ENLACE QUÍMICO

Importancia del enlace químico.
Los gases nobles son electrónicamente estables, es decir, presentan un “octeto” en su nivel externo, a
excepción del helio que presenta sólo dos electrones en el primer nivel (dueto).
Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muy raras veces reaccionan. La mayoría de los
otros átomos son sistemas inestables electrónicamente, y en búsqueda de esa estabilidad se pueden
presentar fundamentalmente tres situaciones:
1. Ganar electrones, con lo que se convertiría en un anión estable electrónicamente.
2. Perder electrones, con lo que se transformaría en un catión estable en relación a la cantidad de
electrones, y
3. Unirse a otro átomo, estabilizándose ambos y quedando con electrones en común entre ellos, es decir,
formando un enlace químico.
Notación de Lewis.
Este consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia
presente.
Enlace iónico.
El enlace iónico es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de
átomos a otro.
Un átomo, al estabilizarse puede perder electrones, por ejemplo, el sodio (Na) presenta 11 electrones
(1s2, 2s2 2p6, 3s1 ) y sólo 1 electrón de valencia, por lo que al buscar estabilidad tiende a perder dicho
electrón de valencia y quedar con el octeto del segundo nivel.
El sodio formaría el ion (catión) estable Na+ .
Por otro lado, un átomo de cloro (Cl) presenta 17 electrones (1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5) de los cuales son 7 de
valencia, es lógico que la primera tendencia de este elemento es ganar 1 electrón para tener un octeto
en el tercer nivel.
El cloro formaría el ion (anión) estable Cl- .
Los dos iones que se forman a partir de los átomos de sodio y de cloro tienen cargas opuestas y se
atraen mutuamente. Cada ion sodio atrae (y es atraído) por seis iones cloruro, que se ubican delante,
atrás, abajo, arriba y a cada lado de él. Igual situación acontece con el ion cloruro. Las fuerzas que
mantienen unidos a estos iones se llaman enlaces iónicos.
No existen moléculas separadas de sustancias iónicas, por lo tanto, es preciso hacer referencia a
unidades fórmulas en lugar de moléculas.
La suma de la fuerza de todas las interacciones de un sólido iónico son altas.
En términos generales los elementos metálicos de los grupos I-A y II-A de la tabla periódica tienden a
perder electrones y los elementos no metálicos de los grupos VI-A y VII-A tienden a ganar electrones. Por
lo tanto, es lógico pensar que entre ellos siempre se establecerán enlaces iónicos.
Enlaces covalentes.
El término covalente nos indica de inmediato “compartir” electrones.
El enlace iónico no puede producirse entre dos no metales, porque su diferencia de electronegatividad no
es suficientemente grande para que se efectúe transferencia de electrones. Las reacciones entre dos no
metales producen enlace covalente.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.
Dos átomos de hidrógeno se unen entre si compartiendo dos electrones.
H : H
ambos cumplen con un dueto, por lo que es una molécula estable (más estable que los átomos
separados por lo menos).
El gráfico indica la energía potencial de la molécula de H2 en función de la distancia entre los dos
núcleos.
El punto inferior de la curva -435 kJ/mol corresponde a la distancia internuclear que se observa en la
realidad en la molécula de H2 .
La molécula formada tiene una energía (potencial) más baja que sus átomos por separado, lo que
explicaría el por qué dicho compuesto es capaz de formarse desde sus átomos constituyentes.
Enlace Covalente Apolar
Cabe hacer notar que en esta molécula los átomos que comparten electrones presentan igual
electronegatividad, por consiguiente, la compartición es totalmente equitativa, esto es característico de un
enlace covalente no polar o apolar , el cuál presenta una densidad electrónica simétrica en torno al plano
perpendicular a la línea que une a los dos núcleos. Esto se cumple para todas las moléculas diatómicas
homonucleares como el H2, O2, N2, F2 y Cl2 (moléculas que no presentan momento dipolar, μ=0).
Enlace Covalente Polar
En un enlace covalente polar como el de la molécula HF, ambos átomos presentan distinta
electronegatividad, estamos frente a una molécula diatómica heteronuclear.
El fluoruro de hidrógeno HF, es una sustancia gaseosa a temperatura ambiente. Esto indica que se trata
de un compuesto covalente.
También se sabe que el H-F tiene cierto grado de polaridad porque los átomos H y F no atraen a los
electrones de igual manera. La electronegatividad del flúor es 4,0 y la del hidrógeno es 2,1, 3es evidente
que el flúor por tener mayor electronegatividad, atrae al par de electrones compartidos con mucho más
fuerza que el hidrógeno.
Obsérvese la distribución asimétrica de la densidad electrónica, ésta se distorsiona hacia el átomo de
flúor por ser el más electronegativo. Este pequeño desplazamiento de la densidad electrónica hace que el
hidrógeno sea ligeramente positivo y el flúor ligeramente negativo, originando así una polaridad en el
enlace o momento dipolar (μ≠0)
Si en una molécula como el cloruro de hidrógeno (HCl), los átomos comparten dos electrones pero sus
electronegatividades son distintas (H=2,1 y Cl=3,0) el enlace es covalente polar, ya que la molécula
presenta un momento dipolar quedando el cloro con un -δ y el hidrógeno con un +δ
En compuestos con carácter predominantemente covalente, los enlaces entre los átomos que se
encuentran en el interior de una molécula (enlaces intramoleculares) son relativamente fuerte, pero la
fuerza de atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares) son relativamente débiles. Esto explica
que sus puntos de fusión y ebullición sean más bajos. Tanto el enlace covalente como el iónico pueden
ser fuertes o débiles dependiendo de las circunstancias.
Enlaces Multiples
Los enlaces covalentes entre dos átomos en general pueden ser considerados simples si comparten dos
electrones (un par),
Enlace Covalente Coordinado o Dativo
En la molécula de amoníaco NH3 hay seis electrones de enlace, es decir, tres enlaces covalentes polares
simples y el átomo central (N) presenta un par de electrones libres o no compartidos (electrones no
enlazantes).
Resumiendo.
Las fuerzas de atracción que mantienen juntos a los átomos en los compuestos se llaman enlaces
químicos. Hay dos tipos de enlaces:
1) El enlace iónico se debe a interacciones electrostáticas entre los iones que pueden formarse por la
transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.
2) El enlace covalente se origina al compartir uno o más pares de electrones entre dos átomos. Éstos
tienen dos extremos; todos los enlaces tienen, por lo menos, cierto grado o porcentaje de carácter
iónico y también covalente.
Los compuestos que tienen fuerza de atracción predominantemente iónica se conocen como compuestos
iónicos y los que contienen sólo enlaces del tipo covalente se denominan compuestos covalentes.