enlaces quimicos

INTRODUCCION:

Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una

variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos,

líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente

benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo

de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace

químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de cómo

estos interactúan entre sí.

En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones

químicas ocurren pérdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por

ello estos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel

se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.

Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving

Langmuir, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y

no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico

adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el

nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.

En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia

que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel

lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del

enlace covalente.

En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la

molécula de H2 se podría explicar mediante la mecánica cuántica.

La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de

los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor

complejidad de esta, el aparato matemático es mucho más difícil de formular y los

resultados menos fáciles de obtener e interpretar.

Hoy en día, los químicos disponen de métodos de cálculo y de técnicas

experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma,

geometría y dimensiones de las moléculas.

CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones

atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos

químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es

un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en

descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su

propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico

fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los

átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor

parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que

determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace

interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos,

metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los

estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de

naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza

eléctrica.

Un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la

estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más

cercano. Para la mayoría de los elementos se trata

de completar ocho electrones en su último nivel.

Las fuerzas atractivas que mantienen juntos los

elementos que conforman un compuesto, se explican

por la interacción de los electrones que ocupan los

orbitales más exteriores de ellos (electrones de

valencia).

Cuando dos átomos se acercan se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de

estas fuerzas tratan de mantenerlos unidos, otras tienden a separarlos.

En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles (muy estables,

con su última capa o nivel de energía completo con sus ocho electrones), las

Molécula de H2

      1s1                1s1

fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan

formando un enlace.

Así, podemos considerar al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a

dos o más átomos dentro de una molécula.

Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más

electrones por más de un núcleo.

CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS

1. Enlaces Interatómicos:

Enlace iónico o electrovalente

Enlace covalente

Enlace metálico

2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals:

Enlace dipolo – dipolo

Enlace puente de hidrógeno

Enlace por fuerzas de London

APLICACIÓN Y LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO

Esta regla indica que cuando se van a enlazar dos átomos iguales, los electrones

de valencia de éstos se organizan de tal manera que, al formar el enlace por

compartición de pares de electrones, cada uno de los átomos al final adopta una

estructura de gas noble, quedando ambos rodeados de 8 electrones en sus

últimos niveles de energía. Cuando se trata de átomos diferentes, el elemento más

electronegativo o no metálico es el que se rodea de ocho electrones.

Esta Regla tiene algunas excepciones  como es el caso de que no se aplica en la

formación de enlaces con pares de átomos de hidrógeno.

Aplicación de la regla del octeto con átomos de elementos diferentes:

La regla del octeto se aplica principalmente a los elementos del segundo periodo.

Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se distinguen

por un octeto incompleto, un número impar de electrones o más de ocho

electrones de valencia alrededor del átomo central

EL OCTETO INCOMPLETO

En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central de

una molécula estable es inferior a ocho. Considere, por ejemplo, el berilio, un

elemento del grupo 2ª (y del segundo periodo). La configuración electrónica del

berilio es ls22s2; tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. En fase

gaseosa, el hidruro de berilio (BeH2) existe como moléculas discretas. La

estructura de Lewis del BeH2 es

H - Be-H

Como se observa, sólo cuatro electrones rodean al átomo de Be y no hay forma

de satisfacer la regla del octeto para el berilio en esta molécula.

Los elementos del grupo 3A, en particular boro y aluminio, también tienden a

formar compuestos en los que sus átomos se rodean de menos de ocho

electrones. Tome al boro como ejemplo. En virtud de que su configuración

electrónica es ls22i2p l , tiene en total tres electrones de valencia. El boro

reacciona con los halógenos y forma un tipo de compuestos que tienen la fórmula

general BX3, donde X es un átomo de halógeno. Así, en el trifluoruro de boro sólo

seis electrones rodean al átomo de boro:

Las siguientes estructuras de resonancia contienen un enlace doble entre B y F Y

satisfacen la regla del octeto para el boro:

El hecho de que la longitud de enlace B-F en el BF3 (130.9 pm) sea más corta que

la de un enlace favorece a las estructuras de resonancia, aunque cada una tenga

la carga formal negativa sobre el átomo de B y la carga formal positiva en el átomo

de F.

Aunque el trifluoruro de boro es estable, reacciona rápidamente con amoniaco.

Esta reacción se representa mejor con estructuras de Lewis en donde el boro tiene

sólo seis electrones de valencia alrededor:

Al parecer, las propiedades del BF3 se explican mejor por las cuatro estructuras

de resonancia.

El enlace B-N en el compuesto anterior es diferente de los enlaces covalentes

presentados hasta ahora porque el átomo de N aporta los dos electrones. Este

tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado (también conocido como

enlace dativo), y se define como un enlace covalente en el que uno de los átomos

cede los dos electrones. Aunque las propiedades de un enlace covalente

coordinado son parecidas a las de un enlace covalente

EL OCTETO EXPANDIDO

Los átomos de los elementos del segundo periodo no tienen más de ocho

electrones de valencia alrededor del átomo central, pero los átomos de los

elementos del tercer periodo de la tabla periódica en adelante forma algunos

compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central.

Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer periodo también' tienen

orbitales 3d que pueden formar enlaces. Estos orbitales permiten que un átomo

forme un octeto expandido. Entre los compuestos que poseen este tipo de octeto

se encuentra el hexafluoruro de azufre, un compuesto muy estable. La

configuración electrónica del azufre es [Ne]3s23p4. En el SF6, cada uno de los

seis electrones de valencia del azufre forma un enlace covalente con un átomo de

flúor, de tal forma que hay doce electrones alrededor del átomo central de azufre:

El azufre también forma muchos compuestos en los que se cumple la regla del

octeto. Por ejemplo, en el dicloruro de azufre, el S está rodeado por sólo ocho

electrones:

ENLACE COVALENTE

Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos

átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.

Enlace covalente apolar (o no polar)

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los

electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama

covalente apolar.

Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo

elemento presentan este tipo de enlace.

 En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con

respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto

para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del

mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomos idénticos

tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces

covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no

polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el

átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente

apolar.

Enlace covalente polar

Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los

electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar

(polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y

covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma

desigual).

Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.

Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o

maleabilidad.

Ejemplo:

¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?

Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una

electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de

electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.

El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que

0,5.

Enlace covalente apolar: Molécula de N2

(Usando la Notación de Lewis)

Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la

electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales

distintos para definir su enlace como covalente polar.

Enlace covalente coordinado

Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un

átomo aporta el par de electrones compartidos.

 TEORÍAS PARA EXPLICAR EL ENLACE COVALENTE Y SUS ALCANCES

Propiedades de los enlaces covalentes

   •   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

   •   La mayoría son insolubles en disolventes polares.

   •   La mayoría son solubles en disolventes apolares.

   •   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.

   •   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no

contienen partículas cargadas.

Cómo se forman los enlaces covalentes no polares y polares

Al contrario de los enlaces iónicos, en los cuales ocurre una transferencia

completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos

comparten electrones.

El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una

tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto

ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no

metales que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos

compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de

hidrógeno.

Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera y única

capa o envoltura. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones,

cada átomo hidrógeno tenderá a captar un segundo electrón.

Enlace covalente apolar entre dos átomos de hidrógeno

(H)

En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno

reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el

compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos

compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace

covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una

envoltura de valencia.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).

Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente

típico entre dos átomos, han de interaccionar, interpenetrarse 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.

TEORIA DE ORBITALES MOLECULARES (OM).

Es la segunda aproximación al estudio del enlace covalente, y la más ampliamente

empleada para explicar la estructura y la geometría de muchos sólidos

inorgánicos. El punto de partida consiste en asumir que si los dos núcleos

implicados en el enlace se ubican a la distancia de equilibrio, los electrones se

alojarán no en orbitales atómicos de cada elemento, sino en orbitales moleculares,

que son análogos a los atómicos, y que presentan características similares.

COMBINACION LINEAL DE ORBITALES ATOMICOS (CLOA).

Esta aproximación puede entenderse de forma simple si se piensa que cuando un

electrón esté cerca de uno de los núcleos, es decir, cuando esté “controlado” por

un núcleo, su función de onda será muy similar a la de un orbital atómico.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

El modelo de RPECV, basado sobre todo en las estructuras de Lewis, proporciona

un método relativamente sencillo y directo para predecir la geometría de las

moléculas. Pero, como se observó antes, la teoría de Lewis del enlace químico no

explica con claridad por qué existen los enlaces químicos. La idea de relacionar la

formación de un enlace covalente con el apareamiento de electrones constituyó un

paso en la dirección correcta, pero no avanzó lo suficiente. Por ejemplo, la teoría

de Lewis describe un enlace sencillo entre los átomos de H en el H2 y entre los

átomos de F en el F2 esencialmente de la misma forma, como el apareamiento de

dos electrones. Sin embargo, estas dos moléculas tienen energías de disociación

de enlace así como longitudes de enlace muy diferentes (436.4 kJ/mol y 74 pm

para el H2 y 150.6 kJ/mol y 142 pm para el F2). Éste y otros hechos no pueden

explicarse por medio de la teoría de Lewis. Para una explicación más completa de

la formación del enlace químico se debe recurrir a la mecánica cuántica. De

hecho, el estudio del enlace químico en la mecánica cuántica proporciona también

un medio para comprender la geometría molecular.

Hasta la fecha se utilizan dos teorías mecánico-cuánticas para describir la

formación del enlace covalente y la estructura electrónica de las moléculas. La

teoría del enlace valencia (EV) supone que los electrones de una molécula ocupan

orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen

de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace. La segunda

teoría, denominada teoría de los orbitales moleculares (OM), propone la formación

de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos. Ninguna teoría explica

perfectamente todos los aspectos del enlace, pero cada una contribuye a la

comprensión de muchas de las propiedades moleculares que se observan.

Se empezará el estudio de la teoría del enlace valencia considerando la formación

de una molécula de H2 a partir de dos átomos de H. La teoría de Lewis describe el

enlace

H - H en términos del apareamiento de los dos electrones de los átomos de H.

Según la teoría del enlace valencia, el enlace covalente H-H se forma por el

traslapo de los dos orbitales 1s de los átomos de H. Traslapo significa que los dos

orbitales comparten una región común en el espacio.

¿Qué sucede cuando dos átomos de H se aproximan entre sí para formar un

enlace? Al inicio, cuando los dos átomos están alejados lo suficiente, no hay

interacción. Se dice que la energía potencial de este sistema (es decir, de los dos

átomos de H) es cero. Conforme los átomos se aproximan uno al otro, cada

electrón es atraído por el núcleo del otro átomo; al mismo tiempo, los electrones

se repelen entre sí, y también los dos núcleos. Mientras los átomos todavía están

separados, la atracción es mayor que la repulsión, por lo que la energía potencial

del sistema disminuye (es decir, se vuelve negativa) a medida que los átomos se

acercan (figura 10.5). Esta tendencia continúa hasta que la energía potencial

alcanza un valor mínimo. En este punto, cuando el sistema tiene la energía

potencial mínima, es más estable. Esta condición corresponde al traslapo máximo

de los orbitales l s y a la formación de la molécula de H2, que es estable. Si la

distancia entre los núcleos disminuyera aún más, la energía potencial aumentaría

rápido y finalmente sería positiva como resultado del aumento de las repulsiones

electrón-electrón y núcleo-núcleo. De acuerdo con la ley de la conservación de la

energía, la disminución de la energía potencial, como resultado de la formación de

H2, debe estar acompañada por una liberación de energía. Los experimentos han

demostrado que, a medida que se forma una molécula de H2 a partir de dos

átomos de H, se libera calor. Lo contrario también es cierto. Para romper un

enlace H - H se debe suministrar energía a la molécula. En la figura 10.6 se

muestra otra manera de visualizar la formación de una molécula de H2.

HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR

Moléculas poliatómicas: hibridación de orbitales.

Considérese ahora la molécula de agua. La configuración electrónica del oxígeno

es 2s2 2px2 2py1 2pz1. Los dos electrones de los orbitales 2py y 2pz pueden

aparearse y formar enlaces σ con los orbitales 1s de los hidrógenos. Como estos

orbitales p son perpendiculares entre sí, dichos enlaces σ deberían presentar esa

misma separación. Sin embargo, el ángulo H-O-H es de 104.5º. Algo similar

ocurre con la molécula de amoniaco. Los tres electrones de los orbitales p

formarían sendos enlaces σ con los tres átomos de hidrógeno, y la separación

también tendría que ser de 90º, cuando experimentalmente se conoce que dicho

valor es de 107º. ¿Constituyen estas excepciones errores de la Teoría del Enlace

de Valencia? Esta cuestión se resuelve a continuación.

Explicación errónea de la molécula de agua.

Una deficiencia aparente de esta teoría es el no poder explicar la tetravalencia del

carbono, es decir, su habilidad para formar cuatro enlaces. La configuración del

átomo de carbono en su estado fundamental es 1s22s22px12py1, la cual sugiere

que dicho átomo sólo puede formar dos enlaces en lugar de cuatro. Para que el

carbono forme cuatro enlaces debe alcanzar su estado de valencia. El estado de

valencia de un átomo en una molécula es el estado electrónico de ese átomo en el

cual se puede combinar con los otros átomos para formar la molécula sin que sea

necesaria ninguna reorganización electrónica adicional. Así pues, para que el C

forme cuatro enlaces debe tener cuatro electrones en cuatro orbitales de la misma

energía (estado V4), con los espines orientados al azar. Esos orbitales son los

híbridos sp3.

Orbitales híbridos sp3.

La hibridación no es más que una mezcla o combinación lineal de orbitales

atómicos puros (s y p, en este caso). La combinación lineal de un orbital 2s y de

los tres orbitales 2p conduce a la formación de cuatro orbitales híbridos

equivalentes:

h1 = s + px + py + pz

h2 = s – px + py – pz

h3 = s – px – py + pz

h4 = s – px – py – pz

Como resultado de esta interferencia entre los orbitales, cada orbital híbrido

consiste en un lóbulo más abultado que el otro y que apunta directamente hacia

un vértice de un tetraedro regular. El ángulo entre los orbitales híbridos

corresponde a los ángulos de un tetraedro y tiene un valor de 109,4°. Como cada

uno de estos orbitales híbridos se ha formado a partir de un orbital s y 3 orbitales p

se denomina orbital híbrido sp3. Ahora resulta más sencillo describir la formación

de la molécula AB4 desde el punto de vista de la Teoría del Enlace de Valencia.

Cada uno de los orbitales híbridos que resultan tras la promoción en el átomo A

contiene 1 electrón desapareado, que se aparea con el electrón que ocupa un

orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, originando un enlace σ que apunta hacia

uno de los vértices de un tetraedro. Como cada orbital sp3 presenta la misma

"composición", los cuatro híbridos son idénticos, salvo sus orientaciones en el

espacio.

Existen otros tipos de orbitales híbridos que se emplean para explicar las

geometrías de otras especies químicas mediante la teoría del enlace de valencia.

Así, las combinaciones lineales de un orbital s con dos orbitales p conduce a los

híbridos sp2 que sirven para explicar la geometría de las moléculas trigonales

planas, como el BF3. La combinación lineal de un orbital s y uno p conduce a la

formación de dos orbitales híbridos sp de geometría lineal. En la siguiente tabla se

representan distintos tipos de orbitales híbridos y sus geometrías.

Orbitales híbridos y sus geometrías.

Número de coordinación Distribución Orbital híbrido

2Lineal

angularsp, pd, sd

sd

3Plana triangularPirámide trigonal

sp2, p2dpd2

4Tetraedro

Plana cuadradasp3, sd3

p2d2, sp2d

5Bipirámide trigonalPirámide tetragonalPlana pentagonal

sp3d, spd3sp2d2, sd4, pd4, p3d2

p2d36 Octaedro p3d2

Teoría del orbital molecularLa teoría del enlace valencia es una de las dos propuestas de la mecánica cuántica para explicar los enlaces en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad del enlace covalente en términos del traslapo de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría del enlace valencia puede explicar la geometría molecular predicha por el modelo RPECV. Sin embargo, la suposición de que los electrones en una molécula

ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales, es sólo una aproximación, ya que cada electrón enlazante en

una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo.Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.Como lo indican los nombres de "enlace" y "antienlace", el acomodo de electrones en un orbital molecular de enlace produce un enlace covalente estable, en tanto que el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace produce un enlace inestable.En los orbitales moleculares de enlace, la densidad electrónica es máxima entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos.