RESUMEN 6 COMPLETO UNIDAD 3 ENLACES QUMICOS

3.1  Introducción a enlaces químicos

En el presente trabajo se han desarrollado puntos importantes de la química, en este caso acerca de los enlaces químicos; primero se debe tomar en cuenta que enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, del mismo modo,  como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; y formar moléculas estables. En este sentido, el trabajo antes descrito, se ha realizado con el fin de apreciar de una mejor manera el tema en cuestión y servir de apoyo a trabajos posteriores que tengan relación.

El 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. 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.

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover atreves del solido proporcionado conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

3.1.1  Concepto de enlace químico

Los enlaces químicos (determinados por la manera en la cual se comportan los electrones), dentro de la física, son fuerzas que permiten la unión de los átomos, para constituir moléculas, que poseen mayor estabilidad; dos átomos ligados a través de alguno de estos enlaces, conforman una molécula. La mayoría de los átomos logra ser considerado estable, cuando posee ocho electrones en su último nivel energético (regla del octeto).

En los enlacen químicos tienen gran influencia el estado de oxidación y la electronegatividad de los elementos que van a unirse. El estado de oxidación indica la carga eléctrica del ión (átomo cargado eléctricamente), que puede ser positiva (catión) o negativa (anión); y expresa el comportamiento de los electrones en las uniones químicas. La electronegatividad es la fuerza que posee cada átomo, para atraer los electrones del mismo, y de otros átomos; esto define en gran medida el tipo de enlace que se formará entre dos átomos determinados.

Existen diferentes tipos de enlaces químicos; entre ellos encontramos a: los enlaces covalentes y los enlaces iónicos  (enlaces fuertes), y los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals (enlaces débiles).

En los enlaces covalentes, que son fuertes y estables, se comparten uno o más pares de electrones (hallados en el último orbital del átomo) entre dos o más átomos, de elementos no metales.

Los enlaces iónicos se caracterizan por la transferencia de electrones entre elementos metales y no metales; el metal tiende a ceder electrones, mientras que el no metal tiende a ganar electrones.

Los enlaces mediante puentes de hidrógeno son débiles, no obstante, cuando se forman muchos de estos enlaces, adquieren una fuerza mayor, y logran tener una influencia notoria en las sustancias, respecto de su estructura y propiedades. Los enlaces por puentes de hidrógeno se forman por la unión entre un átomo electronegativo y un hidrógeno, unido de manera covalente a otro átomo electronegativo distinto.

Las fuerzas de Van der Waals son un tipo de enlace químico débil y breve (pero aditivo), que surge entre átomos (de moléculas no polares) que se encuentran cerca unos de otros, y son útiles para el mantenimiento de las estructuras de diversas sustancias valiosas.

3.1.2   Clasificación de los enlaces químicos

Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.
Enlace Iónico:
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. 

Enlace Covalente:
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace covalente.

Enlace Metálico:
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.

Fuerzas intermoleculares

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intermoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

3.1.3    Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto

Esta regla establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas noble. En general, podemos aceptar esta regla para los átomos que están a distancia de cuatro o menos números atómicos de un gas raro. Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen seis, diez o hasta catorce electrones. La Regla del octeto, enunciada en1917por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8electronesde forma tal que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electro químicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo compuesto.

Limitaciones del las reglas de octeto para las formulas de Lewis.

Las formulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el enlace orbítales s y p.

1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y 6 se usa solo dos pares de electrones para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA, especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas 5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.

3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17 electrones en la capa de valencia.

4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles, D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y 6.

Etapa 4a: si C, el numero de electrones compartidos, es menor que el número necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta el número de electrones necesario.

Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central..

3.2   Enlace Covalente

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel.¹ La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficiente

De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos o no metales.

El Enlace Covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones para estabilizar la unión.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro; en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la representación de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

Considérense átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrónal núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han traslapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.

3.2.1  Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

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.

La teoría del enlace de valencia

La superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la mecánica cuántica tuvo una clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico en general y sobre el covalente en particular. Uno de los enfoques mecano cuántico del enlace covalente se conoce como teoría del enlace de valencia y permite comprender en términos no sólo de energías, sino también de fuerzas, el fenómeno del enlace entre átomos. La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos. Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear. La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la formación de la molécula.

La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) 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, como se verá más adelante. Esta analogía es de tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posible resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevo hay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funciones de onda que representen los mencionados orbitales moleculares. Uno de los métodos más empleados es el que hace uso de las Combinaciones Lineales de Orbitales Atómicos (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. Los orbitales moleculares de la molécula de H₂ se obtienen de forma aproximada mediante la combinación lineal de los orbitales atómicos 1s de cada átomo de hidrógeno. Únicamente se pueden escribir dos combinaciones lineales:

Ψ+ = c_Aφ_A +c_Bφ_B
Ψ- = c_Aφ_A – c_Bφ_B

3.2.1.1  Teorías del Enlace de Valencia

La teoría del enlace de valencia intenta explicar cómo dos átomos se enlazan entre sí, buscando así presentar una interpretación satisfactoria para los enlaces covalentes.

En esta teoría lo que está incluido es la combinación de dos orbitales atómicos de dos átomos distintos.

Siendo así, se busca estudiar y explicar cómo es que se da un enlace covalente. Actualmente hay diversos modelos y teorías que explican un enlace covalente, sin embargo históricamente esta fue la primer teoría en hacer esto.

Es importante recordar que esta teoría concuerda con los conceptos y teorías anteriores, aceptados hasta entonces. Una de estas teorías afirmaba que los electrones que participaban de enlaces están en la capa más externa del átomo. Se trata por tanto, de los electrones de valencia.

La pregunta ahora es, ¿cómo es que los electrones logran mantener dos átomos unidos?

La respuesta a esa pregunta vino de la interpretación matemática de los orbitales atómicos, que indicaban la posibilidad de combinarse formando, al final, otro orbital distinto de los anteriores y por eso no podría llamarse más orbital atómico. Así, cuando dos orbitales atómicos se combinan, el resultado final también será un orbital, sin embargo no será ya un orbital atómico.

La TEV se debe a Linus Pauling. Más conocida como modelo de las hibridaciones o de las orbitales hibridas, modelo muy utilizado en química orgánica en donde las discusiones se dan en términos de los híbridos sp, sp2 o sp3 del carbón en referencia. Linus Pauling amplía su teoría para aplicarla a los compuestos de coordinación con iones de transición, es decir con participación de las orbitales d en la hibridación, además de las s y p. En el caso de los compuestos de coordinación la hibridación se hace con participación solo de las “orbitales desocupadas” de menor energía, las LUMO. La TEV explica el magnetismo y la geometría de los compuestos de coordinación.

Esta teoría fue inicialmente propuesta por Linus Pauling en 1933 para explicar la dirección de los enlaces en los compuestos. La teoría está basada en el postulado de que la fuerza de un enlace depende de la distribución angular de las funciones orbitales involucradas.

Uno de los hechos que llevó a postular esta teoría es que el Carbono, en vez de formar tres enlaces a ángulos rectos y formar otro más débil, forma cuatro enlaces equivalentes y dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. De aquí se deriva que los orbitales 2s y 2p del carbono no son usados directamente en la formación de los enlaces.

3.2.1.2  Hibridación y Geometría molecular

Se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría las moléculas.

Orbitales

Los electrones de un átomo presentan la tendencia a ubicarse en orbitales específicos alrededor del núcleo, lo cual se enuncia en la ecuación de Schrödinger. Los detalles sobre número y orientación de electrones en cada orbital dependen de las propiedades energéticas descritas por los números cuánticos. El primer orbital, el más cercano al núcleo es el llamado 1s y solo puede ser ocupado por dos electrones. Con un solo electrón (hidrógeno) y uno con dos electrones (helio) ubican su(s) electrón(es) en este orbital.

Un átomo con 3 (litio) y cuatro (berilio) electrones tendrá que ubicar el tercer y cuarto electrón en el siguiente orbital, llamado 2s, el cual también solo acepta dos electrones.

La geometría molecular o estructura molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. Actualmente, el principal modelo de geometría molecular es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), empleada internacionalmente por su gran predictibilidad. Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero absoluto porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento rotacional considerable. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida por Difracción de rayos X. Las geometrías se pueden calcular por procedimientos mecánico cuánticos ab initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular.

La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con los que se conecta a sus átomos vecinos. La geometría molecular puede describirse por las posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos átomos unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de tres enlaces consecutivos.