Enlace Ionico

UNIDAD III. ENLACE QUÍMICO

3.1 Introducción

Enlace químico, es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo, lo que permite formar una gran gama de compuestos que el hombre utiliza para cubrir sus necesidades.

3.1.1 CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y producción átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos.

Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el estado de energía más bajo posible. Generalmente, un estado de energía más bajo implica mayor estabilidad. Cuando algo es estable, opone más resistencia al cambio que algo menos estable. Los elementos se clasifican con base a su grado de estabilidad. Los elementos como el sodio y el flúor son muy reactivos (inestables); tienden a sufrir cambios químicos espontáneos. Cuando el sodio entra en contacto con el agua, arde en llamas. El gas flúor reacciona con muchas sustancias en forma explosiva. Las sustancias reactivas como el sodio y el flúor, después de sufrir un cambio químico, generalmente se vuelven más estables. Los elementos estables no sufren cambio alguno y no reaccionan aún bajo condiciones extremas. Los gases nobles como grupo, son los elementos más estables. El helio y el neón, por ejemplo, no forman compuestos estables.

3.2 Clasificación de los enlaces químicos

Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.

3.2.3 Enlace Covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Enlace covalente no polar:

• Se crea de una unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por medio de un par de electrones que se comparten por igual.

• La diferencia de electronegatividad es cero o muy cercana a cero

• Se puede presentar en un estado sólido, líquido o gas

• No son conductores de la electricidad

• Se da entre no metales

• Los electrones de enlace quedan en medio de los átomos

Enlace covalente polar:

• Se da cuando los electrones que se comparten son dos no metales

• distintos

• Existe una diferencia de electronegatividad aunque es menor que en los

• compuestos iónicos

• Tienen puntos de fusión y ebullición bajos

• En general son conductores pobres de la electricidad

• Se da entre no metales

• Pueden ser presentados en los tres estados de la materia

• Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el

• Par de electrones de enlace que se comparte

Enlace covalente coordinado o dativo:

• Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de electrones de enlace que se comparte

• Son compuestos poco solubles en agua

• Tienen puntos de fusión y ebullición bajos

• En general son conductores pobres de la electricidad

• Se da entre no metales

• Pueden presentarse en los tres estados de la materia

Propiedades de los compuestos covalentes

3.3 Teorías del Enlace de Valencia.

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna de las dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad que se esté estudiando. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoría de Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso complementarias, hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las herramientas disponibles para el estudio del enlace

Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos. Como ejemplo más sencillo se puede considerar la formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital atómico 1s.

Cuando los dos átomos se aproximan se produce el solapamiento de sus orbitales lo que supone la creación del enlace hidrógeno-hidrógeno:

Ejemplo del átomo de hidrógeno

Cuando los átomos

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