Enlace Quimico

El enlace químico

1. Enlace químico

Concepto enlace.

Enlace químico es todo sistema que produzca la unión entre átomos, moléculas o iones. Normalmente, los átomos se unen entre sí para formar moléculas o cristales; aunque en ocasiones se encuentran aislados (gases nobles o vapores de metales).

La primera teoría propuesta para explicar los enlaces fue la de Lewis según el cual los átomos pierden o comparten electrones hasta adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica: 8 electrones en la última capa (capa de valencia) en la mayoría y 2 electrones en el H, He, Li y Be. Debido a la insuficiencia de esta teoría para explicar el enlace, aparecen 2 teorías más: la del enlace de valencia y la de los orbitales moleculares.

Fuerzas que intervienen en la formación de un enlace.

Debido a la existencia de carga positiva (núcleo) y carga negativa (corteza) en el átomo, cuando éstos se acercan para formar un enlace aparecen fuerzas atractivas y repulsivas:

• Las fuerzas atractivas se producen entre el núcleo (+) de cada átomo y la corteza (-) del otro.

• Las fuerzas de repulsión aparecen, por la repulsión entre los núcleos (+) y entre las cortezas electrónicas (-).

Al formarse una molécula, en un principio las fuerzas atractivas entre los núcleos de los átomos aumentan, de manera que la energía potencial del sistema disminuye; pero llega un momento en el que también empiezan a cobrar importancia las fuerzas de repulsión. Cuando se equilibran las fuerzas de repulsión y las fuerzas atractivas, se producirá un mínimo en la energía potencial del sistema y se formará el enlace. En este momento los átomos se encuentran a una distancia denominada distancia de enlace. Si aumentamos esta distancia de enlace habrá fuerzas de atracción entre los núcleos de los átomos y si se reduce fuerzas de repulsión.

Por tanto, un enlace se puede describir en función de los cambios de energía cuando dos átomos se aproximan. Se formará un enlace si, a determinada distancia interatómica (distancia de enlace), existe un mínimo de energía potencial del sistema de los dos átomos. La formación de un enlace se puede representar con la curva de Morse:

Donde E es la energía potencial del sistema y r la distancia entre los átomos.

Estos mismos enlaces son los que se rompen y forman durante las reacciones químicas, desprendiendo (reacciones exotérmicas) o absorbiendo (reacciones endotérmicas) calor y permitiendo la reorganización de los átomos y produciendo nuevas sustancias.

Estructuras que originan los enlaces.

Los enlaces originan dos tipos de estructuras:

- Moléculas: son agrupaciones de átomos de composición invariable formadas por un número invariable de átomos con unas posiciones concretas pero no ordenadas. Por ejemplo una molécula de agua va a tener siempre 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.

- Cristales: Son agrupaciones de átomos formadas por un número indeterminado de partículas las cuales se encuentran ordenadas. Por ejemplo en un cristal de cobre puede haber trillones de átomos de cobre.

Regla del octeto:

Los enlaces químicos se explican, en parte, apoyándose en esta regla. La regla del octeto o regla de Lewis, se enuncia así:

Los átomos tienen la tendencia a rodearse en su última capa (capa de valencia) de ocho electrones, adquiriendo así la estructura electrónica del gas noble más próximo a ellos en la tabla periódica. Ejemplo: El cloro (Z=17) tiende a adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano al mismo: el Argón (Z=18) ganando un electrón.

Esta norma tiene numerosas desviaciones:

a) Los cuatro primeros elementos tienden a adquirir la estructura del Helio, con sólo dos electrones (ya que en la 1ª capa sólo caben 2 electrones). Ej.: H2

b) Octetos incompletos, como el boro y el aluminio, que forman compuestos quedando en su capa de valencia con sólo seis electrones. Ej.: BF3

c) Octetos ampliados, que pueden tener 10, 12 o más electrones, debido a que a partir del tercer nivel, los elementos disponen de orbitales “d” vacíos. Ej.: H2SO4

d) Moléculas con número impar de electrones de valencia, en las que alguno de los átomos no conseguirá completar el octeto. Ej.:

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