En temas anteriores, ya hemos estudiado el átomo y ahora vamos a ver cómo
se pueden combinar esos átomos entre sí. Este aspecto es muy importante ya
que, como veremos, según el tipo de enlaces que formen, podremos predecir
las propiedades de las sustancias.
Las sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces,
tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras
resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles y algunos metales en
estado vapor están constituidos por moléculas monoatómicas (es decir, por
átomos sueltos). La unión entre átomos, iones o moléculas es lo que
constituye en enlace químico.
En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica
de la capa más externa de los átomos, la de mayor energía, llamada capa de
valencia. De esa configuración depende, además, el tipo de enlace que se
formará, por ello, y dada su importancia, se utilizan los diagramas de
Lewis, en los que figura el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos
como electrones de valencia posea. Así por ejemplo, los diagramas de Lewis
de los elementos del segundo periodo son:
En la
tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades
similares porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un
átomo usa algunos o todos los electrones de valencia para combinarse con
otros.
Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja
reactividad que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen
los orbitales s y p de la última capa completos (a excepción del He). El
hecho de que los orbitales de más alta energía de un átomo estén
completamente llenos, les da una acusada estabilidad. Esto también se
puede comprobar experimentalmente diciendo que tanto el P.I. como la A.E.
de los gases nobles son muy altos, (no tienen tendencia ni a coger ni a
ceder electrones).
El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con
la finalidad de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar
así estabilidad. Por ello, los átomos se clasifican según esta tendencia
en (además de los gases nobles antes descritos):
Metales:
|
|
No
metales:
|
|
En general,
se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un
compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración
electrónica del gas noble más cercano, (ocho electrones en su última capa,
regla del octeto) y eso se puede conseguir a
través de una cesión, captación o compartición de e‑. Esta es
la razón por la que los gases nobles son tan inertes.
Hay
elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be,
el número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas
noble más cercano), sólo tiene dos; y hay también muchos elementos del
tercer período (o superior) que pueden albergar más de ocho electrones en
su última capa al poseer orbitales "d" vacíos.
Existen
tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con
ellos se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las
moleculares, las covalentes y las metálicas.
Es
importante comentar que para que un determinado enlace se forme, tiene que
haber necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto
o molécula formada tiene que ser más estable que los átomos de los que se
parte, pues de lo contrario no se formará el enlace.
Cuando
dos átomos se encuentran infinitamente separados, no hay interacción entre
ellos, sin embargo, a medida que se acercan empiezan a aparecer fuerzas de
atracción entre el núcleo de uno y la nube electrónica de otro y viceversa
con la consiguiente liberación de energía. A una distancia determinada
(distancia de enlace), la energía liberada pasa por un mínimo (energía de
enlace). Si la distancia de enlace se hace más pequeña, empiezan a
a
parecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y las dos nubes
electrónicas, tanto más grandes cuanto más cerca estén, para lo cual haría falta
aportar energía, tal y como se muestra en la figura (los datos se refieren
a la molécula de hidrógeno). Si los átomos nada más empezar a acercarse,
generan fuerzas de repulsión, tal y como muestra la segunda figura, nunca
formarán un enlace, porque no existe una distancia que estabilice el
sistema. Es lo que ocurre al acercar dos átomos de He, por ejemplo.
parecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y las dos nubes
electrónicas, tanto más grandes cuanto más cerca estén, para lo cual haría falta
aportar energía, tal y como se muestra en la figura (los datos se refieren
a la molécula de hidrógeno). Si los átomos nada más empezar a acercarse,
generan fuerzas de repulsión, tal y como muestra la segunda figura, nunca
formarán un enlace, porque no existe una distancia que estabilice el
sistema. Es lo que ocurre al acercar dos átomos de He, por ejemplo.
El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y
no direccional entre iones de signo opuesto
producidos por transferencia de electrones
entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad.
Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del
tipo que sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el
nivel de energía de los átomos unidos es menor que el de los átomos por
separado.
En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red
cristalina para que se produzca esa liberación de energía como ahora
veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la formación de NaCl a partir de
los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso:
Na (g) + Cl2
(g) à
Na+ (g) + Cl‑ (g)
à
( Na+Cl‑)n (s)
El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-‑ rodean a un ion Na+
y a su vez cada ion Cl‑ es rodeado por 6 iones Na+
formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un
ion sodio por cada ion cloro:
Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica
o diagrama de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su
núcleo y los electrones de las capas internas, y rodeando a éste se
colocan puntos y/o aspas que representan los electrones de la capa de
valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e‑ están
apareados y aislados si no lo están.
Na
à
Z=11
|
1s2 2s2 2p6 | 3s1 |
 |
||
Cl
à
Z=17
|
1s2 2s2 2p6 | 3s2 3p5 |
 |
||
el átomo
de sodio tiene sólo un electrón en su última capa que "tenderá" a perder,
quedándose cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un
electrón para completar su capa, que lo captará del átomo de sodio,
incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen configuración electrónica
de gas noble:
| Na | à | Na+ + 1e‑ | DE = + 496 KJ/mol |
| Cl + 1e‑ | à | Cl- | DE = ‑ 348 KJ/mol |
Energía necesaria:
|
DE = + 148 KJ/mol | ||
Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder
electrones, este fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual
que la aceptación de electrones por parte de los no metales, (salvo en el
caso de algunos halógenos).
Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay
que aportar 148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos
se ionizaran en estado gaseoso). No obstante, la formación de la red
cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción electrostática
que ahora sufren los iones.
Imaginemos los iones Cl‑ y Na+ infinitamente
separados en estado gas y que se van acercando para formar el enlace. En
un principio se libera energía por la atracción de los iones, pero cuando
éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre
los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una
distancia interiónica para la que la energía potencial electrostática pasa
por un mínimo y, en consecuencia, se libera la máxima energía.
Para los
iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2'38 A°, (determinada por
difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos
iones será:
Sin embargo
la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho
mayor debido a que un ion Cl‑ es atraído por más de un ion Na+
y viceversa. En el caso de NaCl, la energía liberada al pasar de iones
gaseosos a la red cristalina, (energía
reticular), es de ‑790 KJ/mol (mayor que la calculada para
dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energía
necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada con
la que se libera al formarse el cristal (‑790 KJ/mol).
Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada
suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este
tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy
electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica
con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de bajo
potencial de ionización.
Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere
decir, que no hay una transferencia total de electrones del metal al no
metal, habiendo siempre una parte de compartición de éstos entre los dos
átomos enlazados.
La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de
naturaleza iónica; el anión está formado por varios átomos y también
forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre al catión amonio.
Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo
haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los
iones que la forman y de la carga que posean. Aquí tienes otras
estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:
No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas
son muy fuertes, tendrán puntos de fusión y de
ebullición muy altos.
En estado sólido no conducen la electricidad,
ya que los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al
fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los
iones en libertad, por lo que estos compuestos
fundidos o disueltos conducen la electricidad.
Son
sólidos muy duros porque las fuerzas
electrostáticas que unen los iones son grandes, pero
también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto
en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que
antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se
rompe:
En general, los sólidos iónicos son solubles en
disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del
disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de
forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina.
Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan
iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias
covalentes polares como HCl o H2SO4.
Podemos
estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de
comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen
a los iones en la red cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por
la Ley de Coulomb:
por lo tanto, a medida
que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las
fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que,
tendrán puntos de fusión y ebullición más altos, serán más duros, serán
menos solubles, etc. Con los siguientes datos podrás apreciarlo con mayor
facilidad:
| Cristal | Q1 | Q2 | r (Aº) | Punto de fusión | Dureza | Solubilidad (gr/l) |
| NaI | 1 | 1 | 3’11 | 660 | 2’8 | 158’70 |
| NaF | 1 | 1 | 2’31 | 988 | 3’2 | 4’22 |
| CaF2 | 2 | 1 | 2’35 | 1360 | 4’0 | 0’15 |
| Al2O3 | 3 | 2 | 1’90 | 2030 | 9’0 | 0’00 |
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