Enlaces Químicos: Covalente, Iónico y Metálico

Enlace covalente: resultado de compartir uno o más pares de electrones (e^-) entre los átomos (atm). Este enlace en el que uno no da nada se llama enlace covalente coordinado y se representa con una flecha dirigida desde el átomo que aporta.

Teoría de Lewis

Los átomos tienden a compartir electrones hasta conseguir 8 electrones en la capa de valencia (regla del octeto).

Estructuras de resonancia

Es posible escribir más de una estructura de Lewis para la misma molécula o ion. Es inadecuado representar solo una y se considera una mezcla entre las otras que se llama híbrido de resonancia.

Teoría de repulsión entre pares de electrones de valencia

Predice la forma de las moléculas sencillas y sus ángulos de enlace a partir de Lewis. Las posiciones de los pares de electrones del átomo central obedecen a:

1. Los pares de electrones del enlace y los libres se sitúan tan lejos como se puede debido a las repulsiones.
2. El efecto repulsivo de un par libre es mayor a las repulsiones de un par enlazante.
3. Los dos pares de electrones de un enlace doble o triple mantienen a los átomos unidos en las mismas posiciones que en un enlace sencillo.
4. Si alguno de los pares de electrones del átomo central son no enlazantes, pueden producirse variaciones.

Polaridad

Se produce cuando las electronegatividades (electroneg) difieren. Introducen cargas eléctricas parciales sobre los átomos enlazados. El carácter polar se mide con el momento dipolar. Cuando las moléculas están formadas por 3 o más átomos, su polaridad depende de la geometría. Las moléculas polares se disuelven mejor en disolventes polares.

Teoría del enlace de valencia

Estudia lo que sucede cuando los átomos individuales se aproximan para formar un enlace covalente. Establece que los enlaces covalentes se forman por solapamiento de orbitales atómicos de átomos distintos y emparejamiento de espines situados en orbitales atómicos semiocupados. Para formar enlaces covalentes se necesitan orbitales atómicos semiocupados.

Propiedades de los compuestos covalentes

• Solidos con redes cristalinas (sólidos en ambiente, puntos de fusión altos, duros, malos conductores, insolubles en todo tipo de disolventes).
• Sustancias moleculares (formadas por moléculas individuales unidas por fuerzas intermoleculares débiles). Muchos son gases a temperatura ambiente.
• Para pasar de sólidos a líquidos se vencen fuerzas intermoleculares. Los puntos de fusión y ebullición son bajos (fuerzas intermoleculares débiles).
• Los sólidos son blandos, malos conductores del calor y electricidad, solubles en disolventes moleculares.

Fuerzas intermoleculares

Unen moléculas con otras.

• Fuerzas dipolo-dipolo: entre moléculas polares.
• Fuerzas dipolo-dipolo inducido: una molécula polar (dipolo permanente) induce a una molécula apolar un dipolo permanente.
• Fuerzas de dispersión: en moléculas apolares que en un momento dado se polarizan y después se despolarizan, induciendo un dipolo instantáneo a una molécula cercana y así sucesivamente.
• Puentes de hidrógeno: cuando un átomo muy electronegativo atrae el par de electrones del enlace.

Electronegatividad y tipo de enlace

Cuando dos átomos tienen electronegatividades muy diferentes, uno de ellos pierde electrones formando un catión y el otro los ganará formando un anión, formándose un enlace iónico. Si los dos tienen electronegatividades parecidas y gran tendencia a atraer electrones, se unirán compartiendo electrones y se forma el enlace covalente. Si son electronegativos parecidos y bajos, con poca tendencia a atraer electrones, se desprenderán sus electrones de valencia formando una estructura en la que los cationes se estabilizan con los electrones libres en el enlace metálico.

Enlace iónico

Los iones son átomos o grupos de átomos que tienen cargas + o - por ceder o captar electrones. Cada átomo, en función de su estructura electrónica, cede o recibe electrones porque tiene que adquirir la organización de gas noble y a esa carga que adquiere - o + se llama valencia iónica. La existencia de iones + o - supone un proceso de transferencia de electrones, aparecen fuerzas electrostáticas que tienden a agrupar iones de una determinada carga alrededor de otros de carga contraria y se conoce como enlace iónico.

Estructura de los cristales iónicos

Los iones que forman un compuesto se ordenan siguiendo una estructura iónica definida y forman una red cristalina. Esta estructura interna se refleja en el aspecto del cristal; podemos definir una forma básica llamada celda unidad que se repite en todo el cristal.

Redes cristalinas

Índice de coordinación: las redes cristalinas más simples son las cúbicas y dentro están la cúbica simple (ión en cada vértice), centrada en el cuerpo (ión en cada vértice y otro en el centro del cubo) y cúbica centrada en las caras (ión en vértices, en caras y en centro). Existen redes hexagonales y redes tetraédricas. En una red cristalina iónica, los iones se disponen de forma que procuran la máxima separación posible entre los iones del mismo signo para que disminuya la fuerza de repulsión. Cada catión está rodeado por aniones y cada anión por cationes. El índice de coordinación es el número de iones de signo contrario que rodean al catión o anión a la misma distancia.

Factores que afectan a la fortaleza del enlace iónico

La fortaleza dependerá de la estabilidad y compactabilidad del cristal. Los factores son:

• Cargas iónicas: más estable cuando menor sea la carga de sus iones.
• Tamaño de los iones: más estable cuanto más compacto. Para que sea compacta, deben ser parecidos el tamaño del catión y el del anión.
• Diferencia de electronegatividad: más estable cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad.

Propiedades de los compuestos iónicos

• Sólidos en ambiente.
• Elevados puntos de fusión y ebullición.
• Solubles en disolventes polares.
• No conducen la electricidad en sólido, no se mueven en sólido.
• Son duros y frágiles.

Enlace metálico

Fuerza de unión existente entre los átomos de los metales a los que deben su estabilidad y propiedades de las redes cristalinas metálicas.

Teoría de los electrones libres

Los átomos del metal han perdido sus electrones de valencia formando una nube electrónica que se mueve libre por toda la red.

Teoría del enlace de valencia

Los electrones son compartidos por muchos átomos al mismo tiempo, están deslocalizados sobre muchos átomos.

Teoría de bandas

Los electrones de los enlaces están en los orbitales que se forman a partir de los orbitales atómicos.

• Banda ocupada: a partir de orbitales atómicos llenos de electrones.
• Bandas de valencia: a partir de orbitales atómicos parcialmente llenos.
• Bandas de conducción: a partir de orbitales atómicos vacíos.

Propiedades

• Buenos conductores.
• Puntos de fusión y ebullición altos.
• Duros, blandos, dúctiles, maleables, densidad elevada.