrones no sería igual. Átomo que atrae con mayor fuerza a los electrones adquiere más de esa carga y desarrolla una carga negativa parcial, una parte de carga electrónica. El otro átomo desarrolla una carga positiva parcial de la misma magnitud. La molécula será eléctricamente neutra, pero habrá mayor cantidad de la carga negativa a un extremo, o lo que es lo mismo, habrá mayor densidad electrónica alrededor de uno de los átomos. Esta situación se describe diciendo que el enlace es polar y designando las cargas parciales con los símbolos d+ y d-
Electronegatividad.-
Aunque la polaridad de las moléculas puede determinarse experimentalmente, nadie ha inventado aún un experimento para medir directamente la tendencia del átomo ligado a atraer un par de electrones; sin embargo existe una propiedad que ayuda a distinguir un enlace polar de uno no polar, la electronegatividad de los elementos. Ésta se define como la habilidad de atraer un átomo hacia sí los electrones de un enlace químico. Como era de esperarse la electronegatividad de un elemento está relacionada son su afinidad electrónica y su energía de ionización. En tal forma que un átomo como el flúor tiene la mayor afinidad electrónica y la mayor energía de ionización, tiene electronegatividad alta. En contraste el sodio, que tiene una baja afinidad electrónica y una baja energía de ionización, tiene una electronegatividad baja.
Entonces cuando se tenga un enlace covalente entre dos elementos que presenten electronegatividades muy distintas, de seguro que dicho enlace es polar; no así ocurre con la molécula, puesto que la polaridad de ésta, depende de la dirección de los diferentes momentos dipolares que pueda existir en ella.
Excepciones de la regla del octeto.
- El octeto incompleto
En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Considérese, por ejemplo el berilio, que es un elemento que pertenece al grupo 2A (y al segundo período). La configuración electrónica del berilio es 1s22s2, tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En fase gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como moléculas discreta. La estructura de Lewis del BeH2 es
H-Be-H
Como se puede observar, sólo cuatro electrones rodean al berilio y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el Be en una molécula.
Los elementos del grupo 3A, en particular el Boro y el Aluminio, también tienden a formar compuestos covalentes en los cuales el átomo central está rodeado por un número menor de ocho electrones. Si se toma el boro por ejemplo, dado que su configuración electrónica es 1s22s22p1, tiene un total de tres electrones de valencia. El boro forma con los halógenos una clase de compuesto de fórmula general BX3, donde X es un átomo halógeno. En consecuencia, el trifluoruro de boro sólo tiene seis electrones alrededor del átomo de boro:
F
F B
F
- El octeto incompleto
En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Considérese, por ejemplo el berilio, que es un elemento que pertenece al grupo 2A (y al segundo período). La configuración electrónica del berilio es 1s22s2, tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En fase gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como moléculas discreta. La estructura de Lewis del BeH2 es
H-Be-H
Como se puede observar, sólo cuatro electrones rodean al berilio y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el Be en una molécula.
Los elementos del grupo 3A, en particular el Boro y el Aluminio, también tienden a formar compuestos covalentes en los cuales el átomo central está rodeado por un número menor de ocho electrones. Si se toma el boro por ejemplo, dado que su configuración electrónica es 1s22s22p1, tiene un total de tres electrones de valencia. El boro forma con los halógenos una clase de compuesto de fórmula general BX3, donde X es un átomo halógeno. En consecuencia, el trifluoruro de boro sólo tiene seis electrones alrededor del átomo de boro:
F
F B
F
- Moléculas con número impar de electrones
Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentra el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2)
Dado que se requiere un número par de electrones para completar ocho. La regla del octeto nunca podrá ser satisfecha para todo los átomos en cualquier molécula que se encuentra en estas condiciones.
- El octeto expandido
- El octeto expandido
En números compuestos hay más de ocho electrones de valencia alrededor de un átomo. Esta expansión del octeto sólo ocurre alrededor de átomos de los elementos que se encuentren en el tercer período de la tabla en adelante. Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos de este período tienen orbitales 3d que pueden ser utilizados para el enlace. Un compuesto muy estable en la cual está expandido el octeto es el hexafluruo de azufre. La configuración electrónica del azufre es [Ne]3s23p4. En el SF6, cada uno de los seis electrones de valencia del átomo de azufre se une covalentemente a un átomo de flúor, en consecuencia doce electrones rodean al átomo central. Sin embargo no todo los compuestos del azufre violan la regla del octeto, el dicloruro de azufre, por ejemplo, obedece la regla del octeto.
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