ÍNDICEObjetivo

3.1 Introducción

3.1.1 Concepto de enlaces químicos

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto

3.2 Enlace Covalente

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus enlaces

3.2.1.1 Teorías del enlace de Valencia

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular

3.2.1.3 Teoría del orbital molecular

3.3 Enlace Iónico

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos Iónicos

3.3.2 Redes cristalinas

3.3.2.1 Estructura

3.3.2.2 Energía Reticular

Bibliografía

Objetivo

Identificar los enlaces químicos para relacionar las propiedades de los elementos y sus usos, enfocados a aplicaciones en dispositivos eléctricos y electrónicos.

3.1 Introducción

3.1.1 Concepto de enlaces químicos

Es la unión química entre dos átomos enlazados, considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones (con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran

electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la configuración de un gas noble.

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

Los enlaces químicos se clasifican en tres pero a su vez uno de ellos se clasifica de tres formas diferentes como se muestra a continuación.

Enlace Iónico Enlace Covalente

Enlace Covalente Polar Enlace Covalente No Polar Enlace Covalente Coordinado

Enlace Metálico

Enlace Iónico: Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos se encuentran con átomos no metálicos.

En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente.

Enlace Covalente No Polar: Se lleva a cabo entre elementos de la misma especie (no metálicos) por compartición de pares de electrones en este caso son de 1, 2 o 3 electrones.

Enlace Covalente Polar: Se lleva a cabo entre elementos no metálicos y su diferencia de electronegatividad es diferente a cero.

Enlace Covalente Coordinado: Es aquel que cede pares de electrones a átomos no metálicos y a su vez comparte más a otros.

Enlace Metálico: Son iones positivos inmersos en un mar o gas de electrones

Solo trabajan con 1, 2 o 3 electrones y son los que donan; son maleables y dúctiles

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto

La regla del octeto, enunciada en 1917 por 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 8 electrones de tal forma 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 electroquímicamente 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.

Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.

Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y son estables igualmente. Existen excepciones a esta regla. Los átomos que no cumplen la regla del octeto en algunos compuestos son: Carbono, Nitrógeno, Oxigeno y Azufre. En algunos casos estos elementos forman dobles enlaces y hasta triples el Carbono y el Nitrógeno. Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho electrones en su capa externa. La forma más clara para ver gráficamente el funcionamiento de la "regla del octeto" es la representación de Lewis de las moléculas. Antes de que se puedan escribir algunas estructuras de Lewis, se debe conocer la forma en que los átomos están unidos entre sí.

También se puede dar cuando existen moléculas impares, moléculas hipovalentes y moléculas hipervalentes. Es cuando los átomos forman compuestos al perder, ganar o compartir electrones para adquirir 8 electrones de valencia. El hidrógeno logra la estabilidad del helio, con 2 electrones de valencia. Los átomos de los gases nobles se caracterizan por tener todos sus niveles y subniveles energéticos completamente llenos. La estabilidad de los gases nobles se asocia con la estructura electrónica de su última capa que queda llena con ocho electrones.

3.2 Enlace Covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos y existen tres tipos diferentes que son los siguientes:

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus enlaces

Teorías para explicar el enlace covalente

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.

La Teoría del Enlace de Valencia Teoría de los Orbitales Moleculares (OM)

Tipos de enlaces Covalentes

Enlace Covalente No Polar: Se lleva a cabo entre elementos de la misma especie (no metálicos) por compartición de pares de electrones en este caso son de 1, 2 o 3 electrones.

H2, Cl2, O2, N2, etc.

Cl – Cl

3 - 3 = 0

Enlace Covalente Polar: Se lleva a cabo entre elementos no metálicos y su diferencia de electronegatividad es diferente a cero.

HCl, HF, HB, etc.

= 2.1 – 3 =.9 19% Iónico

81%Covalente

Enlace Covalente Coordinado: Es aquel que cede pares de electrones a átomos no metálicos y a su vez comparte más a otros.

H3PO4, H2SO4, H2CO3, etc.

= H2SO4

3.2.1.1 Teorías del enlace de Valencia

Fue la primera teoría, basada en la mecánica cuántica, que se desarrolló para explicar el enlace en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa el concepto de Lewis del enlace en términos de las funciones de ondas. Resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular .Considera que el solapamiento de orbitales atómicos de los átomos participantes forma un enlace químico. Debido al traslape, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (traslape pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado basal.

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular

Los orbitales s son no direccionales y los orbitales p están orientados 90º uno respecto al otro. Experimentalmente se encuentra que los ángulos de enlace en los compuestos orgánicos normalmente son próximos a 109º,120º o 180°.

Una forma de explicar esos enlaces es mediante la teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): los pares de electrones se repelen unos de otros y los electrones y pares solitarios que se encuentran alrededor del átomo central generalmente están separados formando un ángulo la más grande posible.

Las formas de estas moléculas no se pueden obtener a partir de enlaces atómicos puros s y p. a pesar de que estos orbitales tienen las energías mas bajas para átomos aislados en el espacio, no son los mas adecuados para formar enlaces. Para explicar las formas más comunes de las estructuras de las moléculas orgánicas, se supone que los orbitales s y p se combinan para formar orbitales atómicos híbridos, que separan los pares de electrones en el espacio y conducen a una mayor densidad electrónica en la región enlazante entre los núcleos.

Orbitales Híbridos sp

Los orbitales atómicos pueden interaccionar para formar nuevos orbitales. Sea utilizado este principio para formar orbitales moleculares mediante la adición o sustracción de orbitales atómicos de átomos diferentes, pero se pueden también adicionar o sustraer orbitales pertenecientes al mismo átomo.

Los ángulos entre los orbitales p son todos de 90° pero pocos compuestos orgánicos tienen ángulos de enlace de 90°, sus ángulos de enlace normalmente están próximos a 109°,120° o 180°.

La adición de un orbital s a un p da lugar a un orbital híbrido atómico sp, con la mayoría de la densidad electrónica al lado del núcleo. La adición del orbital s a la del orbital p anterior, da lugar a otro orbital atómico hibrido sp, con la mayor parte de su densidad electrónica en el lado opuesto del núcleo en el que se sitúa el primer hibrido. El resultado de esta hibridación es un par de orbitales híbridos sp.

Características:

* Densidad electrónica alta en la región del enlace.

* Un enlace sigma a la izquierda y otro a la derecha del átomo.

* Angulo de enlace de 180°.

* Enlaces lineales.

Orbitales híbridos sp2

Cuando un orbital s se combina con dos orbitales p se forman tres orbitales híbridos.

Estos orbitales reciben el nombre de orbitales híbridos sp2 porque están formados por dos orbitales p y uno s.

La disposición de 120° se conoce como geometría trigonal, en contraste con la geometría lineal asociada con los orbitales híbridos sp.

Orbitales híbridos sp3.

Sucede cuando cuatro enlaces se orientan de tal forma que estén lo mas alejado posible, formando un tetraedro regular (ángulos de enlace de 109.5°), esta disposición tetraédrica se forma a partir de la combinación del orbital s con tres orbitales p.

Para representar este tipo de hibridación es más difícil ya que se encuentran en tres dimensiones. En estos dibujos se utiliza la perspectiva y el observador ha de utilizar la imaginación para añadir la tercera dimensión.

Usar la perspectiva es difícil cuando una molécula es grande y complicada. La química ha desarrollado una notación para simplificar los dibujos de tres dimensiones:

* Las cuñas de rayas paralelas (o de trazos continuos), indican enlaces que van hacia atrás alejándose del observador.

* Trazos de cuña sólida indican trazos que van hacia adelante, hacia el observador.

Las líneas rectas son enlaces que se encuentran en el plano de la página.

Reglas generales de la hibridación y de la geometría.

Se pueden considerar algunas reglas para determinar la hibridación de los orbitales y los ángulos de los átomos en las moléculas orgánicas.

Regla 1: Los electrones enlazantes sigma y los pares solitarios ocupan orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos en un átomo se puede computar sumando el número de enlaces sigma y el número de electrones solitarios en un átomo.

Regla 2: Use la hibridación y geometría que de lugar ala mayor separación posible del numero calculado de enlaces y pares solitarios.

Orbitales híbridos | Hibridación | Geometría | Ángulos de enlace aproximado |

2| s + p = sp| Lineal| 180° |

3| s + p + p = sp2| Trigonal| 120°|

4| s + p + p + p = sp3| Tetraédrica| 109.5°|

Regla 3: Si dos o tres pares de electrones forman un enlace múltiple entre dos átomos, el primer enlace es un enlace sigma formado por un orbital hibrido. El segundo enlace es un enlace pi, constituido por dos lóbulos situados por encima y por debajo del enlace sigma, formados a partir de dos enlaces p. el tercer enlace de un triple enlace es un enlace pi, perpendicular al primer enlace p.

3.2.1.3 Teoría del orbital molecular

Es un método para determinar la estructura molecular en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula. En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψj del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi.

Los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular. Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce como longitud de enlace.

3.3 Enlace Iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos Iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de

moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

3.3.2 Redes cristalinas

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios.

Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuídas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales.

El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida en el espacio de la red.

Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electroneutralidad del cristal.

3.3.2.1 Estructura

La característica principal de un sólido, ya sea metálico o iónico, es la disposición de sus átomos e iones que conducen a la formación del cristal. En estas sustancias no existe un enlace covalente direccional predominante, sino que cada uno de los átomos se considera enlazado al resto del cristal. Esta disposición suele representarse por medio de esferas sólidas. Un cristal de un elemento o de un compuesto puede considerarse, desde el punto de vista formal de su construcción, como la repetición regular de unidades asimétricas, que pueden ser átomos, moléculas o iones. Esa unidad se denomina celda unidad. La Figura 1 muestra un ejemplo de celda unidad para un sólido bidimensional. Las dos unidades que aparecen sombreadas representan sendas celdas unidades, ya que su traslado a lo largo del plano conduce a la formación de la red. Sin embargo,

suele emplearse como celda unidad aquella de más alta simetría y de menor tamaño, lo que en este caso sucede para (a).

Celda unidad para un sólido bidimensional.

La mayoría de sólidos metálicos e iónicos están formados por átomos o iones que desde un punto de vista práctico pueden considerarse como esferas. Sin la existencia de enlace covalente direccional, estas esferas podrían empaquetarse de forma tan compacta como permitiera la geometría, de forma que el espacio que no se ocupara entre ellas sea el mínimo. Esto es lo que se denomina empaquetamiento compacto. En esta situación, y cuando se trata de átomos idénticos, cada esfera está directamente rodeada por doce esferas vecinas. Este número se denomina número de coordinación.

Empaquetamiento de esferas

Los dos politipos de empaquetamiento compacto. (a) Hexagonal, (b) Cúbico

La formación de estructuras compactas puede visualizarse de manera simple. La primera capa consiste en esferas tangentes entre sí de tal forma que cada una de ellas está rodeada de otras seis en dicha capa. La segunda capa se construye ubicando las esferas sobre los puntos de tangencia de las esferas de la primera capa. Es en la formación de la tercera capa donde surgen diferencias, que conducen a la formación de politipismo: estructuras idénticas en dos dimensiones pero distintas en la tercera. El número de coordinación es el mismo en ambos politipos.

Empaquetamiento Compacto

Uno de los politipos se forma cuando las esferas de la tercera capa ocupan posiciones sobre las esferas de la primera, en lo que se denomina estructura ABAB..., donde A representa una capa y B representa otra capa. Esto supone la aparición de una celda unidad hexagonal, por lo que se denomina empaquetamiento compacto hexagonal. El segundo politipo se forma cuando las esferas de la tercera capa ocupan posiciones sobre los huecos que se forman en la primera capa. En este caso la disposición conduce a una distribución ABCABC..., lo que indica que hay tres tipos de capas en lo que a su ubicación respectiva se refiere. La celda unidad correspondiente presenta simetría cúbica, lo que explica su denominación: empaquetamiento cúbico compacto.

Celdas unidad de los empaquetamientos compactos hexagonal (a) y cúbico (b).

Huecos en estructuras empaquetadas

Una de las características de los empaquetamientos es el tipo de huecos que se genera entre las esferas. Para una estructura compacta, la porción de espacio no ocupada, es decir, la cantidad de espacio libre por huecos, es el 26 % del total.

Existentes dos tipos de huecos: el hueco octaédrico y el hueco tetraédrico.

El hueco octaédrico aparece entre dos triángulos de esferas que están opuestos entre sí. En una estructura compacta de N átomos existen N huecos octaédricos. Además, cada hueco presenta simetría octaédrica, ya que los seis átomos que lo forman se disponen en los vértices de un octaedro. Si cada esfera tiene un radio r, puede demostrarse fácilmente que un hueco de estas características puede acomodar otra esfera de radio 0.414r.

El hueco tetraédrico aparece como consecuencia de la ubicación de una esfera sobre el triángulo que forman otras tres. Existen dos tipos de agujeros tetraédricos, dependiendo de que el vértice del mismo esté orientado hacia arriba o hacia abajo. En un empaquetamiento compacto existen N huecos de cada tipo, para dar un total de 2N huecos tetraédricos. En una estructura de este tipo, con átomos de radio r, el hueco tetraédrico puede acomodar una esfera de radio igual o inferior a 0.225r.

3.3.2.2 Energía Reticular

La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo

iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos.

Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar ∆Hº.

La energía reticular es imposible de medir de forma directa, sin embargo, conociendo la estructura y la composición que tenga el compuesto iónico que queramos estudiar, podemos calcular o al menos aproximarnos a ella mediante una ecuación que da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entre otras. También existe la posibilidad de calcular la energía reticular de manera indirecta mediante los ciclos termodinámicos.

Donde 

  es el número de Avogadro.

  la constante de Madelung que varía dependiendo de la estructura del compuesto iónico y es la representante de la distancia de los iones a partir del uno otro en un tipo específico de cristal.

la carga del catión 

  la carga del anión 

  la carga del electrón 

 la permitividad del vacío

  la distancia entre el anión y el catión

    los exponentes de Born.

El modelo iónico es aquel que se encuentra formado por cationes y aniones a través de fuerzas electrostáticas, siempre que estemos hablando del estado sólido. Este caso concreto es válido solamente si existe bastante diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el compuesto.

En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizados en los correspondientes iones, estando bajo la influencia solamente de sus respectivos núcleos. No hay deslocalización de los electrones como podría ocurrir en el caso de los sólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición de electrones como en el caso de los sólidos de tipo covalente. La localización de los electrones tiene

como consecuencia la no conducción de la corriente eléctrica para los sólidos iónicos, pero si son aislantes.

La energía reticular se puede conocer de manera experimental indirectamente a través de la aplicación de la ley de Hess (caso particular del primer principio de la termodinámica). Cuando se usa este caso se conoce como ciclo de Born-Haber, el cual consiste en examinar un ciclo termodinámico que es resultado de considerar la energía que participa en la formación del compuesto iónico de tipo sólido, así como también se puede explicar como la energía a partir de los elementos que forman el compuesto estándar, o aquella que se transfiere en la formación de los compuestos partiendo siempre de los elemento que se encuentran en estado estándar pero siguiendo un camino distinto que está formado por diferentes etapas:

En primer lugar el proceso de formación de los átomos que se encuentran en estado gaseoso partiendo de los elementos siempre en su estado estándar. En este paso por regla general se tiene en cuenta las energías que se encuentran asociadas a la sublimación, y vaporización de los distintos elementos que forman el compuesto, y por lo tanto dependerá del estado de agregación en el que se encuentren cada uno de ellos.

En la segunda etapa tiene lugar la formación de iones estables, los cuales se encuentran en el retículo iónico del cual parten los elementos que se encuentran en estado gaseoso. En este paso se encuentran implicadas la energía de ionización, así como la afinidad electrónica de los elementos implicados.

En el tercer paso tiene lugar la formación de la red cristalina partiendo de los iones gaseosos y estables. La energía que se desprende cuando se forma un compuesto partiendo de un metal y de un no metal.

Bibliografía.

Química general enlace químico y estructura de la materia Vol. IPetrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, Geoffrey; Pando García-Pumarino, Concepción; Iza Cabo, Nerea (Traductores); Pearson Alhambra; Noviembre de 2002; 3ª ed.; 640 páginas