Enlaces interatómicos Por: Cristina Andrade Guevara Enlaces interatómicos El enlace químico es el medio por el cual se forman los compuestos a partir de los elementos o de elementos con compuestos. Dicho enlace se subdivide en dos grandes tipos: el enlace interatómico y el enlace intermolecular. Partiremos del concepto básico que es el enlace interatómico. Este se refiere a la unión o enlace que se lleva a cabo entre átomos, que pueden ser átomos del mismo elemento o de elementos distintos. El enlace puede definirse como la fuerza de atracción que existe entre los átomos. Ahora bien qué sucede cuando los elementos se unen? Pues dan lugar compuestos químicos con características físicas y químicas diferentes a los elementos originales. Las fuerzas de atracción intramoleculares son las que unen los enlaces interatómicos. Observa la figura 1, en donde se presentan los distintos tipos de enlaces interatómicos. ENLACES INTERATÓMICOS Enlace Iónico Enlace Metálico Enlace covalente Se da entre elementos metálicos y no metálicos Se presenta entre elementos metálicos Se divide en: Polar No polar Dativo Se presenta solamente entre no metales Figura 1. Enlaces interatómicos y sus tipos. 1
Regla del octeto Para que un átomo sea estable cuando forma compuestos, tiende a completar ocho electrones en su capa más externa. Para ello pueden perder, ganar o compartir electrones hasta lograr la configuración electrónica estable que tiene un gas noble. Estructura de Lewis Se le denomina estructura de Lewis a la forma en que los electrones de valencia de cada átomo se representan mediante el uso de puntos o cruces alrededor del símbolo químico, poniendo máximo 2 electrones por cada lado del mismo. Revisa los siguientes ejemplos de estas representaciones. Elemento e - de valencia Estructura de Lewis Litio 1 Li x Calcio 2 x Ca x Aluminio 3 x x Al x Silicio 4 x Si x x x Nitrógeno 5 x N x x Azufre 6 x S x Bromo 7 Br x Argón 8 Ar Tabla 1. Ejemplos de elementos representados con la estructura de Lewis. Los electrones de valencia son la cantidad de electrones que tiene el elemento en su última capa y se obtienen al sumar los electrones del último nivel de energía (aun cuando pertenezcan a diferentes subniveles). 2
Las cruces alrededor del elemento representan los electrones de valencia. También se pueden representar por puntos. Excepciones Como toda regla, ésta tiene sus excepciones. Algunos elementos al combinarse no logran completar los ocho electrones. Estos elementos son: Be, B, P y S. Apoyo de la configuración electrónica para realizar la estructura de Lewis: electrones de valencia Ya se habló de cómo la tabla periódica te ayuda de manera rápida a determinar cuál es el último número cuántico de la configuración electrónica de cada uno de los elementos químicos, porque te proporciona el nivel cuántico principal, el subnivel al que pertenecen y la cantidad de electrones que hay en ese último nivel. Ahora bien cómo obtener los electrones de valencia? (Recuerda que éstos se tienen que acomodar alrededor del símbolo químico para realizar la estructura de Lewis). Ejemplo 1 Veamos cómo realizar la configuración electrónica del Polonio (Po 84 ): 1s 2 2s 2 sp 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4 Como puedes ver, el último número cuántico es 6p 4 pero hay otro número cuántico en el nivel 6 con el subnivel «s». La suma de los electrones del mismo nivel, aunque sean de diferente subnivel, nos proporciona la cantidad de electrones de valencia (en color naranja). Por lo que se puede concluir que el número de electrones de valencia para el polonio es de 6. Ahora bien, trasladando esta información a la la estructura de Lewis del Po quedaría de la siguiente forma: 3
Ejemplo 2 En el caso del Galio (Ga 31 ) cuya configuración electrónica es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 Si te fijas el último número cuántico es 4p 1, sin embargo antes que ese tenemos otro número con el nivel principal 4 pero con el subnivel «s» por lo que en total suman 3 electrones (en verde), que son su número de valencia. Entonces la estructura de Lewis queda de la siguiente manera: Enlace iónico Como se menciona en la figura 1, este tipo de enlace se da entre únicamente entre metales y no metales, en donde el elemento metálico le cede electrones al elemento no metálico. Como requisito se tiene que ambos elementos deben tener electronegatividades diferentes y que la diferencia de electronegatividades es mayor que 1.7 (aunque existen algunas excepciones) Las electronegatividades se miden según la escala de Pauling y son adimensionales, es decir, no tienen unidades. Ejemplo 1 El enlace iónico es el NaCl (Cloruro de sodio). xcl Na + Cl Na x El sodio (metal) cedió su electrón (representado por el punto) y el cloro (no metal) lo ganó. Esto sucede puesto que, para completar la regla del octeto, es más fácil que el sodio ceda su electrón de la última capa a que el cloro ceda los 7 electrones que tiene en la última capa. Con este acomodo se cumple la regla del octeto en donde el cloro logra completar ocho electrones en su última capa. Durante este proceso, la electronegatividad, que es la capacidad de un átomo de atraer electrones hacia él, toma un papel muy importante. Entre el sodio y el cloro el más electronegativo es el cloro. Por lo tanto, el segundo atrae el electrón del primero, formando un compuesto iónico llamado cloruro de sodio, conocido comúnmente como sal de mesa (precisamente la que utilizamos para la comida). 4
Ejemplo 2 Verás ahora el caso de dos elementos que no pueden formar enlace iónico- Para este fin, tenemos el aluminio y el carbono. 1. El aluminio es metal y el carbono es no metal. 2. El aluminio tiene 3 electrones en su última capa. El carbono 4. 3. El metal le donaría al no metal su electrón y así cumplir con la regla del octeto. Al + C Al C Como puedes darte cuenta no se cumple la regla del octeto pues al carbono le faltan tres electrones para completar ocho. Además, si revisas tu tabla periódica, podrás percatarte que el aluminio y el carbono tienen electronegatividades semejantes. Debido a todas estas características, estos dos elementos no pueden formar un compuesto con enlace iónico. Enlace metálico Este tipo de enlace se presenta solamente entre metales. Como éstos tienden a dar electrones, se les conoce también como elementos electropositivos. Los metales ceden sus electrones porque tienen muy pocos en su capa externa. El enlace metálico se da en los metales y sus aleaciones. Éstas tienen propiedades diferentes con respecto a la de los elementos que fueron utilizados para formarlas. La estructura de representación es un tanto complicada por lo que no la vamos a realizar. 5
En la Tabla 2 puedes ver algunas aleaciones y sus aplicaciones. Aleación Metales que la forman Usos Acero Hierro y carbono Material para construcción. Acero inoxidable. (Hay variedad en esta aleación, dependiendo del porcentaje del elemento que se elija) Bronce Latón rojo Hierro, cromo y carbono (Varía el porcentaje para formar diferentes tipos de aceros inoxidables) Cobre y estaño. Cobre y zinc Utensilios de cocina, tarjas, cubiertas de estufas y refrigeradores, etc. Estatuas, objetos de ornato Fabricación de objetos de metal de poco valor Bronce alumínico Cobre y aluminio Fabricación de campanas Tabla 2. Aleaciones y sus usos. Enlace covalente Es aquel que se da cuando se comparten uno o más pares de electrones entre átomos no metálicos. La diferencia de electronegatividades de sus átomos es menor que 1.7 Primero necesitas saber que éste tipo de enlace se puede clasificar de acuerdo con la cantidad de pares de electrones que se comparten entre los átomos. Así queda dividido como: a) Enlace covalente sencillo: Es dónde solamente se comparte un par de electrones. H H Ejemplo 1 Fórmula Observa que el punto es el electrón que comparte el hidrógeno y la cruz es el electrón que comparte el otro hidrógeno. Es un par electrónico. (Señalado con la flecha). H 2 6
El par de electrones se puede representar por una línea que une a los dos átomos. En este caso quedaría: H H b) Enlace covalente doble: Es cuando dos pares de electrones son compartidos por los átomos. (CH 2 = CH 2 ) Ejemplo 2 Observa que donde se encuentran los cuatro puntos, se tienen los dos pares de electrones. Los electrones se representan mediante líneas de la siguiente manera: c) Enlace covalente triple: Es en donde los átomos comparten tres pares de electrones. ( N 2 ) Ejemplo 3 Los seis puntos indican los tres pares de electrones que también se representan como: 7
Por otro lado el enlace covalente se puede dividir en: polar, no polar y dativo. Esta clasificación se explicará a continuación. a) Enlace covalente polar Es cuando se tienen dos átomos no metálicos con diferentes electronegatividades. Los electrones forman una especie de «nube electrónica» la cual se carga o dirige hacia el átomo de mayor electronegatividad. Como apoyo para distinguir el tipo de enlace, se sugiere que la diferencia de electronegatividades de ambos elementos debe ser menor de 1.7. A continuación se muestra una tabla en donde puedes ver estos valores en los elementos químicos. Figura 2. Electronegatividad en la escala de Pauling (El Cedazo, 2012, párr.42). 8
Ejemplo 4 a) Enlace covalente polar Por un lado, se tiene el hidrógeno, con un electrón en su última capa. Por el otro, está el Yodo con 7 electrones en su última capa. Como solamente pueden compartir un electrón (pues es el único que tiene el hidrógeno) la estructura de Lewis para este enlace queda: Fórmula: HI Revisando las electronegatividades de ambos, tenemos que el más electronegativo es el yodo con un valor de 2.5 y el hidrógeno con un valor de 2.1. Realizando la resta tenemos E = 2.5 2.1 = 0.4 Por lo que su valor es menor del 1.7 que se estableció como característica del enlace covalente polar. Por lo tanto, podemos corroborar que el compuesto HI se lleva a cabo mediante un enlace covalente polar. b) Enlace covalente no polar Este tipo de enlace es sencillo de identificar, ya que se da cuando dos átomos del mismo elemento se unen. No olvides que son elementos no metálicos. En este caso su diferencia de electronegatividades es igual a cero. Ejemplos 5 y 6: Cl 2 y H 2 H H 9
c) Enlace covalente dativo o coordinado Este se lleva a cabo cuando uno de los átomos es el que aporta el par de electrones. Es decir, uno de los átomos es un donador y el otro es un receptor de electrones. El ión (NH 4 ) + es ejemplo de ello. Como puedes observar, el nitrógeno en este caso aporta el par de electrones que lo une al hidrógeno (encerrado en rojo). Aquí los electrones se comparten y entonces se convierte en ión amonio, por lo que se representa con una carga positiva. 10