Enlace iónico

ENLACE IÓNICO

---

   Este tipo de enlace tiene lugar cuando la unión entre los átomos se realiza por una transferencia de electrones, en la cual cabe distinguir un proceso de cesión, simultáneo con otro de captura de los electrones por parte de los átomos constituyentes, que, de esta forma, quedarán cargados eléctricamente, es decir, pasan a ser iones: unos, positivos (cationes), correspondientes a los átomos que han cedido los electrones, y que como consecuencia quedan con un exceso de carga positiva radicada en el núcleo. Otros serán negativos (aniones), correspondientes a los átomos que han captado electrones, en los que, naturalmente, se produce un exceso de carga negativa.

   Tanto los cationes como los aniones han sufrido variaciones en su nube electrónica y ello es la causa de que los iones posean propiedades diferentes de las de los átomos que los han producido. Así, por ejemplo, la sal común, o cloruro de sodio, está formada por iones cloro (Cl ^- ) e iones sodio (Na ⁺ ). Los átomos de sodio forman un metal ligero, muy blando, que es muy activo químicamente, mientras que los iones sodio no pueden existir en estado sólido sin que les acompañe un ion de signo contrario para que la sustancia formada sea eléctricamente neutra.

   Igualmente, son notablemente diferentes los átomos de cloro (que se unen de dos en dos para formar moléculas, constituyendo un gas amarillo-verdoso) de los iones cloro, constituyentes de la sal común.

    Resumiendo: el enlace iónico es aquel que se origina por la atracción electrostática entre iones de signo opuesto.


Redes cristalinas

       En el enlace iónico, la transferencia de electrones que tiene lugar entre los átomos constituyentes del mismo origina la formación de iones, que en el caso del cloruro de sodio son Na⁺ Cl^- , y además se establecen poderosas fuerzas atractivas entre ellos, las cuales actúan en el espacio en todas direcciones. Cada ion positivo se encuentra rodeado de iones negativos y viceversa, formando una red iónica cristalina en la que los iones son los elementos del retículo. Por tanto, en estos retículos cristalinos de compuestos iónicos no cabe distinguir moléculas formadas por pares de iones en forma aislada, sino que, en su conjunto, constituye un cristal, eléctricamente neutro, dado que las cargas de los iones constituyentes se neutralizan mutuamente.

    La fórmula de un compuesto iónico no expresa más que la relación en que se encuentran los iones que lo constituyen, así Na Cl, expresa que la relación entre los iones Na⁺ y Cl^- es 1:1, mientras que en el óxido de sodio Na₂O, la relación es 2 : 1. Para que se produzca un compuesto iónico los átomos que lo han de formar necesitan tener muy diferentes electronegatividades.

    La mayoría de las reacciones de los metales más electropositivos, como sodio, magnesio, calcio, etc., forman enlaces iónicos con no metales como oxígeno, cloro, azufre, produciéndose sustancias salinas sólidas que son muy poco volátiles, lo cual induce a pensar que los iones se atraen muy fuertemente.


   Una transferencia electrónica podemos esquematizarla de acuerdo con la siguiente figura:

   El oxígeno ha recibido dos electrones del magnesio, pasando a ser un anión con carga 2 ^-, mientras que el magnesio, al cederlos. queda cargado con dos cargas positivas.

    En resumen, en un compuesto iónico, para formarse los iones, se transfieren electrones. Dos iones de carga opuesta se mantienen unidos por enlace iónico debido a fuerzas electrostáticas sin una dirección determinada. Los iones ocupan los nudos de una red cristalina eléctricamente neutra.

Propiedades de los compuestos iónicos


    Los compuestos iónicos son sólidos de alto punto de fusión. Suelen ser duros, o lo que es lo mismo, difíciles de rayar, pero frágiles, porque pueden romperse por los planos que pasan entre los iones cuando sufren un golpe.

    Los iones están colocados en posiciones fijas de la red cristalina. Cuando elevamos la temperatura, los iones aumentan su vibración, es decir, oscilan con mayor amplitud con respecto a su posición de equilibrio. Si la vibración es suficiente grande, los iones llegan a separarse y el sólido funde. Así, el sólido se tranforma en un líquido con iones libres, por lo que es conductor de la electricidad.

    Los sólidos iónicos se disuelven en disolventes polares, como por ejemplo el agua. El proceso de disolución se puede observar en la siguiente figura, en la que se ilustra cómo las moléculas dipolares del disolvente se orientan alrededor de los iones de signo contrario de la red cristalina.

    La atracción eléctrica de los dipolos sobre las cargas de los iones debilita las fuerzas interiónicas hasta que los iones quedan libres y rodeados por los dipolos. Si el disolvente es agua, se dice que los iones están hidratados.

ENLACE  COVALENTE

---

     Este enlace explica la unión entre átomos iguales o diferentes, de tal forma que la unión tiene lugar por compartición de pares electrónicos de los átomos constituyentes. Generalmente, los dos electrones compartidos son aportados uno por cada átomo. y estos dos electrones han de tener sus espines anti- paralelos.

    Algunas veces, los dos electrones son aportados por uno solo de los átomos constituyentes del enlace, el otro átomo simplemente acepta la compartición. En este caso el enlace se llama envalente dativo o coordinado.

A)  Teoría de Lewis y Langmuir

   Según Lewis, los átomos, en sus enlaces covalentes por pares electrónicos compartidos, tienden a completar su capa electrónica de valencia hasta adquirir ocho electrones (regla del octete), que es la estructura típica de los gases nobles, también llamados inertes porque su gran estabilidad hace que apenas manifiesten posibilidad de realizar reacciones químicas.

   En los diagramas de Lewis se emplean puntos o aspas para representar loa electrones de la capa de valencia. Por ejemplo: la molécula de flúor se representa según:

    Los diagramas de Lewis son muy sencillos, y aunque su teoría presenta serias limitaciones, ya que nada dice ni explica sobre la geometría molecular, por cuya razón se han elaborado modernas teorías aportadas por la mecánica cuántica, se emplean frecuentemente sus diagramas, pues permiten la representación de las moléculas en forma muy sencilla e intuitiva. A continuación se muestra algunos ejemplos de moléculas:

La representación de la molécula de agua sería:

 Y en el caso de la molécula de amoníaco:

    Como vemos, la forma de representación un es muy fácil de Interpretar, ahora bien, en cuanto a la forma de la molécula, queda totalmente Im-precisa. Así, de las fórmulas anteriores no podemos deducir que el agua es angular y el amoníaco piramidal.

   También es importante el señalar los casos de doble y Triple covalencia que presentan algunos átomos en la formación de moléculas, ya que de esa forma adquieren igualmente la estructura de gas noble Por ejemplo, la molécula de oxigeno presenta una covalencia doble entre sus átomos, es decir, que están unidos por un doble enlace, en la forma:

   La molécula de CO₂ la podríamos representar en la forma:

 

   Como vemos, existen dos dobles enlaces, que aún se ven más claramente empleando el sistema de rayitas para  representar cada par electrónico:   

 

   La molécula de nitrógeno está formada por dos átomos unidos en triple enlace, es decir, se realizan tres comparticiones de pares electrónicos, según:

 

   También representaremos alguna molécula en la que se presente el caso de covalencia dativa. Por ejemplo, el SO₂:

 

   Cada raya es un par electrónico, pero cuando la raya además tiene una flecha en un extremo, nos indica que ese par es aportado sólo por el átomo del cual parte la flecha, mientras que el átomo que señala en su extremo actúa en el enlace en la forma pasiva de aceptar la compartición sin aportar para ello ningún electrón.

   Según el sistema de puntos la estructura del S0₂ vendría representada por el diagrama:

Cuando una molécula presenta algún electrón no apareado, la sustancia es paramagnética; tal es el caso del N0₂:

 

   Esta molécula presenta doble enlace de un oxígeno con el nitrógeno, covalencia dativa en el enlace del nitrógeno con el otro oxígeno. Además es paramagnética, puesto que el nitrógeno tiene un electrón sin aparear.

   En cambio, las moléculas en las que todos los electrones están apareados son diamagnéticas; tal sería el caso del SO₂, anteriormente representado.

  Estas moléculas, sometidas a la acción de un campo magnético, tienden a situarse en las regiones del campo de menor intensidad, mientras que las paramagnéticas son atraídas bajo la acción del campo, debido a que en ellas el momento magnético asociado al espin del electrón desapareado se manifiesta permanentemente.

   Los pares de electrones que no intervienen en ningún enlace se llaman pares electrónicos solitarios. Por ejemplo, en el PF₃ el fósforo muestra un par solitario:

Enlaces covalentes apolares y polares.

   En las moléculas formadas por dos átomos iguales que hemos visto (H₂, F₂, 0₂, N₂), los electrones del enlace covalente son igualmente atraídos por ambos átomos. En estos casos, el enlace covalente es puro o «apolar» y las moléculas se denominan apolares (sin polaridad).

   El enlace covalente apolar se origina cuando se comparten electrones entre dos átomos de igual electronegatividad.

   Cuando los átomos que intervienen en el enlace tienen electronegatividades diferentes, el par electrónico es atraído con mayor fuerza por el átomo más electronegativo. Por ejemplo, en la molécula de cloruro de hidrógeno, HCI, hay un desplazamiento de carga negativa hacia la zona correspondiente al átomo de cloro, con lo que éste adquiere un exceso de carga negativa. Simultáneamente se produce una deficiencia de carga negativa en la zona del átomo de hidrógeno o, lo que es lo mismo, un exceso de carga positiva.

El enlace se denomina covalente polar y la molécula se comporta como un dipolo eléctrico, constituido por dos cargas iguales de signo opuesto separadas por una distancia determinada.

  Representaciones del  dipolo eléctrico de la molécula de cloruro de hidrógeno

   Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen, mayor será el desplazamiento de la carga negativa y más polar la molécula.

   Una molécula polar de importancia vital es el agua. En la figura 4 puedes ver que en el extremo de la molécula donde se encuentra el átomo de oxígeno, de mayor electronegatividad, existe una pequeña carga negativa, y en la posición inter¬media entre los átomos de hidrógeno hay una cantidad de carga positiva igual a la anterior.

 

 

Representación del dipolo de la molécula de agua

Enlace covalente coordinado.

  Un enlace covalente se denomina coordinado o dativo cuando el par de electrones compartido lo aporta uno de los átomos. Para que se dé este tipo de enlace tiene que existir un átomo con un par de electrones sin compartir, que sería el donante, y un átomo con orbitales vacíos, que sería el receptor. 


Propiedades de los compuestos covalentes.

   Los enlaces covalentes son relativamente fuertes. En la siguiente tabla se dan los valores de algunas energías de enlace. Así expresados, representan la energía necesaria para romper los enlaces covalentes, descritos en la tabla, de un mol de los compuestos citados.

   Como se puede ver, aunque los enlaces son fuertes, la mayoría de los compues-tos covalentes se encuentran en estado gaseoso, o son líquidos o sólidos de punto de fusión y de ebullición bajos. Este comportamiento se debe a que compuestos covalentes, como los que se citan en la tabla, están formados por moléculas individuales. Las fuerzas que unen estas moléculas son débiles, por lo cual cuesta poca energía separar unas moléculas de otras y transformar la sustancia en gas. Como se puede observar, pese a que las moléculas de F₂, O₂, y N₂  poseen energías de enlace muy diferentes, sus puntos de ebullición son parecidos.

   Existen también algunos compuestos covalentes con un comportamiento total-mente diferente a los anteriores. Ejemplos típicos de estos compuestos son el diamante y el cuarzo

Siguiente: Enlace iónico