Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante
fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el
covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de
enlace y sus características principales.
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).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro
sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo
de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos
después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han
conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando
los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo
déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los
iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una
red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan
iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente.
Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que
rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice
de coordinación es 6 para ambos
Los compuestos iónicos estado sólido forman estructuras
reticulares cristalinas. Los dos factores principales que determinan la forma
de la red cristalina son las cargas relativas de los iones y sus tamaños
relativos. Existen algunas estructuras que son adoptadas por varios compuestos,
por ejemplo, la estructura cristalina del cloruro de sodio también es adoptada
por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios, tales como MgO.
Disposición de la red cristalina en el NaCl
Disposición de la red cristalina en el NaCl
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.
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen
tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en
la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no
metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos
situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen
por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no
metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no
puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo
que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea,
la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros
casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose
entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado
compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el
átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de
azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que
lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos
compartidos, independientemente de su número.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las
sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas
se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no
pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de
interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento
dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en
una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción
electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no
polares).
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener
ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias
covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a
temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de
las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de
punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad,
puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en
disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos
sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al
comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran
estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman
están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es
necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y
covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir
de su configuración electrónica.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos
iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para
conseguir la configuración de los gases nobles.
La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar
un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay
que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo
siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético
superior.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes
cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red
cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce;
cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con
coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de
cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos
que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de
tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y
electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de
muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse
formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos
forman una nube que mantiene unido al conjunto.
POLARIDAD DE LOS ENLACES
En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos
tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas
fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un
desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo,
quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo,
en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste
aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno
aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar,
con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.
